1. Mengapa beberapa senyawa padatan
meleleh pada suhu tinggi, sedangkan
cairan atau gas pada suhu kamar?
4. IKATAN KIMIA
• menyatakan gaya tarik antar atom bersama
membentuk suatu senyawa
• menentukan sifat kimia suatu senyawa dan
mengontrol jumlah energi yang
dilepas/diserap dalam suatu reaksi
Energi interaksi antara 2 atom H
= atom H
Jarak antar inti
0
74 pm
436 kJ/mol
Gaya tarik
4. Dalam melepaskan atau menarik atau
menggunakan elektron bersama untuk
membentuk ikatan kimia, atom-atom
cenderung mencapai konfigurasi gas
mulia (Aturan oktet/Aturan gas mulia)
untuk mencapai stabilitas maksimum.
STRUKTUR LEWIS
• Menggunakan nama kimia atom untuk
menyatakan inti dan elektron di kulit
selain kulit valensi (core electrons) dan
titik untuk menyatakan elektron valensi
• Struktur Lewis tidak secara khusus
menyatakan cara elektron berpasangan
• Contoh: Si
• jarak antar inti yang memberikan energi
potensial molekul paling rendah dapat
ditentukan secara eksperimen
4.1 Teori Lewis
1. Yang berperan dalam ikatan kimia adalah
elektron, terutama elektron kulit terluar
(elektron valensi)
2. Elektron valensi umumnya dipindahkan
dari atom logam ke non-logam dan
terbentuk kation dan anion. Gaya
elektrostatik antar kation-anion
menghasilkan IKATAN IONIK.
3. Pada ikatan antar atom non-logam, 1 atau
lebih pasangan elektron valensi
digunakan bersama oleh atom yang
berikatan membentuk IKATAN
KOVALEN.
Ep
Gaya tolak
• molekul H2 terbentuk dengan Ep=-436 kJ/mol
pada 74 pm jarak antar inti
P
Grup 4A Grup 5A
Latihan 1: Tentukan struktur Lewis ion berikut:
b. N3c. S2a. Al3+
Muatan formal
• Metoda untuk memperkirakan
muatan suatu atom dalam
berbagai variasi struktur Lewis
yang mungkin
• Dapat digunakan untuk
memilih struktur Lewis yang
paling stabil/sesuai
• Muatan formal = (jumlah
elektron valensi pada atom
bebas)-(jumlah elektron valensi
yang terkait dengan atom
dalam molekul)
Jumlah lone pair elektron + ½ (jumlah elektron
ikatan)
H2CO2
-1
0
0
0
+1
0
0
0
0
0
1

2. IKATAN IONIK
• Pembentukan ikatan ionik lebih banyak
dikontrol oleh energi potensial pembentukan
ion (energi ionisasi dan affinitas elektron)
• Ikatan ionik yang stabil mempunyai energi
total pembentukan ion-ion penyusun ikatan
bersifat EKSOTERMIS: energi potensial
senyawa < energi potensial individu unsur
• Pada atom non-logam:
E untuk melepas e- > Energi untuk
menangkap eANION
• Pada atom logam:
E untuk melepas e- < Energi untuk
KATION
menangkap eContoh: pembentukan NaCl
Na
Cl(g)
EI1=+496 kJ/mol
Cl-(g)
AE=-349 kJ/mol
+ e-
Total energi perpindahan 1e- dari atom Na ke
atom Cl = (+496) + (-349) = +147 kJ/mol
reaksi sukar terjadi
Na(padatan) + 1/2Cl2(gas)
NaCl(padatan) ∆Hof=-411 kJ
Reaksi berlangsung
Perubahan energi pada pembentukan NaCl dapat
ditentukan menggunakan
Siklus Born-Haber
Starting point: 1 mol Na(s) dan ½ mol Cl2(g)
End point: 1 mol NaCl(s)
Cl -
+ e-
2Na(padatan) + Cl2(gas)
2NaCl(padatan)
Siklus Born-Haber untuk 1 mol NaCl
Na+(g) + Cl(g) + e-
3 ∆H = +496 kJ
3
4 ∆H = -349 kJ
4
Na+(g) + Cl-(g)
Na(g) + Cl(g)
2 ∆H2 = +122 kJ
Na(g) + 1/2Cl2(g)
∆H5 = -787 kJ
1 ∆H1 = +107 kJ
Na(s) + 1/2Cl2(g)
5
start
∆Hfo NaCl(s) = +411 kJ
end
Latihan 2: Entalpi sublimasi Li +161 kJ/mol
dan EI1=+520 kJ/mol. Energi disosiasi Fluorin
+159 kJ/mol F2 dan EA fluorin -328 kJ/mol.
Energi kisi LiF -1047 kJ/mol. Tentukan
perubahan energi entalpi total reaksi:
LiF(s)
∆Hof=?
Li(s) + 1/2F2(g)
IKATAN KOVALEN
Bonding pair
Cl
Cl
Reaksi yang terlibat dalam
pembentukan NaCl
1. Konversi atom Na dari fasa padat
ke fasa gas ∆H1
2. Disosiasi/peruraian molekul Cl2
menjadi atom-atom Cl ∆H2
(energi disosiasi ikatan)
3. Ionisasi atom Na fasa gas menjadi
ion Na+ fasa gas ∆H3 (Energi
ionisasi pertama, EI1)
4. Konversi atom Cl fasa gas menjadi
ion Cl- fasa gas ∆H4 (Afinitas
elektron)
5. Pembentukan sistem kristal dari
ion-ion fasa gas ∆H5 (energi
kisi)
∆Hfo = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5
= -411kJ
NaCl(s)
Cl
Na+(g) + e-
Na(g)
+ e-
Na+
Cl
PERUBAHAN ENERGI DALAM
PEMBENTUKAN SENYAWA IONIK
Cl
Lone pair
IKATAN KOVALEN KOORDINASI
1 atom menyediakan 2 elektron untuk
dipakai bersama membentuk ikatan
TEKNIK PENULISAN STRUKTUR LEWIS
1. Tentukan total jumlah elektron valensi
atom-atom yang berikatan
2. Buat struktur rangka (hubungkan atom
yang berikatan dengan garis)
3. Tempatkan lone pair elektron di atom
terminal (ujung) untuk mencapai
konfigurasi oktet pada atom paling ujung
(kecuali H)
4. Susun elektron tersisi sebagai lone pair
di sekitar atom pusat
5. Jika perlu, pindahkan 1 atau lebih
elektron lone pair dari atom terminal
untuk membentuk ikatan rangkap
dengan atom pusat
Pembentukan H3O+
2

3. IKATAN KOVALEN DAN
ELEKTRONEGATIVITAS
Elektronegativitas menyatakan
kemampuan suatu atom untuk
menarik elektron ikatan saat atom
berada sebagai suatu molekul
• makin besar elektronegativitas
atom dalam suatu molekul, makin
kuat atom tersebut menarik elektron
ikatan kovalen
F
Cl
Br
Li Na K
I
Rb
Cs
• Dalam satu periode SPU, secara
umum elektronegativitas meningkat
dari kiri ke kanan
• Dalam satu golongan SPU, secara
umum elektronegativitas meningkat
dari bawah ke atas
Jenis Ikatan Kimia dan
Beda elektronegativitas (∆)
• Ikatan ionik
∆>2
• Ikatan kovalen polar
0,4 < ∆ < 2
• Ikatan kovalen
∆ < 0,4
3

4. Kovalen total
Ikatan kovalen
Kovalen
polar
Ionik
Energi ikat CH4
Dekomposisi bertahap
CH4
Hasil eksperimen : 1652
kJ/mol
C(g)+4H(g) →CH4(g) +
1652 kJ/mol
Rerata energi ikat C-H per
mol: 1652/4=413
(kJ/mol)
CH4(g) →CH3(g)+H(g)
435 kJ/mol
CH3(g) →CH2(g)+H(g)
453 kJ/mol
CH2(g) →CH(g)+H(g)
425 kJ/mol
CH(g) →C (g)+H(g)
339 kJ/mol
Energi ikat CH3Cl
C(g)+Cl(g)+3H(g)
→CH3Cl(g)+1578kJ/mol
(C-Cl)+3(C-H)=1578
(C-Cl)+3(413)=1578
C-Cl=339 (kJ/mol)
Energi ikatan kovalen
dan Reaksi Kimia
H2+F2→2HF
∆H = ΣD (ikatan yang
diputuskan) - ΣD (ikatan yang
terbentuk)
∆H = DH-H + DF-F – 2DH-F
= 1×432+1×154-2×565
= -544 kJ
4

5. Diketahui reaksi:
CH4+2Cl2+2F2→CF2Cl2+2HF+2HCl
Pemutusan Ikatan pereaksi :
CH4: 4×413=1652
2Cl2: 2×239=478
2F2: 2×154=308
Ikatan Produk yang terbentuk :
CF2Cl2: 2×485=970 (C-F) dan
2×339=678 (C-Cl)
HF: 2×565=1130
HCl: 2×427=854
∆H=2438-3632=-1194 kJ
TEORI IKATAN DAN
BENTUK MOLEKUL
METODE TOLAKAN PASANGAN
ELEKTRON KULIT VALENSI
(VSEPR:valence-shell electron-pair repulsion)
Konsep: pasangan elektron pada kulit valensi atom-atom
yang berikatan saling memberikan tolakan antara yang
satu dengan yang lain sedemikian rupa sehingga
menempati ruang sejauh mungkin terhadap pasangan
elektron yang lain
Geometri molekul dengan energi
tolakan minimum
Terms:
1.
2.
Geometri gugus elektron
2 gugus elektron: linier
3 gugus elektron: segitiga planar (trigonal planar)
4 gugus elektron: tetrahedral
5 gugus elektron: trigonal bipiramidal
6 gugus elektron: oktahedral
Geometri gugus elektron: orientasi ruang gugus
elektron di sekitar atom pusat akibat tolakan antara
gugus elektron
Gugus elektron: kelompok elektron valensi yang
terlokalisasi di sekitar atom pusat
Geometri molekul – bentuk molekul: orientasi ruang
atom-atom yang berikatan di sekitar atom pusat
CH4
Jika tidak ada lone-pair electrons (lp),
geometri gugus elektron = geometri molekul
Jika ada lone-pair electrons (lp), geometri
molekul ditentukan oleh geometri gugus
elektron
Cara menerapkan VSEPR:
1. Gambar struktur Lewis yang stabil
2. Tentukan jumlah gugus elektron sekitar
atom pusat dan identifikasikan sebagai
gugus elektron ikatan (bonding pair, bp)
atau lone-pair electrons (lp)
3. Tentukan geometri gugus elektronnya
4. Deskripsikan geometri molekulnya
5. Derajat kuat tolakan:
lp-lp > lp-bp > bp- bp
• Lone pairs require more
space than bonding pair.
• The bonding pairs are
increasingly squeezed
together as the number of
lone pairs increases.
5

6. • The bonding pair is shared
between two nuclei; and the
electrons can be close to
either nucleus.
• A lone pair is localized on
only one nucleus, so both
electrons are close to that
nucleus only.
Ukuran relatif pasangan elektron
ikatan dan lone pairs pada molekul
CH4, NH3 dan H2O
Lone pairs require more room than bonding pairs
square planar
2
4
3
5
4
6

7. MOLEKUL POLAR DAN MOMEN DIPOL
6
Molekul yang memiliki pusat muatan
positif dan negatif terpisahkan oleh suatu
jarak tertentu.
Kuantifikasi terhadap pemisahan muatan
dalam suatu molekul dinyatakan oleh
momen dipol (µ, debye, D), hasil kali jarak
yang memisahkan pusat muatan positif dan
negatif (d, meter) dengan kuantitas muatan
(δ, coulomb)
µ= d δ
1 D = 3,34 x 10-30 C m
Molekul polar momen dipol ≠ 0
Molekul non-polar momen dipol = 0
Polaritas Ikatan dan
Momen dipol
Plat logam
Medium non-konduktif
Jika molekul polar ditempatkan antara kedua
plat logam, molekul tsb akan mengalami
penataan seperti gambar di atas
Molekul polar meningkatkan kapasitas
penyimpanan muatan plat logam sampai pada
suatu kuantitas yang sesuai dengan momen
dipol molekul
Momen Dipol HF
Dalam kenyataan TIDAK ADA
ikatan yang secara total ionik
selalu ada bagian sejumlah elektron
dipakai bersama
1D=3.336×10-30 coulomb
meter
µ=(1.6×10-19 C)(9.17×10-11
m)=1.47×10-29
=4.4 D
ionik
Momen dipol terukur = 1.83 D
1.83×3.336×10-30=δ(9.17×1011)
δ=6.66×10-20
Karakter ionik =
1.83/4.4=41.6%
7

8. Senyawa dengan karakter
padatan
ionik > 50%
ionik
Persen
karakter
ionik
Beda
elektronegativitas (∆)
⎡ momen dipol terukur ikatan A-B ⎤
+ ⎥ x100%
dipol terhitung A B
⎣
⎦
Persentase karakter ionik ikatan = ⎢
Dipol terhitung = momen dipol yang
dihitung saat tidak ada elektron yang
dipakai bersama
Momen dipol molekul
poli atom
• Merupakan jumlah geometri
semua momomen dipol ikatan
(jumlahan vektor)
TEORI IKATAN VALENSI
Asumsi:
Elektron suatu molekul menempati
orbital atomnya masing-masing
Molekul stabil terbentuk dari atomatom yang bereaksi jika energi
potensialnya minimum
Teknik:
• gambar struktur lewis
• Perkirakan penataan semua pasangan elektron menggunakan metode
VSEPR
• Tentukan hibridisasi atom pusat
dengan cara memadankan
pasangan e- dengan orbital hibrida
8

9. Pembentukan orbital hibrida sp3
Pembentukan orbital hibrida sp
Pembentukan orbital hibrida sp2
Pembentukan orbital hibrida pada
molekul berikatan rangkap
C2H4
etilen
C2H2
asetilen
9