slide ikatan kimia

1. Ikatan kimia dan struktur molekul
Elisa Natalia
Angelin Kristin
Rosanni Sinurat
Orde Baru

2. Ikatan dan Struktur
Klasifikasi Ikatan
Faktor geometri
yang menentukan
ikatan dan struktur
Faktor elektrik
yang menentukan
ikatan dan struktur

3. Klasifikasi Ikatan
Ikatan kimia terbentuk karena unsur-unsur cenderung membentuk struktur
elektron stabil. Walter Kossel dan Gilbert Lewis pada tahun 1916 menyatakan bahwa
terdapat hubungan antara stabilnya gas mulia dengan cara atom berikatan. Mereka
mengemukakan bahwa jumlah elektron terluar dari dua atom yang berikatan, akan
berubah sedemikian rupa sehingga susunan kedua elektron kedua atom tersebut sama
dengan susunan gas mulia.
Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau konfigurasi elektron
gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar disebut kaidah oktet. Elektron yang
berperan dalam reaksi kimia yaitu elektron pada kulit terluar atau elektron valensi.
Elektron valensi menunjukan kemampuan suatu atom untuk berikan dengan atom lain.

4. Jenis-Jenis Ikatan Kimia
Secara umum, ikatan kimia dapat digolongkan menjadi dua jenis,
yaitu:
.
1 `````
a. Ikatan Elektrovalen atau Ion
b. Ikatan Kovalen
c. Ikatan Kovalen Koordinasi
d. Ikatan logam
1. Ikatan antar atom

5. a. Ikatan Hidrogen
b. Ikatan Van Der Walls
2. Ikatan Antara Molekul

6. Faktor geometri yang menentukan
ikatan dan struktur
1. Jari – jari atom
Jarak elektron dalam atom secara perlahan
akan meningkat, tetapi tidak pernah mencapai
nol ketika jarak dari inti meningkat. Jari-jari
atomik yang ditentukan secara eksperimen
merupakan salah satu parameter atomik yang
sangat penting untuk mendeskripsikan kimia
struktural senyawa. Cukup beralasan untuk
mendefinisikan jari-jari logam sebagai separuh
jarak atom logam.

8. Kation dan anion merupakan unsur yang
berbeda dalam senyawa ion yang diikat
dengan interaksi elektrostatik, jarak ikatan
adalah jumlah jari-jari ionik yang diberikan
untuk kation dan anion. Jari-jari ionik standar
satu spesies ditetapkan terlebih dahulu dan
kemudian dikurangkan dari jarak antar ion
untuk menentukan jari-jari ion partnernya.
Dalam senyawa ionik terdapat sumbangan
kovalen dan tidak terlalu diharapkan nilai jarak
ikatan perhitungan dan percobaan akan tepat
sama.

9. 2. Entalpi Kisi
Kestabilan kristal dalam suhu dan tekanan
tetap bergantung pada perubahan energi bebas
Gibbs yang dibentuk dari pembentukan kristal
dari ion-ion penyusunnya. Kestabilan suatu
kristal ditentukan sebagian besar oleh perubahan
entalpinya. Hal ini disebabkan oleh sangat
eksotermnya atau energi pembentukan ikatan
lebih besar dari pada energi pemutusan ikatan
pembentukan kisi, dan suku entropinya sangat
kecil. Entalpi kisi (ΔHL), didefinisikan sebagai
perubahan entalpi standar reaksi dekomposisi
kristal ionik menjadi ion-ion gasnya (s adalah
solid, g adalah gas and L adalah kisi (lattice)).
MX(s) → M+(g) + X- (g) ΔHL

10. 3. Tetapan Mandelung
Energi potensial Coulomb total antar ion dalam
senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan B adalah
penjumlahan energy potensial Coulomb interaksi ion
individual, /Vab. Karena lokasi ion-ion dalam kisi kristal
ditentukan oleh tipe struktur, potensial Coulomb total antar
ion dihitung dengan menentukan jarak antar ion d. Aadalah
tetapan Madelung yang khas untuk tiap struktur Kristal.
Tetapan Madelung biasanya menjadi lebih besar bila
bilangan koordinasinya meningkat. Sebab muatan listrik
mempunyai tanda yang berlawanan, potensialnya menjadi
negatif, menunjukkan penstabilan yang menyertai
pembentukan kisi kristal dari ion-ion fasa gas yang
terdispersi baik. Walaupun potensial listrik terendah
biasanya menghasilkan struktur paling stabil, namun ini
tidak selalu benar sebab ada interaksi lain yang harus
dipertimbangkan.

11. 3. Struktur kristal logam
Heksagonal terjejal (hexagonally close-packed
/hcp) atau bentuk struktur dari logam dengan
bentuk 3 lapisan.

12. Kubus terjejal (cubic close-packed /ccp)

13. 4. Kristal Ionik
Dalam kristal ionik, seperti logam halida,
oksida, dan sulfida, kation dan anion disusun
bergantian,dan padatannya diikat oleh ikatan
elektrostatik. Banyak logam halida melarut dalam
pelarut polar. Misalnya NaCl melarut dalam air,
sementara logam oksida dan sulfida, yang
mengandung kontribusi ikatan kovalen yang
signifikan, biasanya tidak larut bahkan di pelarut
yang paling polar sekalipun. Struktur dasar kristal
ion adalah ion yang lebih. Susunan terjejal dan ion
yang lebih kecil (biasanya kation) masuk kedalam
lubang oktahedral atautetrahedral di antara anion.
Kristal ionik diklasifikasikan kedalam beberapa tipe
struktur berdasarkan jenis kation dan anion yang
terlibat dan jari-jari ionnya.

14. 6. Variasi ungkapan struktur padatan
Banyak padatan anorganik memiliki struktur
3-dimensi yang rumit. Ilustrasi yang berbeda dari
senyawa yang sama akan membantu kita
memahami struktur tersebut. Dalam hal senyawa
anorganik yang rumit, menggambarkan ikatan
antar atom, seperti yang digunakan dalam
senyawa organik biasanya menyebabkan
kebingungan. Anion dalam kebanyakan oksida,
sulfida atau halide logam membentuk tetrahedral
atau oktahedral di sekeliling kation logam.
Walaupun tidak terdapat ikatan antar anion,
strukturnya akan disederhanakan bila struktur
diilustrasikan denganpolihedra anion yang
menggunakan bersama sudut, sisi atau muka.

15. Gambar berikut merupakan jenis
penggambaran struktur dari senyawa
P4O10.

16. Faktor elektronik yang menentukan
ikatan dan struktur
1. Muatan inti efektif
Karena muatan positif inti biasanya sedikit
banyak dilawan oleh muatan negatif elektron
dalam (dibawah elektron valensi), muatan inti
yang dirasakan oleh elektron valensi suatu atom
dengan nomor atom Z akan lebih kecil dari
muatan inti, Ze. Penurunan ini diungkapkan
dengan konstanta perisai σ, dan muatan inti
netto disebut dengan muatan inti efektif, Zeff.
Zeff = Z – σ
Muatan inti efektif bervariasi mengikuti
variasi orbital dan jarak dari inti.

17. 2. Energi ionisasi
Energi ionisasi didefinisikan sebagai energi minimum
yang diperlukan untuk mengeluarkan/ melepaskan elektron
dari atom dalam fasa gas (g), sebagaimana ditunjukkan
dalam persamaan berikut.
A(g) → A+ (g) + e (g)
Energi ionisasi pertama, yang mengeluarkan elektron
terluar, merupakan energi ionisasi terendah, dan
energi ionisasi ke-2 dan ke-3, yang mengionisasi lebih lanjut
kation, meningkat dengan cepat. Entalpi ionisasi, yakni
perubahan entalpi standar proses ionisasi dan digunakan
dalam perhitungan termodinamika.
Unsur-unsur gas mulia memiliki struktur elektronik
yang stabil, dan dengan demikian energi ionisasinya
terbesar. Walaupun energi ionisasi meningkat hampir secara
monoton dari logam alkali sampai gas mulia, ada penurunan
di beberapa tempat, seperti antara nitrogen N dan oksigen
O, serta antara P dan belerang S .

18. 3. Afinitas elektron
Afinitas elektron adalah energi minimum
yang diperlukan untuk menerima/
menangkap elektrom oleh atom dalam fase
gas, sebagaimana ditunjukkan dalam
persamaan berikut dan dilambangkan dengan
A ( = -ΔHeg )
A(g) + e → A-(g)
Afinitas elektron dapat dianggap entalpi
ionisasi anion. Karena atom halogen
mencapai konfigurasi elektron gas mulia bila
satu elektron ditambahkan, afinitas elektron
halogen bernilai besar.

19. 4. Ke-elektronegativan
Ke-elektronegativan adalah kecenderungan
atom untuk menarik elektron dalam molekul atau
senyawa. Kelektronegativan sangat bermanfaat
untuk menjelaskan perbedaan dalam ikatan,
struktur dan reaksi dari sudut pandang sifat atom.
Skala Pauling dikenalkan pertama sekali tahun 1932,
merupakan skala yang paling sering digunakan, dan
nilai-nilai yang didapatkan dengan cara lain
dijustifikasi bila nilainya dekat dengan skala Pauling.

20. 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  dan 
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.

21. • THANKS FOR YOUR ATTETION