File

Ikatan Kimia
Ikatan Kimia : Gaya tarik yang menyebabkan atom-atom yang
terikat satu sama lain dalam suatu kombinasi
untuk membentuk senyawa yang lebih kompleks.
2 Klasifikasi Ikatan Kimia :
1. Ikatan ion :
Ikatan yang terjadi antara ion positif dan
ion negatif dalam satu senyawa ionik.
2. Ikatan Kovalen :
Ikatan yang terjadi antar atom dalam molekul
yang melibatkan pemakaian elektron
bersama.
1
Mengapa logam membentuk kation
dan Non logam membentuk anion
Logam
: - Cenderung untuk menghasilkan ion positif
- Pada posisi sebelah kiri dalam sistem periodik
mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron
yang kecil
- Relatif
diperlukan
melepaskan
energi
elektron
yang
kecil
valensinya
untuk
untuk
menghasilkan ion positif (kation).
3
Non logam : -
Cenderung untuk menghasilkan ion negatif
Pada posisi sebelah kanan dalam sistem
periodik
mempunyaii
energi
ionisasi
dan
afinitas elektron yang besar.
-
Sulit untuk melepaskan elektron valensinya,
tetapi menghasilkan energi bila unsur tersebut
menangkap elektron / terjadi peningkatan
elektron
untuk
menghasilkan
ion
negatif
(anion).
4
Perubahan dalam konfigurasi elektron
apabila terbentuk ion , memenuhi aturan logam :
Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
Na+ = 1s 2 2s 2 2p 6
Na+ mempunyai konfigurasi elektron
yang sama dengan gas mulia Ne
1 x EI = 496 kj/mol
2 x EI = 4563 kj/mol ? Na 2+ tidak stabil/energi tinggi.
5
20Ca
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Ca2+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ca2+ konfigurasi e- sama dengan gas mulia Ar
1 x EI = 590 kj / mol
2 x EI = 1140 kj / mol
3 x EI = 4940 kj / mol → Ca3+ tidak stabil/energi tinggi.
Non logam :
2
2
6
2
5
Cl
:
1s
2s
2p
3s
3p
17
Cl¯ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cl¯ dan O2¯ mempunyai konfigurasi e¯
yang sama dengan gas mulia
6
Kekecualian aturan oktet
Aturan oktet :
-
Kation logam gol IA dan IIA
-
Anion Non logam
Tetapi pada logam transisi dan post – transisi tidak berlaku dengan baik.
Ex : Sn
: [ Kr ] 4d10 5s2 5p2
Fe
: [ Ar ] 3d6 4s2
Sn2+ : [ Kr ] 4d10 5s2
Fe2+ : [ Ar ] 3d6
Sn4+ : [ Kr ] 4d10
Fe3+ : [ Ar ] 3d5
7
“Bookkeeping” elektron : simbol lewis
- G. N. Lewis (1875 – 1946), Amerika
Simbol Lewis unsur-unsur group / gol A periode 2 :
Gol
IA
Simbol
Li
Ket
IIA
Be
IIIA
IVA
VA
B
C
N
VIA VIIA
O
F
O
Ne
: Jumlah elektron valensi
Simbol Lewis dapat juga digunakan untuk menjelaskan
pembentukan ion, meskipun banyak digunakan untuk
ikatan kovalen
+
Na
Na + CL
CL
Ca
CI
CI
2+
Ca + 2 CI
8
Penggunaan Bersama elektron :
pembentukan ikatan kovalen
Ikatan yang terjadi kombinasi atom-atom netral
untuk membentuk molekul disebut ikatan kovalen.
Ex :
H O : air
2
C
H
O
: gula
12 22 11
Perubahan energi dalam pembentukan ikatan kovalen
-
-
Kombinasi atom-atom non logam
pembentukan ikatan antara 2 atom Hidrogen
Pasangan elektron
H  +H


H
 H
Ikatan pasangan elektron / Ikatan kovalen
9
Ikatan kovalen dan aturan oktet
Aturan oktet
Aturan oktet : bila atom-atom membentuk ikatan
kovalen, maka cenderung untuk membagi elektronelektron untuk mencapai 8 elektron pada kulit
tertuanya (elektron valensi), kecuali atom H.
Ex. :
10
- Ikatan kovalen dari pemakaian dua
pasang elektron antara 2 atom disebut
ikatan rangkap dua
Ex. :
O
C
O
O
C
= C=
- Ikatan kovalen dari pemakaian 3
pasang
elektron
antara
2
atom
disebut ikatan rangkap tiga
Ex. :
11
Elektronegatifitas dan polaritas ikatan
a. Ikatan kovalen non polar
b. Ikatan kovalen polar
Polaritas : - perbedaan keelektronegatifan
Elektronegatifitas unsur-unsur
Variasi dalam karakter ion dalam ikatan
dengan perbedaan keelektronegatifan.
12
Penulisan struktur Lewis
- Struktur Lewis yang tidak mematuhi aturan oktet :
F
Cl
F
Cl
F
S
P
Cl
C
l
F
C
l B
eC
l
F
Cl
F
Cl
Cl
B Cl
13
- Penataan atom-atom yang terikat :
Ex : CO2
ClO4
HNO3
OCO
O
O Cl O
O
O
HONO
-
Latihan : SO2, NO3 , HClO3, dan H3PO4
14
Perhitungan elektron valensi
untuk penulisan suatu ion, tambahkan 1
elektron
valensi
untuk
setiap
muatan
negatif, atau kurangi satu elektron valensi
untuk setiap muatan positip.
Ex : SO3
S (gol VIA) mempunyai 6e-
1x6 =6
O (gol VIA) mempunyai 6e-
3 x 6 = 18
+
Total 24e-
15
ClO4-
Cl (gol VIIA) mempunyai 7e-
1x7 =7
O (gol VIA) mempunyai 6e -
4 x 6 = 24
Tambahkan 1e - untuk muatan 1 -
+1
+
32e -
total
NH4+
N (gol VA) mempunyai 5e -
1x5 =5
H (gol IA) mempunyai 1e-
4x1 =4
Kurangi 1e- untuk muatan 1+
-1
total
latihan : - SO 2, PO 43-, NO +

hitung semua elektron valensi ?
- Tuliskan struktur Lewis dari
NO3-, ClF 3 dan HClO4.
8e-
+
HClO 3, SO3, CO, SF4, OF2, NH4+, SO2,
16
Resonansi : bila struktur Lewis tunggal gagal
-
-
- Hibrida resonansi
- Struktur resonansi atau struktur penyumbang
17
Pengaruh resonansi terhadap stabilitas molekul dan ion
- Resonansi dapat menyebabkan molekul dan atau ion lebih stabil
daripada tanpa resonansi.
- Ikatannya lebih kuat.
Ex : Kalor pembentukan standar C6H6
= +230 KJ / mol
( molekul hipotesis )
Kalor pembentukan standar Benzen
= -84
KJ/ mol
146 KJ / mol
ini berarti Benzen lebih stabil dengan selisih 146 KJ / mol, penurunan
energi molekul disebut energi resonansi.
18
Ikatan kovalen koordinasi : atom dan basa Lewis
Ikatan kovalen koordinasi : ikatan
yang terjadi apabila kedua elektron
pada suatu ikatan berasal dari salah
satu atom (donor pasangan elektron).
H
+
H NO+ H
H
H
H NH
H
+
19
Definisi Asam dan Basa Lewis
1.
Asam adalah spesies ionik atau molekul
yang dapat menerima (aseptor) sepasang elektron
dalam pembentuk ikatan kovalen koordinat
2.
Basa adalah spesies ionik atau molekul
yang dapat memberi (donor) sepasang elektron
dalam pembentuk ikatan kovalen koordinat
3.
Netralisi adalah pembentuk ikatan kovalen
koordinat antara donor (basa) dan aseptor (asam)
Contoh reaksi Asam - Basa Lewis
H
HN +
H
Basa
CI
B CI
CI
Asam
H
H N
H
CI
B CI
CI
20
Struktur Molekul
Bentuk molekul
Molekul Linier = sudut ikatan 180
Molekul Segitiga planar = sudut ikatan 120
Molekul tetrahedral = sudut ikatan
Gambar :
109,5 Langkah-langkah
Menggambar molekul
tetrahedral
= 4 muka
1
Molekul Trigonal bipiramidal : 2 trigonal piramid
Model ikatan :
- ikatan ekuatorial : 120
- ikatan aksial : 180
- diantara ekuatorial dengan aksial 90 
Molekul Oktahedral : 2 square pyramid
2
Prediksi Bentuk Molekul : Teori ”VSEPR”
Teori “VSEPR” (Valance Shell Elektron Pari Requlsion) :
Pasangan e- kulit valensi atom pusat akan saling tolakmenolak sampai tercapai tolakan yang paling minimal.
ex : - BeCl2
Gambar :
Two pairs
Three pairs
Four pairs
Five pairs
Latihan :
CCl4, SbCl5
Six pairs
3
Ex : BeCl2
Cl Be
180
Be
Cl
Cl
o
o
Cl
< 180
(benar)
(salah)
Linier
Be
BCl3
Cl
120o
B
Segitiga Planar
B
Cl
Latihan : CCl4, SbCl5
Cl
4
Bentuk molekul bila beberapa pasangan etidak dipakai untuk ikatan
Cl Sn
Cl
Pasangan e- yang tidak dipakai akan memberikan tolakan
yang sama seperti pasangan e- yang tidak dipakai untuk ikatan
Gambar :
Sn
Sn
Cl
Bentuk non linier
Atau bentuk V
Cl
5
Molekul dengan 4 pasangan e- dalam kulit Valensi
Gambar :
H
N
H
H
H
O
H
6
Molekul dengan 5 pasangan e- dalam kulit Valensi
Gambar :
7
Molekul dengan 6 pasangan e- dalam kulit Valensi
Gambar :
Latihan :
ClO2-, XeF2, XeOF4
8
Bentuk molekul dan ion dengan ikatan rangkap dua atau tiga
Sama seperti ikatan tunggal
Gambar :
O
C
O
O
N
O
Non Linier
O
O
O
N
Segitiga Planar
Latihan : HCN, SO32-, XeO4, OF2, CO329
Bentuk Molekul dan Polaritas Molekul
Momen di pol molekul
• Kekuatan interaksi tergantung pada jumlah muatan dalam
molekul dan jarak antara muatan
• Di tentukan secara eksperimen
• Struktur molekul dapat menentukan polaritas molekul
10
Dipol ikatan
( Non Polar )
11
Molekul Polar
12
Molekul Polar
Latihan : PCL3, SO3, HCN, SF6, SO2
13
Mekanika Gelombang dan
Ikatan Kovalen : Teori Ikatan Valensi
• Bagaimana atom-atom berpatungan elektron
antara kulit-kulit valensi
 mekanika kuantum untuk mempelajari bagaimana
orbital-orbital atom berinteraksi satu sama lain
• Teori modern ikatan berdasarkan fungsi-fungsi
mekanika gelombang
• Teori ikatan modern : 1. Teori ikatan valensi
2. Teori orbital molekul
14
Postulat dasar teori ikatan valensi
Suatu ikatan antara 2 atom dibentuk bila sepasang elektron
dengan spin yang berpasangan di bagi oleh 2 orbital atom
yang saling “overlapping”, satu orbital dari setiap atom
bergabung dalam ikatan
Gambar
pembentukan molekul H2
menurut teori ikatan kovalen
15
Gambar
pembentukan molekul HF
menurut teori ikatan kovalen
Gambar
pembentukan molekul H2S
menurut teori ikatan kovalen
16
Gambar
pembentukan molekul F2
menurut teori ikatan kovalen
Latihan : HCl
17
Orbital Hibrid
Be H2 :
Diagram orbital pada kulit valensi berilium :
Be
2s
2 p
Untuk berikatan dengan 2 atom H maka Be harus
menyediakan 2 orbital pada kulit valensi yang masingmasing orbital mengandung 1eBe
2s
Hibridasi sp
2p
s
p
Orbital 2p yang unhibrid
18
Gambar pembentukan orbital hibrid sp
19
Gambar : karbon tetrahedral dari model CH4
Gambar :
Ikatan pada molekul
etana (C2H6)
20
Hibridasi bila atom pusat mempunyai lebih dari oktet
Gambar : orientasi hibrid yang melibatkan orbital Atom d (a)
orbital hibrid sp3 d (b) sp3 d2 orbital hibrid
Latihan : Jelaskan orbital hibrid dari SF6, AsCl5
21
Penggunaan teori VSEPR untuk memprediksi Hibridasi
CH4  tetrahedral  hibridasi sp3
SF6  oktahedral  hibridasi sp3 d2
Latihan : SiH4, PCl5
Hibridasi dalam molekul yang mempunyai
pasangan elektron bebas
CH4 adalah molekul tetrahedral  hibridasi sp3 orbital karbon
Sudut ikatan H - C - H = 109,5
NH3, sudut ikatan H - N - H = 107
H2O, sudut ikatan H - O - H = 104,5
Sudut ikatan H – X – H
mendekati sudut untuk molekul
yang atom pusat mempunyai
hibrid sp3
22
Ikatan Rangkap Dua dan Tiga
“Overlap” orbital-orbital s, p, atau orbital hibrid disebut
Ikatan Sigma atau Ikatan 
Gambar :
Ikatan Sigma
a) overlap dari orbital s
b) overlap dari orbital p dari ujung ke ujung
c) overlap dari orbital hibrid
23
Ikatan yang terjadi overlap dari orbital p dari ujung
ke ujung secara aksial yang menghasilkan densitas eyang dibagi diantara 2 daerah yang berlawanan pada
2 inti yang bergabung disebut ikatan pi (ikatan )
H
H
C
H
C
Hibridisasi sp2
H
24
Gambar : pembentukan ikatan 
25
Teori Orbital Molekul
Memandang bahwa suatu molekul mirip dengan atom dalam
Satu respek yang penting  level energi tergantung kepada
Variasi orbital yang dipopulasikan oleh e-.
Atom  orbital atom
Molekul  orbital molekul
 Orbital molekul yang dibentuk =  orbital atom-atom yang
Berkombinasi
Molekul terdiri dari susunan inti atom tertentu, dan di sekitar
Inti tersebut tersebar satu set orbital molekul.
26
Mengapa beberapa molekul ada dan yang lain tidak ?
Teori orbital molekul dapat digunakan untuk menghitung
Keberadaan molekul tertentu
Gambar :
Diagram level energi orbital molekul H2
27
Gambar : diagram level energi orbital molekul He2
Pada molekul He2   e- ikatan =  e- anti ikatan
 tidak stabil
Jika kehilangan 1e- anti ikatan He2  He2+ maka masih ada
Elektron ikatan netro  ion tersebut bisa ada walaupun tidak
Stabil dan tidak dapat diisolasi.
28
Orde ikatan
Orde ikatan 
e
ikatan
e


2
2-0
Molekul H 2 : orde ikatan 
1
2
2-2
Molekul He 2 : orde ikatan 
0
2
2 -1

Ion He 2
: orde ikatan 
 0,5
2
Ikatan molekul diatonik periode 2
• Kulit terluar unsur periode 2 mengandung subkulit 2s dan 2p
• Bila atom-atom pada periode 2 berikatan, maka subkulit orbital
atom-atom berinteraksi kuat untuk menghasilkan orbital-orbital
molekul
29
Konfigurasi e- orbital molekul diperoleh dengan aturan
yang sama seperti pengisian orbital atom dalam atom
1. Pengisian e- dimulai dari orbital energi terendah
2. Dalam setiap orbital, diisi maksimal 2e- dengan
spin berlawanan
3. Penyebaran e- dengan spin tidak berpasangan di atas
orbital yang mempunyai energi yang sama
30
 Teori orbital molekul memprediksikan molekul Be2 dan Ne2
tidak ada lain orde ikatan = 0
 Orde ikatan meningkat dari B  C  N dan
berkurang dari N  O  F
 Teori orbital molekul dapat menjelaskan struktur e- molekul O2
- Dari eksperimen O2 : paramagnetik ( terikat lemah dengan
magnet )
- Mempunyai 2e- yang tidak berpasangan
- panjang ikatan O2 ikatan ikatan O - O
dengan teori e- valensi hal tersebut telah dapat dijelaskan
ex : struktur lewis :
O
O
( tidak diterima berdasarkan eksperimen
karena semua elektron berpasangan)
O
O
( tidak diterima berdasarkan eksperimen
karena ikatan tunggal O – O )
31