IKATAN KIMIA

IKATAN KIMIA
Menentukan geometri (bentuk) molekul dengan:
1. Teori domain
2. Hibridisasi
1. Teori Domain
• Suatu cara meramalkan geometri molekul
berdasarkan tolak menolak elektron elektron
pada kulit luar atom pusat.
• Domain elektron berarti kedudukan elektron
atau daerah keberadaan elektron.
• Jumlah domain ditentukan sbb:
1.Setiap elektron ikatan merupakan 1 domain.
2.Setiap PEB merupakan 1 domain.
Prinsip Dasar Teori Domain
• Antardomain elektron elektron pada kulit luar
atom pusat saling tolak-menolak, sehingga
domain elektron akan mengatur diri,
sehingga tolak-menolak menjadi minimum.
• Urutan tolakan domain elektron
PEB-PEB > PEB-PEI > PEI-PEI
Bentuk Molekul hanya ditentukan oleh PEI
Merumuskan tipe molekul
• Atom pusat dinyatakan dengan lambang A
• Setiap domain elektron ikatan dinyatakan
dengan X
• Setiap domain elektron bebas dinyatakan
dengan E
• Contoh : IF3 ; IF5
Tipe molekul
• Senyawa biner berikatan tunggal
EV = elektron valensi atom
((EV
EV
 X)  X )
E
E
2
pusat
2
• Senyawa biner berikatan rangkap atau ikatan
kovalen koordinat
( EV  X ' )
X’ = jumlah elektron yang
E 
2
digunakan atom pusat
Contoh:
SO2 ; XeO4 ; POCl3
Menentukan geometri molekul
• Menentukan tipe molekul
• Menentukan geometri domain-domain elektron
sekitar atom pusat
• Menetapkan domain elektron terikat
• Menentukan geometri molekul (bentuk molekul)
• Contoh: H2O
Tipe molekul : AX2E2
 domain elektron : 4 (2 bebas 2 terikat)
Bentuk geometri : tetrahedron
Bentuk molekul : planar bentuk V
Berbagai Bentuk molekul
PEI
PEB
TIPE
Bentuk molekul
2
3
4
3
2
5
4
0
0
0
1
2
0
1
AX2
AX3
AX4
AX3E
AX2E2
AX5
AX4E
3
2
AX3E2
Linier
Segitiga sama sisi
Tetrahedron
Piramida Trigonal
Planar bentuk V
Bipiramida trigonal
Bidang 4 / seesaw /
jungkat-jungkit
Planar bentuk T
2
3
AX2E3
Linier
Berbagai Bentuk molekul
PEI
PEB
TIPE
Bentuk Molekul
6
0
AX6
Oktahedron
5
1
AX5E
Piramida sisiempat
4
2
AX4E2
Segiempat planar
Gambar geometri molekul
Gambar Geometri Molekul
Gambar Geometri Molekul
2. Metode Hibridisasi
• Hibridisasi (pembastaran): peleburan orbital yang
setingkat menjadi satu
• Contoh: CH4
Ground state : 6C: 1s2 2s2 2p2
Exited state
: 6C: 1s2 2s1 2p3
Hibridisasi
:
Geometri molekul : tetrahedron
sp3
Geometri molekul CH4
Contoh hibridisasi
• Contoh NH3
Ground state : 7N: 1s2 2s2 2p3
•
Hibridisasi :
sp3
Geometri molekul : piramida trigonal /
piramida sisi tiga
Contoh hibridisasi
• Contoh H2O
Ground state : 8O: 1s2 2s2 2p4
Hibridisasi :
sp3
Geometri molekul : planar huruf V
Gambar orbital hibrida
Bentukuk-bentuk molekul
2. Molekul Polar dan Nonpolar
• Suatu molekul akan bersifat polar jika
memenuhi 2 syarat :
1.Ikatan dalam molekul bersifat polar.
2.Bentuk molekul tidak simetris.
Gaya tarik antar molekul
• Berkaitan dengan sifat-sifat fisis (titik leleh,
titik didih)
• Semakin kuat gaya tarik antar molekul,
semakin tinggi titik didih maupun titik
lelehnya
• Ada 3 : a. gaya London
b. gayatarik dipol-dipol
c. gaya tarik dipol-dipol terimbas
Gaya London= gaya dispersi (gaya
tarik dipol sesaat-dipol terimbas)
• Gaya tarik antar molekul dalam zat yang non
polar.
• Molekul non polar mempunyai sebaran
muatan (awan elektron) yang simetris.
• Pergerakan elektron menghasilkan dipol
sesaat.
• Dipol sesaat mampu mengimbas molekul
dipol sesaat yang lain sehingga menghasilkan
gaya tarik dipol sesaat dipol terimbas.
Gaya London
• Polarisabilitas berkaitan dengan Mr dan bentuk molekul
• Semakin besar Mr, semakin mudah mengalami
polarisasi, semakin kuat gaya London
Contoh : He = 4 (4 K) dan Rn = 222 (221 K)
• Molekul yang memanjang lebih mudah mengalami
polarisasi dibanding molekul yang membulat, kompak
dan simetris.
Contoh: n-pentana (36,1 oC) dan neo pentana (9,5 oC)
• Zat-zat yang molekulnya bertarikan hanya berdasarkan
gaya London, mempunyai titik leleh dan titik didih yang
rendah dibandingkan dengan Mr relatif sama
Gaya tarik dipol-dipol
• Gaya tarik antar molekul dalam zat yang
polar.
• Lebih kuat dibanding gaya London
• Zat polar cenderung lebih tinggi titik didih
dan titik lelehnya dibanding zat non polar
yang Mr-nya relatip sama
• Contoh:
n-butana (tc = -138,36 oC ; td = - 0,5 oC)
aseton (Tc = -94,8 oC ; td = 56,2 oC)
Gaya tarik dipol-dipol
• Membandingkan zat dengan Mr yang
berbeda jauh, gaya London menjadi lebih
penting
• Contoh :
HCl (momen dipol = 1,08) td = 188,1 K
HI (momen dipol = 0,38) td = 237,8 K
Fakta menunjukkan bahwa gaya London
dalam HI mampu mengimbangi kontribusi
gaya dipol-dipol dalam HCl
Gaya tarik dipol-dipol terimbas
• Terjadi antara molekul polar dengan molekul
non polar
• Contoh : Gaya tarik antara molekul HCl dan
molekul CCl4
Dipol melekul polar akan mengimbas
molekul non polar di sekitarnya, sehingga
mengalami dipol sesaat.
Ikatan Hidrogen
• Gaya antar molekul yang relatif kuat
terdapat dalam senyawa hidrogen dengan
unsur-unsur yang mempunyai
keelektronegatifan besar (N, F, O)
• Contoh: Ikatan hidrogen dalam HF
• Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada
gaya-gaya van der waals (gaya-gaya antar
molekul secara kolektif)
Titik didih beberapa senyawa
Gambar ikatan hidrogen
Jaringan ikatan Kovalen
(covalent network)
• Ikatan antar partikel yang sangat kuat
• Zat yang memiliki covalent network
mempunyai titik didih dan titik leleh yang
sangat tinggi
• Contoh :
Intan t.l.= 3.550 oC, t.d.= 4.827 oC;
Grafit t.l.= 3.652- 3.697 oC, t.d.= 4.200 oC;
Silika (SiO2) t.l.= 1.410 oC; t.d.= 2.355 oC