1. Ikatan Kimia

TRANSPARANSI INTI
Struktur Molekul
1. Ikatan Kimia
1.1 Pengertian
~ gaya tarik antar atom …
1.2 Macam-Macam
1. Ikatan Ion: ikatan kimia yang terbentuk akibat tarik-menarik
elektrostatik antara ion positif (kation) dan ion negatif.
Contoh: NaCl, CaF2, dll.
2. Ikatan Kovalen: ikatan kimia yang terbentuk akibat pemakaian
bersama (pasangan) elektron.
Contoh: HCl, CH4, H2, H2+, NH3, dll.
3. Ikatan Logam: ikatan yang terbentuk akibat pemakaian bersama
seluruh elektron valensi dalam bahan.
Contoh: Na, Fe, dll.
4. Ikatan hidrogen: gaya tarik antara atom hidrogen yang amat
elektropositif (di suatu molekul), dengan atom yang sangat
elektronegatif (di molekul lain).
Atom hidrogen yang dapat berikatan hidrogen, haruslah terikat
secara kimia dengan atom yang sangat elektronegatif (F, O, N)
Contoh: gaya tarik antar molekul HF, gaya tarik antar molekul
H2O, gaya tarik antara NH3 dan H2O pada pelarutan NH3.
5. Gaya tarik Van der Waals: gaya tarik antar molekul akibat dipol
permanen atau dipol terinduksi.
Contoh: gaya tarik antar molekul H2S, HCl, I2(s), Br2(l)
6. Gaya tarik lainnya: gaya tarik ion-dipol permanen, ion-dipol
terinduksi.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
2. Teori Lewis
2.1 Teori Oktet dan Duplet
Menurut teori Lewis, atom-atom cenderung untuk mencapai
kestabilan dengan 2 atau 8 elektron valensi (aturan duplet dan
aturan oktet Lewis). Aturan 2 elektron hanya untuk hidrogen,
helium, Li dan Be.
Contoh: NaCl, NH3, H2O, CH4, HCl, PCl3, H2CO3, dll.
2.2 Struktur Lewis
Gambarkan struktur Lewis untuk H2CO3, H2S, H2SO4, H3PO4,
H3PO3, CH4, SF6, ..
Bedakan elektron bebas dan elektron ikatan.
2.3 Gejala Resonansi
Spesi kimia tertentu dapat memiliki lebih dari satu kemungkinan
struktur Lewis Æ resonansi.
Pada kenyataannya, sifat-sifat spesi kimia tersebut merupakan
gabungan dari sifat masing-masing struktur Lewis-nya Æ
hibrida resonansi. Contoh: O3, HNO3
2.4 Keterbatasan Teori Lewis
Contoh yang tidak mengikuti aturan oktet: SF6, PCl5, XeF4, BF3, dll.
Struktur Lewis beberapa molekul tersebut:
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
3. Ikatan Ion
3.1 Pengertian
…
Ikatan ion umumnya terbentuk antara atom logam dan atom nonlogam. Ikatan antara logam dan non-logam belum tentu ikatan ion.
3.2 Energetika Pembentukan Ikatan Ion
Na(s) → Na(g)
∆Hs = + energi sublimasi
Na(g) → Na+ (g) + e
∆H = + energi ionisasi
½ Cl2(g) → Cl(g)
∆H = ½ energi ikatan Cl-Cl
Cl(g) + e → Cl– (g)
∆H = - afinitas elektron
Na+(g) + Cl–(g) → NaCl(s) ∆H = - energi kisi (U)
Lingkar Born-Haber:
∆H f ,NaCl = ∆H s ,Na + EI Na + 1 2 D + I − A − U
3.3 Kekuatan Ikatan
~ ditentukan oleh:
• Jari-jari ion ↓
• Muatan ion ↑
• Bilangan koordinasi ↑
3.4 Sifat Ikatan Ion
Keras tapi getas, titik leleh/didih tinggi, padatannya tidak
menghantarkan listrik (tetapi larutannya dan lelehannya
menghantarkan listrik), umumnya warna putih.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
4. Ikatan Kovalen
4.1 Pengertian
…
4.2 Pembentukan
H2
C + H2 → CH4
4.3 Kekuatan Ikatan
~ ditentukan oleh:
• Jari-jari ↓
• Orde ikatan ↑
• Kepolaran
4.4 Sifat Senyawa Kovalen
Senyawa kovalen yang berupa molekul raksasa, bersifat:
keras, tidak getas, titik leleh/didih tinggi. Contoh: intan
Molekul sederhana berikatan kovalen, mempunyai sifat:
titik leleh/didih rendah (relatif lebih rendah dari senyawa ion),
sebab peleburan/penguapan terjadi akibat pemutusan gaya antar
molekul (ikatan hidrogen dan van der Waals) yang relatif lemah.
4.5 Ikatan Kovalen Koordinasi dan Kovalen Biasa
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen, tetapi pasangan
elektron ikatan, hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan.
Contoh: HNO3, H2SO4, H3PO4, H3PO3, dll.
4.6 Ikatan Kovalen Murni dan Kovalen Polar
Keelektronegatifan: angka yang menunjukkan kecenderungan
suatu atom untuk menarik elektron ikatan.
Ikatan kovalen murni: ikatan antara atom dengan
keelektronegatifan yang sama.
Ikatan kovalen polar: ikatan kovalen antara atom dengan
keelektronegatifan berbeda.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
5. Ikatan Logam
5.1 Pengertian
~ elektron valensi dipakai bersama oleh seluruh bahan.
~ muatan positif berada di tengah “lautan” elektron.
5.2 Kekuatan Ikatan
~ ditentukan oleh
• Jari-jari ↓
• Jumlah elektron valensi ↑
• Bilangan koordinasi ↑
5.3 Sifat
Keras, tidak getas, dapat ditempa, titik leleh/didih makin tinggi
dengan makin banyaknya elektron valensi, menghantarkan listrik.
6. Ikatan Hidrogen
6.1 Pengertian
…
Syarat: (1) Di dalam molekulnya, hidrogen harus terikat pada F,O,N
(2) Ikatan hidrogen (antar molekul) antara H itu dg. F,O,N
6.2 Kekuatan Ikatan
~ ditentukan oleh:
• Keelektronegatifan: F > O > N
• Jarak ikatan H … F/O/N
6.3 Sifat
Ikatan hidrogen dapat menjelaskan:
• Titik didih / titik leleh yang “relatif” tinggi (dibanding v.d.W)
• Kelarutan dalam pelarut air
Contoh:
titik didih HF, HCl, HBr, HI
kelarutan amonia dalam air
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
7. Ikatan van der Waals
7.1 Pengertian
~ gaya tarik antar molekul akibat tarikan dipol-dipol, dipol-dipol
terinduksi dan antar dipol-terinduksi.
Dipol: (1) permanen, (2) terinduksi (akibat induksi dipol “sesaat”).
Contoh:
CO2 (s) : tarikan dipol permanen antar molekul CO2
I2 (s) : tarikan antar dipol terinduksi
7.2 Kekuatan Ikatan
~ ditentukan oleh:
• Ukuran molekul ↑
• Perbedaan keelektronegatifan ↑
• Jenis dipol: permanen / terinduksi
7.3 Sifat
Titik didih/leleh rendah
Kurva titik didih HF, HCl, HBr, HI
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
8. Teori Domain Elektron dan Bentuk Molekul
8.1 Teori Domain Elektron
Teori domain elektron digunakan untuk menjelaskan bentuk
molekul. Domain elektron adalah daerah gerak elektron di sekitar
atom dalam molekul.
Ikatan:
setiap ikatan (tunggal/rangkap) ~ 1 domain elektron
Elektron bebas: setiap pasang elektron ~ 1 domain elektron
Menurut teori ini, tolakan antar domain elektron bebas > tolakan
antara domain elektron bebas – domain ikatan > tolakan antar
domain ikatan. Tolakan yang kuat akan menghindari sudut 90°.
8.2 Bentuk Molekul
Jumlah domain
elektron
pada atom pusat
2
3
4
5
6
Susunan domain
elektron
Bentuk molekul
linier
Segitiga planar
tetrahedral
bipiramida segitiga
oktahedral
linier
…
Penamaan bentuk molekul hanya memperhatikan domain ikatan
(tidak memperhatikan domain elektron bebas).
Contoh:
KIMIA-TPB
BeCl2, BF3,
CH4, NH3, PCl3, H2O,
PCl5, SF4, IF3, XeF2
SF6, IF5, XeF4
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
9. Teori Ikatan Kimia
9.1 Macam-Macam Teori Ikatan
1. Teori Lewis
2. Teori Ikatan Valensi
3. Teori Orbital Molekul
9.2 Teori Ikatan Valensi
Semua yang kita kenal di SMU tentang ikatan kovalen:
• Ikatan kimia (kovalen) terbentuk akibat tumpangsuh antar
orbital atom-atom yang berikatan.
• Elektron yang terlibat dalam ikatan, hanya elektron valensi
• Pada pembentukan ikatan, dapat terjadi “penyamaan tingkat
energi orbital” yang disebut “hibridisasi”.
hibridisasi sp3 (setelah eksitasi 1 elektron)
CH4
9.3 Teori Orbital Molekul
• Ikatan kimia (kovalen) terbentuk akibat pemakaian bersama
seluruh elektron di kedua atom yang berikatan.
• Diperkenalkan konsep “orbital molekul”, yaitu daerah gerak
elektron (daerah kebolehjadian untuk menemukan elektron)
dalam molekul.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
10. Hibridisasi
10.1 Hibridisasi pada Ikatan Kovalen Biasa
Contoh:
(1) CH4
Konfigurasi elektron atom C: 1s2 2s2 2p2
Diagram elektron: [kotak-kotak]
Untuk mengikat empat buah atom H, atom C harus menyediakan
empat buah elektron tunggal (karena ikatannya adalah ikatan
kovalen biasa, bukan kovalen koordinasi).
Terjadi eksitasi elektron: [kotak]
(optional)
Pada pembentukan ikatan, terjadi penyamaan tingkat energi
orbital-orbital di atas, yang disebut sebagai hibridisasi.
[kotak “bersatu”]
Dalam kasus ini, disebut sebagai hibridisasi sp3 . Pada hibridisasi
sp3, orientasi pasangan-pasangan elektronnya selalu tetrahedral.
Keempat orbital hasil hibridisasi disebut sebagai orbital hibrida sp3
(2) PCl3
Konfigurasi elektron atom P:
Diagram elektron:
Untuk mengikat tiga buah atom Cl, atom P harus menyediakan tiga
buah elektron tunggal.
Tidak diperlukan eksitasi elektron.
Pada pembentukan ikatan, terjadi hibridisasi sp3
Catatan: pasangan elektron bebas pada kulit valensi, turut dalam
hibridisasi ini.
Bentuk molekulnya: piramida segitiga.
Contoh-contoh lain: BeCl2, BF3, PCl5 (NCl5 tak ada), H2O, SF4, SF6,
IF3, IF5, XeF2, XeF4, XeF6
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
10.2 Hibridisasi pada Ikatan Kovalen Koordinasi
Contoh:
(1) K4FeCl6
Dalam air, K4FeCl6 terurai menjadi 4K+ dan FeCl64Konfigurasi elektron 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
Diagram elektron:
Konfigurasi elektron Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s0
Diagram elektron:
Untuk mengikat 6 buah ion Cl-, ion Fe2+ harus menyediakan 6 buah
orbital kosong (karena ikatannya adalah ikatan kovalen
koordinasi).
Pada pembentukan ikatan, terjadi penyamaan tingkat energi
orbital-orbital di atas, yang disebut sebagai hibridisasi.
Dalam kasus ini, disebut sebagai hibridisasi sp3d2. Pada hibridisasi
sp3d2, orientasi pasangan-pasangan elektronnya selalu oktahedral.
Ke-6 orbital hasil hibridisasi disebut sebagai orbital hibrida sp3d2
(2) K4Fe(CN)6
Dalam air, K4Fe(CN)6 terurai menjadi 4K+ dan Fe(CN)64Konfigurasi elektron 26Fe:
Diagram elektron:
Konfigurasi elektron Fe2+:
Diagram elektron:
Untuk mengikat 6 buah ion CN-, ion Fe2+ harus menyediakan 6
buah orbital kosong (karena ikatannya adalah ikatan kovalen
koordinasi). CN- adalah ligan kuat
Terjadi pendesakan elektron untuk berpasangan:
Terjadi hibridisasi d2sp3.
Contoh lain: K2NiCl4 dan K2Ni(CN)4
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
10.3 Peramalan Bentuk Molekul dari Hibridisasi
Hibridisasi
Susunan Ps. Elektron
sp
linier
sp2
segitiga datar
sp3
tetrahedral
dsp2
bujur sangkar
d2sp3, sp3d2
oktahedral
KIMIA-TPB
Bentuk
…
th, s3, V, l
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
11. Teori Orbital Molekul (OM)
11.1 Teori
Dalam teori OM, elektron dalam molekul bergerak dalam orbitalorbital molekul. Orbital molekul merupakan hasil interaksi dari
orbital-orbital atom pembentuknya.
⎯ σ 1*s
1s
⎯
⎯
1s
⎯ σ 1s
Contoh: CO, O2, N2, NO, O2+, O2-,
Catatan:
• Orbital tanpa * disebut orbital ikatan, orbital dengan * disebut
orbital anti ikatan.
• Untuk jumlah elektron kurang dari 14 elektron, energi orbital
π 2 p lebih rendah dari orbital σ 2s . (B2 bersifat paramagnetik).
11.2 Orde Ikatan
Orde ikatan =
jumlah elektron ikatan - jumlah elektron anti - ikatan
2
Orde ikatan menggambarkan kekuatan ikatan yang terbentuk.
Contoh: :Urutan kekuatan ikatan N2 > NO > O2 > F2
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
11.3 Sifat Kemagnetan
Sifat kemagnetan ditentukan oleh kehadiran elektron yang tak
berpasangan. Makin banyak elektron tak berpasangan, makin kuat
ditarik oleh magnet (makin paramagnetik).
Jika semuanya berpasangan: diamagnetik.
Momen magnet:
µ = n(n + 2)
11.4 Konfigurasi Elektron Molekul
O2: (σ1s)2 (σ1s*)2 (σ2s)2 (σ2s*)2 (σ2p)2 (π2px)2 (π2py)2 (π2px*) (π2pyyy*)
atau: [KK] (σ2s)2 (σ2s*)2 (σ2p)2 (π2px)2 (π2py)2 (π2px*) (π2pyyy*)
12. Kepolaran Molekul
12.1 Momen Dipol
~ suatu vektor yang arahnya dari positif ke negatif, dan nilainya:
µ = q×d
satuan: Debye, 1 D = 3,33 × 10–30 C m
q = muatan
d = jarak antar muatan positif dan negatif
12.2 Kepolaran Ikatan
Jika terdapat perbedaan keelektronegatifan antara 2 atom yang
berikatan, maka ikatan tersebut akan bersifat polar. Momen dipol
ikatan tidak nol.
12.3 Kepolaran Molekul
Molekul dikatakan polar, jika jumlah momen dipol ikatan-ikatannya
tak sama dengan nol. Sebaliknya disebut molekul non-polar.
Contoh:
HCl
ikatannya polar, molekulnya polar
ikatannya polar, molekulnya non-polar
CO2
ikatannya polar, molekulnya polar
NH3
ikatannya polar, molekulnya non-polar
BF3
CH4 , PCl3 , PCl5 , Cl2 , CH2Cl2 , PCl4Br , PCl3Br2 ?
Molekul terakhir memiliki beberapa “isomer”
Kepolaran molekul dapat menjelaskan kelarutan. Senyawa polar
larut dalam pelarut polar, dsb.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB