adalah gaya yang mengikat atom-atom dalam

ISI BAB I
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Pendahuluan
Struktur Atom
Elektronegativitas
Ikatan Ionik
Ikatan Kovalen
Struktur Lewis
Polaritas Ikatan
Sifat-Sifat Senyawa Kovalen
TUJUAN INSTRUKSIONAL
KHUSUS
Setelah mengikuti kuliah pokok bahasan Gaya
dalam Molekul, mahasiswa dapat memahami dan
menjelaskan berbagai macam gaya ikata yang
bekerja dalam suatu molekul.
• Gaya intramolekuler (intramolecular force) adalah gaya yang
mengikat atom-atom dalam satu molekul akibat adanya ikatan
kimia/bond (ikatan ionik, ikatan kovalen, ikatan logam).
• Energi yang dibutuhkan untuk memecah ikatan sangat besar, dan
ini disebut energi ikatan.
• Contoh: energi ikatan untuk ikatan OH dalam air adalah 463 kJ/mol, atau
rata-rata dibutuhkan 926 kJ untuk
mengubah 1,0 mol air menjadi 1,0 mol
atom O dan 2,0 mol atom H.
Gambar skematik dari Atom
– Inti atom sangat kecil dan mampat, berdiameter 10-14
- 10-15 m, terdiri dari netron yang netral dan proton
yang bermuatan positif
– Hampir semua massa atom terpusat pada inti atom.
– Ruang di luar inti, dengan diameter 10-10 m,
mengandung elektron yang bermuatan negatif.
– Sebagai ilustrasi, jika diameter inti atom hidrogen
adalah sebesar 1 cm (sebesar kelereng), maka
diameter atom hidrogen adalah 100 m.
KONFIGURASI ELEKTRON DALAM ATOM
 Elektron yang terikat oleh inti terdapat dalam orbital.
 Elektron berada dalam satu daerah di “space” atom yang
disebut principle energy levels (kulit).
 Menurut PRINSIP KETIDAKPASTIAN HEISENBERG, kita tidak
dapat menentukan lokasi pasti dari elektron; kita hanya
dapat menentukan densitas elektron, yaitu probabilitas
untuk menemukan elektron pada bagian tertentu orbital.
 Orbital atomik dikelompokkan menjadi kulit-kulit dengan
jarak yang berbeda dari inti atom.
 Tiap kulit dapat terisi 2n2 elektron (n = 1,2,3,4......)
Distribusi elektron di 4 kulit pertama
NO
KULIT
ORBITAL
JML.
ORBITAL
1
s
1
JML.
MAKS.
ELEKTRON
2
2
s, p
1, 3
8
3
s, p, d
1, 3, 5
18
4
s, p, d, f
1, 3, 5, 7
32
ENERGI
RELATIF
rendah
tinggi
Diagram orbital atomik 1s
Diagram orbital atomik 2s
Diagram orbital atomik 2p
PENGISIAN ELEKTRON PADA ORBITAL
Aufbau Principle:
 Orbital terisi dengan urutan dari tingkat energi terendah ke
tingkat energi tertinggi.
Pauli Exclusion Principle:
 Hanya ada 2 elektron yang dapat mengisi satu orbital dan
putaran (spin) dari elektron tersebut harus berpasangan.
Hund’s Rule:
 Jika tersedia orbital-orbital dengan tingkat energi yang
sama tapi tidak cukup elektron untuk mengisinya maka
satu elektron diisikan ke tiap orbital sebelum elektron
kedua ditambahkan ke salah satu dari orbital-orbital
tersebut.
DIAGRAM FOR THE FILLING ORDER OF ELECTRONS IN A SUBSHELL
1
s2
2
s2
p6
3
s2
p6
4
s2
5
=2
1
s
=8
2
s
p
d10
= 18
3
s
p
d
p6
d10
f14 = 32
4
s
p
d
f
s2
p6
d10
f14 = 32
5
s
p
d
f
6
s2
p6
d10
= 18
6
s
p
d
7
s2
p6
=8
7
s
p
Pasangan putaran elektron
• ELEKTRONEGATIVITAS (electron attracting ability):
– Kemampuan suatu atom untuk menarik elektron (atau
electron density) ke arah dirinya dalam satu ikatan
kovalen.
• SKALA PAULING
– Elektronegativitas pada umumnya bertambah dari kiri ke
kanan dalam satu baris dalam tabel periodik unsur.
– Elektronegativitas pada umumnya bertambah dari
bawah ke atas dalam satu kolom dalam tabel periodik
unsur.
TABEL ELEKTRONEGATIVITAS
Electronegativitas
Pauling
Mulliken
Sanderson
2.20
2,8
2.31
1,3
0,86
1
H
Hydrogen
2
He
Helium
3
Li
Lithium
0,98
4
Be
Beryllium
1,57
5
B
Boron
2,04
1,8
1,88
6
C
Carbon
2,55
2,5
2,47
7
N
Nitrogen
3,04
2,9
2,93
8
O
Oxygen
3,44
3,0
3,46
9
F
Fluorine
3,98
4,1
3,92
10
Ne
Neon
11
Na
Sodium
0,93
1,2
0,85
12
Mg
Magnesium
1,31
13
Al
Aluminum
1,61
1,4
1,54
14
Si
Silicon
1,90
2,0
1,74
1,61
1,42
Petunjuk kasar:
 ion akan terbentuk jika perbedaan elektronegativitas antar
atom yang berinteraksi adalah  1,9
 contoh: sodium (EN = 0,9) dan fluorine (EN = 4,0)
 Digunakan satu panah melengkung dengan kepala tunggal
untuk menunjukkan transfer satu elektron dari Na ke F
+
F
••
+
Na
••
-
•
•
•
•
Na
•
•
••
F
••
 Dalam pembentukan Na+F-, satu elektron 3s dari Na
ditransfer ke kulit valensi F yang telah terisi 7
Na(1s22s 22p 63s1 ) + F(1s 22s2 2p5 )
Na+(1s2 2s22p 6) + F-(1s2 2s2 2p6 )
• Ikatan kovalen adalah ikatan antara 2 atom atau lebih
yang terbentuk akibat adanya kerjasama penggunaan
(sharing) satu atau lebih pasangan elektron.
• Tiap atom mendonorkan satu elektron untuk dipakai
bersama.
• Kerjasama elektron ini merupakan akibat dari
perbedaan elektronegativitas dari dua atom yang
berikatan  1,9.
Ikatan kovalen paling sederhana adalah dalam H2
 Satu elektron dari tiap atom bergabung membentuk
sepasang elektron.
H•
+
•H
H-H
H0 = -435 kJ (-104 kcal)/mol
 Pasangan kerjasama berfungsi ganda: digunakan oleh
kedua atom dan mengisi kulit valensi masing-masing
atom.
Contoh ikatan kovalen untuk molekul sederhana
Cl2
Atom Cl memerlukan 8
elektron di kulit terluarnya agar strukturnya
seperti gas Argon
HCl
Hidrogen memiliki
struktur Helium dan
Chlorin memiliki
struktur Argon
Kulit Valensi:
Kulit terluar dari atom yang terisi elektron
Elektron Valensi:
Elektron di kulit valensi dari suatu atom; elektron ini
digunakan untuk membentuk ikatan kimia di dalam
reaksi kimia.
Lewis structure:
Setiap elektron valensi disimbolkan dengan satu titik.
Ikatan antar sepasang elektron disimbolkan dengan
sepasang titik atau satu potong garis ( – ).
Struktur Lewis
Struktur Kekulé
Struktur Lewis dan Kekulé untuk metana (CH4) dan
etana (C2H6)
 Elektron valensi yang TIDAK digunakan bersama oleh
dua atom disebut ELEKTRON TAK TERIKAT (nonbonding electron)
 Sepasang nonbonding elektron disebut LONE PAIR.
 Atom O, N, dan halogen (F, Cl, Br, I) dalam bentuk
stabilnya biasanya memiliki nonbonding electron.
 Lone pair akan menentukan reaktivitas molekul.
Struktur Lewis yang benar dengan menunjukkan lone pair
 Kerjasama antar dua atom yang melibatkan 2 pasang
elektron akan membentuk ikatan rangkap 2 (double
bond).
 Kerjasama antar dua atom yang melibatkan 3 pasang
elektron akan membentuk ikatan rangkap 3 (triple
bond).
POLA IKATAN
Meskipun semua ikatan kovalen selalu melibatkan kerja-sama
(sharing) elektron, tetapi tingkat kerjasamanya bervariasi.
Ikatan kovalen dibagi menjadi:
 Ikatan kovalen nonpolar
 Ikatan kovalen polar
D i fference in
El ectron eg ati vity
Betw een Bo nded Ato ms
Less than 0.5
0.5 to 1.9
Greater than 1.9
Typ e of Bond
N on pol ar cov alent
Pol ar co valent
Io ns f orm
IKATAN KOVALEN NON-POLAR
• Dua atom dengan elektronegativitas sama akan berbagi
bonding electron secara imbang.
• Bonding electron akan terdistribusi secara adil di antara
atom-atom yang berikatan.
• Tidak ada akumulasi bonding electron di tiap atom dan
dipole moment sama dengan nol.
• Ikatan kovalen seperti itu disebut ikatan kovalen non-polar.
• Contoh: ikatan antara 2 Hidrogen dalam H2 atau 2 Oksigen
dalam O2 atau 2 Nitrogen dalam N2.
IKATAN KOVALEN POLAR
• Jika 2 atom yang berikatan memiliki elektronegativitas yang
berbeda, maka the bonding pairs of electrons akan digunakan
oleh 2 atom secara tidak imbang.
• Atom dengan elektronegativitas lebih tinggi akan menarik
bonding electron lebih dekat, sehingga distribusi elektron menjadi
tidak sama dan akan timbul momen dwikutub ikatan (bond dipole
moment)
• Kedua kondisi kutub ini disebut dwikutub (dipole) dan akan
menimbulkan momen dwikutub (dipole moment), yaitu satu
vektor gaya yang mengarah ke atom dengan elektronegativitas
lebih tinggi.
• Ikatan seperti itu disebut “ikatan kovalen polar".
• Semakin besar beda elektronegativitas antara atom-atom yang
berikatan, semakin polar ikatan yang terbentuk.
• Sebagai contoh adalah ikatan
tunggal antara Klorin dan Hidrogen
yang memiliki beda EN 3,0 – 2,1 =
0,9
• Molekul H-Cl akan memiliki
bonding pair yang lebih dekat pada
atom yang memiliki EN lebih tinggi
(Klorin).
• Akibatnya ujung Klorin akan bermuatan negatif.
• Ujung Hidrogen akan bermuatan
lebih positif karena bonding pair
letaknya lebih jauh dari Hidrogen.
BOND DIPOLE MOMENT (m):
 Dipole moment merupakan suatu ukuran polaritas
dari satu ikatan kovalen.
 Dipole moment merupakan hasil kali antara
muatan satu atom dalam ikatan polar dengan jarak
antar inti atom
 Tabel berikut menunjukkan dipole moment ratarata dari beberapa ikatan polar
Dipole moment beberapa ikatan
Formal charge (positif atau negatif) merupakan muatan dari suatu
atom yang memiliki jumlah ikatan ‘tak normal’.
CONTOH: HNO3
Nitrogen dengan 4 ikatan kovalen
memiliki formal charge:
Formal charge: 15 – 4 – 0 – 10 = +1
Atom nitrogen mendonasikan sepasang elektron
untuk membentuk ikatan ini
Karbon dapat membentuk 4 ikatan kovalen. Jika dalam suatu
senyawa kovalen atom karbon hanya memiliki 3 ikatan kovalen,
maka atom karbon tersebut kemungkinan memiliki formal charge
positif atau negatif.
1. CARBANION
Atom karbon yang memiliki 3 ikatan kovalen dan 1 formal
charge negatif.
Muatan negatif digunakan untuk menunjukkan 2 elektron
non-bonding.
Formal charge pada C:
14 – 3 – 2 – 10 = – 1
8 elektron terluar:
3 pasang terikat
2 elektron non-bonding
2. CARBOKATION
Atom karbon yang memiliki 3 ikatan kovalen dan 1 formal
charge positif.
Muatan negatif digunakan untuk menunjukkan 2 elektron
yang hilang
Formal charge pada C:
14 – 3 – 0 – 10 = + 1
6 elektron terluar:
3 pasang terikat
1. Senyawa kovalen biasanya memiliki titik leleh yang
lebih rendah daripada senyawa ionik.
• Senyawa ionik memiliki titik leleh sangat tinggi
karena diperlukan energi sangat banyak untuk
saling menjauhkan muatan + dan – .
• Pada dasarnya jika kita memiliki senyawa ionik,
kita harus memecah semua ikatan ionik agar
senyawa tersebut meleleh.
• Jika kita mempunyai senyawa kovalen, kita tidak
perlu memecah satu ikatanpun.
• Hal ini karena senyawa kovalen membentuk satu
kesatu-an molekul; atom-atom saling terikat dengan
kuat.
• Molekul kovalen tidak begitu saling berinteraksi
(kecuali melalui gaya yang relatif lemah yang disebut
intermolecular forces), sehingga molekul-molekul
kovalen mudah untuk saling dipisahkan.
• Karena mudah dipisahkan, maka senyawa kovalen
memiliki titik didih dan titik leleh rendah.
2. Senyawa kovalen bersifat lunak dan squishy
(dibandingkan dengan senyawa ionik)
• Senyawa ionik terasa keras karena ikatan ionik
cukup kuat mengikat kristal, sehingga menjadi
tidak fleksibel dan keras.
• Di lain pihak, molekul-molekul pada senyawa
kovalen sangat mudah bergerak mengelilingi yang
lain karena tidak ada ikatan antara molekul-molekul
tersebut.
• Akibatnya senyawa kovalen lebih banyak yang
bersifat lunak/fleksibel daripada yang bersifat
keras.
3. Senyawa kovalen cenderung lebih mudah
terbakar daripada senyawa ionik.
• Alasan utama mengapa senyawa kovalen mudah
terbakar adalah karena senyawa ini mengandung
karbon dan hidrogen yang dapat bereaksi
membentuk CO2 dan H2O jika dipanaskan dengan
gas O2.
• Karena karbon dan hidrogen memiliki elektronegativitas yang sangat mirip, maka keduanya
hampir selalu berada bersama dalam senyawa
kovalen.
4. Senyawa kovalen tidak menghantarkan listrik
dalam air
• Listrik dihantarkan dalam air sebagai akibat dari
gerakan ion dari satu tempat ke tempat lainnya.
• Ion ini merupakan pembawa muatan yang
menyebabkan air dapat menghantarkan listrik.
• Karena tidak ada ion dalam senyawa kovalen, maka
senyawa ini tidak menghantarkan listrik dalam air
5. Senyawa kovalen biasanya sangat tidak larut
dalam air
• Ada aturan sederhana, "Like dissolves like".
• Maksudnya adalah bahwa senyawa cenderung larut
dalam senyawa lain yang memiliki sifat sejenis
(terutama polaritas).
• Karena air merupakan solven polar dan
kebanyakan senyawa kovalen adalah nonpolar,
maka kebanyakan senyawa kovalen yang tidak
larut dalam air.