Materi Aturan Oktet dan Lambang Lewis Ikatan Ion Ikatan Kovalen Ikatan Logam Geometri Molekul Kepolaran Senyawa Gaya Tarik Antarmolekul Sifat Senyawa Di alam Tidak ditemukan senyawa alami unsur- unsur gas mulia Menurut GN Lewis dan Kossel Kestabilan gas mulia berkaitan dengan konfigurasi elektron Gas mulia stabil karena memiliki konfigurasi elektron penuh Konfigurasi Elektron Gas Mulia Unsur Nomor Atom He Ne Ar Kr Xe Rn 2 10 18 36 54 86 Kulit elektron K 2 2 2 2 2 2 L 8 8 8 8 8 M 8 18 18 18 N O P 8 18 8 32 18 8 Elektron valensi 2 8 8 8 8 8 Duplet Oktet Aturan Oktet/ Duplet Logam Menerima Elektron Melepas Elektron Nonlogam Contoh : Untuk mencapai kestabilan, unsur dari golongan lain cenderung membentuk konfigurasi elektron seperti gas mulia Na → Na+ + eCl + e- → Cl- Lambang Lewis Lambang atom disertai elektron valensinya Elektron valensi dinyatakan dengan titik/ tanda silang Ikatan Kimia Gaya tarik menarik antara dua atom atau lebih membentuk molekul atau gabungan ion- ion sehingga keadaannya menjadi lebih stabil TUNGGAL IKATAN ION RANGKAP DUA IKATAN KIMIA IKATAN KOVALEN RANGKAP TIGA IKATAN LOGAM KOORDINASI Ikatan Ion Gaya tarik menarik antara ion yang berbeda muatan (Gaya elektrostatik) Terbentuk antara unsur logam dan nonlogam Logam Melepas Elektron Membentuk ion bermuatan positif (Kation) Nonlogam Menerima Elektron Membentuk ion bermuatan negatif (Anion) Pembentukan MgCl2 Kation ππππ : Mg2+ 2 8 2 Melepaskan 2 elektron dari kulit terluar Anion ππππ₯ : 2 8 7 Cl- Menerima 1 elektron dalam kulit terluar Cl Mg Rumus Molekul [ππ + Cl π+ − ] + π[ππ₯ ] ππ ππ₯π Ikatan Kovalen Ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan pasangan elektron bersama Terbentuk antara unsur nonlogam dan nonlogam Ikatan Kovalen Berdasarkan jumlah pasangan elektron yang digunakan ikatan kovalen terbagi menjadi : Kovalen Tunggal Kovalen Rangkap Dua Kovalen Rangkap Tiga Ikatan Kovalen Tunggal Pembentukan CH4 x ππ : 2 4 x Cx x Sepasang elektron bersama Membutuhkan 4 elektron untuk mencapai stabil 1 π : π H Membutuhkan 1 elektron untuk mencapai stabil Pasangan Elektron Ikatan (PEI) H x x H x Cx H H H H C H H Rumus Molekul πππ Ikatan Kovalen Rangkap Dua Pembentukan O2 xx ππ : 2 6 x Ox x x Dua pasang elektron bersama Membutuhkan 2 elektron untuk mencapai stabil ππ : O 2 6 Membutuhkan 2 elektron untuk mencapai stabil Pasangan Elektron Ikatan (PEI) xx O O xx x x Pasangan Elektron Bebas (PEB) xx O O xx Rumus Molekul ππ Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Pembentukan N2 xx 2 ππ : 5 x Tiga pasang elektron bersama Nx x Membutuhkan 3 elektron untuk mencapai stabil 2 π : π 5 N Membutuhkan 3 elektron untuk mencapai stabil x x x x x N N Rumus Molekul x x N N ππ Pengecualian kaidah oktet Contoh Senyawa yang tidak mencapai aturan oktet BeCl2 BCl3 Senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil NO2 Senyawa dengan oktet berkembang PCl5 SF6 Ikatan Kovalen Koordinasi Ikatan kovalen dimana pasangan elektron yang digunakan bersama berasal dari salah satu atom saja Contoh : NH4+ NH3.BCl3 SO3 Pembentukan SO3 πππ 2 8 6 : S Membutuhkan 2 elektron untuk mencapai stabil ππ : xx 2 6 x x O xx Membutuhkan 2 elektron untuk mencapai stabil xx x x O x x xx x x x x S O O xx xx x x Ikatan Kovalen Koordinasi x x xx xx O x x Rumus Molekul xx O S O xx xx x x πππ Ikatan Logam Sifat khas Logam Penghantar listrik (konduktor) Mengilap Penghantar panas Dapat ditempa dan ditarik Geometri molekul Meramalkan Geometri Molekul Teori Domain Elektron Cara meramalkan berdasarkan tolak menolak elektron- elektron pada kulit luar atom pusat Prinsip Dasar • Satu PEI, baik ikatan tunggal, rangkap dua atau tiga, merupakan satu domain • Satu PEB merupakan satu domain • PEB – PEB > PEB – PEI > PEI - PEI Jumlah domain elektron atom pusat dalam beberapa senyawa Rumus Lewis Atom Pusat Jumlah Domain Elektron PEI PEB No. Senyawa 1. H2O 2 2 4 2. CO2 2 0 2 3. SO2 2 1 3 Notasi tipe molekul AXnEm Keterangan : A = atom pusat X = domain elektron ikatan E = domain elektron bebas n = jumlah domain PEI m = jumlah domain PEB Cara merumuskan tipe molekul (πΈπ − π) πΈ= 2 EV = Jumlah elektron valensi E = Jumlah domain elektron bebas X = Jumlah domain elektron terikat Bentuk molekul berdasarkan notasi bentuk molekul Notasi molekul Bentuk molekul Contoh AX2 Linear BeCl2 AX3 Segitiga planar BF3 AX4 Tetrahedral CCl4 AX5 Trigonal bipiramida PCl5 AX6 Oktahedral SF6 AX2E Bengkok SO2 AX3E Trigonal piramida NH3 AX2E2 Planar bentuk V H2O AX4E Bidang empat SF4 AX3E2 Planar bentuk T IF3 AX2E3 Linear XeF2 AX5E Piramida sisi empat IF5 AX4E2 Segiempat planar XeF4 KEPOLARAN SENYAWA Hewan apakah ini? Polar bear Kutub Kepolaran == Polarisasi/ pengkutuban ikatan Mengapa terbentuk senyawa kovalen polar ? Perbedaan Keelektronegatifan Bentuk Molekul Perbedaan Keelektronegatifan Unsur H Keelektronegatifan 2,1 C N Cl 2,5 3,0 3,0 O F 3,5 4,0 Apabila terdapat perbedaan keelektronegatifan cukup besar, senyawa bersifat polar (a) Muatan elektron tersebar secara merata dan tidak terjadi polarisasi sehingga molekul H2 bersifat nonpolar (b) Perbedaan keelektronegatifan besar sehingga pasangan elektron berada lebih dekat dengan atom yang memiliki keelektronegatifan besar (Cl) Bentuk molekul Senyawa dengan bentuk molekul simetris bersifat nonpolar Senyawa dengan bentuk molekul asimetris bersifat polar Momen dipol (µ) suatu ukuran terhadap derajat kepolaran Zat Momen dipol (D) Momen dipol 1,91 merupakan hasil kali HF muatan Q dan jarak H2O 1,84 antar muatan r. NH3 1,46 µ=QXr HCl CO2 1,03 0 Gaya antarmolekul Gaya Van der Waals Gaya- gaya antarmolekul secara kolektif Polar Nonpolar Gaya dipol-dipol Gaya London Gaya London Gaya dipol sesaat – dipol terimbas (gaya london) Antar molekul- molekul dalam zat nonpolar Elektron bergerak dalam orbital Perpindahan elektron menyebabkan suatu molekul nonpolar menjadi polar sesaat Polarisasi Dipol Sesaat Dipol sesaat mengimbas ke molekul lainnya Molekul lain mengalami polarisasi Dipol terimbas Mengimbas Polarisabilitas merupakan kemampuan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat/ mengimbas suatu dipol Terkait dengan : Massa molekul relatif (Mr) Bentuk molekul Gaya London besar apabila : Semakin besar Mr Mudah terpolarisasi Bentuk molekul lurus Mudah terpolarisasi Gaya tarik dipol- dipol Antara molekul- molekul dalam zat polar Molekul- molekul cenderung menyusun diri dengan kutub positif berdekatan dengan kutub negatif dari molekul didekatnya Gaya tarik dipol- dipol terimbas Antara molekul- molekul zat polar dan molekul- molekul zat nonpolar Contoh : Gaya antara molekul HF dan CCl4 Ikatan Hidrogen Gaya yang terbentuk antara H yang elektropositif dengan unsur- unsur yang memiliki keelektronegatifan besar (N, O, F) Ikatan hidrogen menyebabkan titik didih besar Perbandingan gaya- gaya antarmolekul Gaya London < Gaya DipolDipol < Ikatan Hidrogen PERBANDINGAN SIFAT SENYAWA ION DENGAN SENYAWA KOVALEN SIFAT IKATAN ION IKATAN KOVALEN Titik Didih Tinggi Rendah Kemudahan menguap Sukar menguap Mudah menguap dan memberikan bau yg khas Daya Hantar Listrik Lelehan dan larutannya dapat menghantarkan listrik Lelehan tidak menghantarkan listrik Kelarutan dalam air Umumnya larut Umumnya tidak larut Kelarutan dalam pelarut nonpolar Umumnya tidak larut Umumnya larut