Uploaded by Gita Permata

Bab 3 - Ikatan Kimia

advertisement
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
𝟏𝟐𝐌𝐠 :
Mg2+
2 8 2
Melepaskan 2 elektron dari kulit terluar
Anion
πŸπŸ•π‚π₯ :
2 8 7
Cl-
Menerima 1 elektron dalam kulit terluar
Cl
Mg
Rumus Molekul
[𝐌𝐠
+
Cl
𝟐+
−
] + 𝟐[𝐂π₯ ]
πŒπ π‚π₯𝟐
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
πŸ”π‚ :
2 4
x
Cx
x
Sepasang
elektron bersama
Membutuhkan 4 elektron untuk mencapai stabil
1
𝐇
:
𝟏
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
π‚π‡πŸ’
Ikatan Kovalen Rangkap Dua
Pembentukan O2
xx
πŸ–πŽ :
2 6
x
Ox x x
Dua pasang
elektron bersama
Membutuhkan 2 elektron untuk mencapai stabil
πŸ–πŽ :
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
𝐎𝟐
Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Pembentukan N2
xx
2
πŸ•π :
5
x
Tiga pasang
elektron bersama
Nx x
Membutuhkan 3 elektron untuk mencapai stabil
2
𝐍
:
πŸ•
5
N
Membutuhkan 3 elektron untuk mencapai stabil
x
x
x
x
x
N N
Rumus Molekul
x
x
N N
𝐍𝟐
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
πŸπŸ”π’
2 8 6
:
S
Membutuhkan 2 elektron untuk mencapai stabil
πŸ–πŽ
:
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
π’πŽπŸ‘
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
(𝐸𝑉 − 𝑋)
𝐸=
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
Download