Chemical Bonding

Chemical
Bonding
Chemical Bonding
Di alam banyak ditemukan zat baik berupa unsur atau senyawa. Keberadaan
zat tersebut sangat ditentukan oleh kestabilan zat itu sendiri. Jika suatu zat
stabil maka kita akan menemukannya dalam bentuk unsur bebas, namun
jika zat itu tidak stabil maka kita akan menemukannya dalam bentuk
senyawa.
Beberapa penemuan terdahulu menunjukkan bahwa beberapa gas
ditemukan sebagai atomnya, seperti gas Helium (He), Neon (Ne) dan Argon
(Ar). Berbeda dengan gas Oksigen yang ditemukan dalam bentuk senyawa
(O2), demikian pula dengan gas Nitrogen (N2) dan gas Karbondioksida
(CO2). Dari sisi penulisan atau lambang dapat kita lihat bahwa gas yang
stabil ditemukan di alam dituliskan dengan nama atomnya seperti He, Ne
dan Ar.
Sedangkan senyawa penulisannya didasari pada atom
penyusunnya, misalnya gas Oksigen disusun oleh 2 (dua) atom oksigen
sehingga dituliskan atau dilambangkan denga O2, demikian pula untuk
Karbondioksida yang dilambangkan dengan CO2 yang memiliki arti bahwa
gas tersebut disusun oleh satu atom Karbon dan 2 (dua) atom Oksigen.
Hasil penemuan para ahli kimia menunjukkan bahwa gas yang stabil dalam
bentuk atomnya memiliki konfigurasi elektron yang khas.
Konfigurasi tersebut ditunjukkan dengan terisinya seluruh
elektron pada sub tingkat energi terluarnya khususnya untuk
orbital p dan pengecualian untuk gas He mengisi pada orbital
s, perhatikan Gambar berikut ini!
Atom‐atom yang tidak memiliki konfigurasi seperti gas
mulia, memiliki kecenderungan untuk mengikuti pola gas
mulia, sehingga elektron valensi atau elektron orbital
terluarnya terisi penuh. Kecenderungan dilakukan oleh
atom dengan berbagai cara seperti melepaskan elektron,
menarik elektron dari luar atau dengan cara menggunakan
elektron secara bersama‐sama dengan atom lainnya.
Perubahan satu atom dalam mencapai konfigurasi gas
mulia diikuti dengan peristiwa ikatan kimia. Atas dasar
kecenderungan ini ikatan kimia dapat diklasifikasikan.
1. Ikatan Kovalen
- Teori lewis
- Teori Ikatan Valensi
- Teori Orbital Molekul
- Geometri/struktur molekul : Model VSEPR
2. Ikatan Ion
3. Ikatan Logam
4. Gaya antar Molekul
Ikatan Kovalen
Ikatan kimia dapat didefinisikan sebagai gaya yang menyebabkan
sekumpulan atom yang sama atau berbeda menjadi satu kesatuan
dengan perilaku yang sama.
Terjadi karena sekelompok atom yang menunjukkan perilaku
sebagai satu kesatuan tersebut lebih stabil atau memiliki tingkat
energi yang lebih rendah daripada tingkat energi atom-atomnya
dalam keadaan terpisah.
Contoh : H(g) + H(g)  H2(g)
H = -432 kJ/mol
Apabila dua atom H saling mendekat, maka :
1. Gaya tarik elektrostatik terjadi antara inti-inti atom yang
bermuatan positif dengan elektron-elektron yang bermuatan
negatif
2. Gaya tolak elektrostatik terjadi antara inti atom hidrogen dengan
inti atom hidrogen yang lain, serta antara awan elektronnya
Pada waktu dua atom hidrogen saling mendekat maka gaya
tarik akan lebih kuat dibandingkan gaya tolak sampai jarak
antara dua atom hidrogen tetap. Pada jarak ini kekuatan
gaya tarik dan gaya tolak adalah seimbang dan antara dua
atom hidrogen tersebut terjadi ikatan kovalen. Panjang
ikatan kovalen merupakan jarak antara dua inti atom
hidrogen pada saat kekuatan gaya tarik dan gaya tolak
seimbang
Pada waktu ikatan kovalen terbentuk, dua elektron yang
ada dipakai secara bersama oleh dua atom hidrogen yang
berikatan. Dalam hal ini dua elektron tersebut seakan-akan
berfungsi sebagai perekat yang mengikat dua inti atom
hidrogen menjadi sebuah molekul H2. Gagasan ini
dikembangkan oleh G.N. lewis dan I. Langmuir
Macam-macam ikatan kovalen :
Ikatan kovalen polar : berbeda
Ikatan kovalen nonpolar :  sama
Ikatan kovalen terjadi antara dua atom yang sama atau
berbeda
Classification of bonds by difference in __________________
Difference
Bond Type
0
___________
2
___________
0 < and <2
____________
Increasing difference in electronegativity
Covalent
Polar Covalent
share e-
partial transfer of e-
Ionic
transfer e9.5
•
Aturan sederhana pembentukan ikatan kovalen
1.
orbital-orbital atom yang berikatan harus saling
tumpang tindih
Setiap ikatan kovalen terbentuk dari dua buah elektron
yang berpasangan dengan spin berlawanan
Untuk unsur periode 2, bila elektron valensi atom
pusat terdapat 4/lebih e, maka berlaku aturan
oktet.contoh CH4, NH3, H2O, HF
Untuk unsur periode 2, bila elektron valensi atom
pusat terdapat kurang dari 4e,aturan oktet tidak harus
dipenuhi. Contoh : BeCl2 , BF3
Untuk unsur periode 3 atau lebih pada waktu
membentuk ikatan kovalen, jumlah elektron valensinya
boleh lebih dari 8. contoh : PF5, SF6 ,IF7
2.
3.
4.
5.
• Struktur lewis dapat didefinisikan sebagai kombinasi
simbol lewis dari atom-atom untuk menyatakan molekul
atau ion poliatomik
• Muatan Formal (QF)
Muatan yang dimiliki oleh atom-atom yang terdapat di dalam
suatu molekul atau ion poliatomik apabila atom-atom tersebut
dianggap memiliki keelektronegatifan yang sama.
QF = NA - NM
= NA – NLP – ½ NBP
NA = jumlah elektron valensi atom bebasnya
NM = jumlah elektron yang menjadi milik suatu atom dalam
molekul atau ion
NLP = jumlah pasangan elektron bebas
NBP = jumlah pasangan elektron ikatan
•
•
•
•
•
Contoh :
H2O
BeF42NH4+
SO42-
CO32-
Langkah-langkah menuliskan struktur Lewis
1. Menentukan atom pusat
2. Menentukan susunan atom-atom (kerangka struktur)
3. Menentukan jumlah elektron total (JET) dengan menjumlahkan
semua elektron valensi atom-atom penyusun molekul atau ion
4. Menempatkan sebuah ikatan  antara atom pusat dengan setiap
substituen yang ada. (JE )
5. Menempatkan sisa elektron secara berpasangan (PEB) pada
semua substituen yang ada sampai aturan oktet terpenuhi. (JE PEB)
6. Menghitung sisa elektron (SE) = JET- JE -JE PEB
Kemudian menempatkan sisa elektron pada atom pusat sebagai
PEB/ETB. Cek apakah pada struktur yang diperoleh memiliki muatan
formal terendah. Bila demikian, maka struktur yang diperoleh dalah
struktur lewis yang memenuhi
7. Bila muatan formal atom-atom harganya belum minimal, maka satu
atau lebih PEB pada substituen-substituen diubah menjadi ikatan 
antara atom pusat dengan substituen-substiuen sampai semua atom
memiliki harga muatan formal terendah
Contoh :
1. BF3
2. NF3
3. NO2
4. NO3-
Geometri/struktur molekul : Model VSEPR
Pengertian Bentuk Molekul :
Bentuk tiga dimensi dari suatu molekul yang ditentukan oleh
jumlah ikatan dan besarnya sudut-sudut ikatan
Contoh : AX4
PEB tidak disertakan dalam penentuan bentuk molekul;
tetapi memperkecil besarnya sudut-sudut ikatan.
Molekul dan ion poliatomik : atom pusat dan substituen
Ide Dasar Teori VSEPR
• Pada TIV pengaruh dari PEB cenderung kurang
diperhatikan
• Suatu bentuk molekul dapat diterangkan berdasarkan
susunan semua pasangan elektron, baik PEI maupun PEB
• Susunan dalam ruang dari pasangan elektron pada kulit
valensi sebagai akibat adanya interaksi antara pasanganpasangan elektron tersebut yang merupakan konsekuensi
dari gaya-gaya elektrostatik dan prinsip eksklusi Pauli.
e-pairs
Notation
Name of VSEPR
shape
Examples
2
AX2
Linear
HgCl2 , ZnI2 , CS2 , CO2
3
AX3
Trigonal planar
BF3 , GaI3
AX2E
Non-linear (Bent)
SO2 , SnCl2
AX4
Tetrahedral
CCl4 , CH4 , BF4-
AX3E
(Trigonal) Pyramidal
NH3 , OH3-
AX2E2
AXE3
Non-Linear (Bent)
Linear
H2O , SeCl2
HF, OH-
AX5
Trigonal bipyramidal
PCl5 , PF5
AX4E
Distorted tetrahedral
(see-sawed)
TeCl4 , SF4
AX3E2
T-Shaped
ClF3 , BrF3
AX2E3
Linear
I3- , ICl2-
AX6
Octahedral
SF6 , PF6-
AX5E
Square Pyramidal
IF5 , BrF5
AX4E2
AX7
Square Planar
Pentagonal Bipyramidal
ICl4- , BrF4IF7
4
5
6
7
BENTUK MOLEKUL DENGAN ATOM
PUSAT TIDAK MEMILIKI PEB
1. Langkah-langkah meramalkan bentuk molekul
Fakta diliteratur :
1. peramalan bentuk molekul dimulai meramalkan struktur
lewis dari molekul yang bersangkutan; atau
2. Pemberian aturan-aturan VSPER, uraian dan tabel
tentang bentuk molekul dengan atom pusat memiliki PEI
dan PEB dalam jumlah tertentu
•
1.
2.
3.
4.
Peramalan bentuk molekul dapat dilakukan dengan
mudah dan cepat melalui empat langkah pokok, yaitu :
Menentukan atom pusat
Menentukan bilangan koordinasi atom pusat
Menentukan banyaknya PEI dan PEB
Menentukan bentuk molekul besarta perkiraan
besarnya sudut-sudut ikatan yang ada
BK = ½ (banyaknya elektron pada kulit valensi atom pusat +
banyaknya elektron yang disumbangkan oleh substituen –
muatan yang ada)
Molekul Dengan Substituen Sama
Contoh :
1.
BeCl2
• 2. BF3
3. CCl4
5. PF5
5. SF6
6. IF7
7. NH4+
8. BF4BENTUK MOLEKUL DENGAN ATOM PUSAT MEMILIKI
PEB
1. SnCl2
________
________
________
2. NH3, NF3
_________
________
________
H2O ; OCl2
_________
SF4
_________
_________
ClF3, BrF3
_________
_________
_________
F
F
Cl
F
XeF2; I3-, ICl2-
_________
_________
_________
I
I
I
BrF5, TeF5-
_________
________
_________
F
F
F
Br
F
F
XeF4
_________
_________
_________
F
F
Xe
F
F
“Perhaps one of you gentlemen wouldn’t mind telling me
just what outside the window you find so attractive…?”
Ikatan Ion
- Ikatan ionik terjadi pada senyawa-senyawa ion
- Pada pembentukan senyawa ionik dari atom-atomnya
dalam fase gas, terjadi transfer satu atau lebih elektron
valensi dari satu atom ke atom yang lain.
- Na(g) + Cl(g) Na+(g) + Cl-(g)
- Transfer 1 elektron dari atom Na ke atom Cl
- Atom yang elektronnya pindah ke atom lain akan
menjadi ion positif atau kation, sedangkan atom yang
menerima elektron dari atom lain akan menjadi ion
negatif atau anion
- Transfer elektron tersebut diikuti dengan terjadinya gaya
tarik antara ion positif dan ion negatif sehingga terbentuk
senyawa yang tersusun atas ion-ion yang disebut
senyawa ionik
- Na+(g) + Cl-(g)  NaCl(g)
- Tarikan atau gaya tarik antara kation dan anion dalam
senyawa ionik disebut dengan ikatan ionik.
Sifat-sifat senyawa ionik
- Memiliki daya hantar yang rendah dalam keadaan padat,
tetapi cukup tinggi dalam keadaan lebur atau dalam
keadaan terlarut dalam pelarut polar.
- Senyawa ionik cenderung memiliki titik lebur dan titik
didih yang tinggi. Hal ini disebabkan oleh adanya ikatan
ion yang umumnya kuat dan menuju kesegala arah
- Senyawa ionik mudah larut dalam pelarut polar
- Senyawa ionik oada umumnya keras, tetapi rapuh
Daur Born-Haber
- Berdasarkan hukum Hess perubahan entalpi yang
menyertai suatu reaksi adalah sama. Dalam artian tidak
tergantung apakah reaksi itu berlangsung melalui satu
tahap atau melalui beberapa tahap.
- Born dan Haber pada tahun 1919 mengaplikasikan
hukum Hess untuk menghitung entalpi pembentukan
suatu zat padat ionik beserta perubahan entalpi yang
menyertai setiap tahap tersebut dapat digambarkan
dalam suatu daur yang disebut dengan daur BornHaber.
Born-Haber Cycle for Determining Lattice Energy
o
DHoverall
= DHo1 + DHo2 + DHo3 + DHo4 + DHo5
9.3
H1 = atomisasi litium
H2 = atomisasi flour
H3 = ionisasi atom litium
H4 = ionisasi atom fluor
H5 = pembentukan kisi LiF
Hoverall = pembentukan kristal LiF
Penggolongan Senyawa Ionik
1.
2.
3.
4.
Senyawa ionik sederhana, ion-ion yang terdiri satu
atom : NaCl, KCl, MgCl2
Senyawa
ionik
yang
mengandung
kation
sederhana dan anion poliatomik : K2SO4, NaNO3
Senyawa ionik yang mengandung kation poliatomik
dan anion sederhana : NH4Cl
Senyawa ionik yang mengandung kation dan anion
poliatomik : NH4NO3