1 / 46

BAB 3.

BAB 3. Konsep Ikatan Kimia. 1. ELEKTRONEGATIVITAS 2. IKATAN IONIK. 3. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI:. SIFAT IKATAN KIMIA KOVALEN. 4. IKATAN KOVALEN. 5. IKATAN KOVALEN POLAR 6. MUATAN FORMAL. 7. BENTUK MOLEKUL: TEORI VSEPR 8. TATA NAMA ANORGANIK DAN. BILANGAN OKSIDASI.

sirvat
Download Presentation

BAB 3.

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. BAB 3. KonsepIkatan Kimia 1. ELEKTRONEGATIVITAS 2. IKATAN IONIK 3. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI: SIFAT IKATAN KIMIA KOVALEN 4. IKATAN KOVALEN 5. IKATAN KOVALEN POLAR 6. MUATAN FORMAL 7. BENTUK MOLEKUL: TEORI VSEPR 8. TATA NAMA ANORGANIK DAN BILANGAN OKSIDASI

  2. (b) (a) (c) (a) Amonia, NH3 (b) Air, H2O (c) Metana, CH4 .

  3. 3.1. ELEKTRONEGATIVITAS • Merupakan sifat berkala (periodik) yang penting. • Elektronegativitas ialah besarnya daya menarik elektron ke dalam suatu atom dalam penggabungan kimia. LOGAM - mudah menyerahkan e- NON-LOGAM - mudah menerima e- - membentuk kation - membentuk anion - elektropositif - elektronegatif

  4. Nilai Elektronegativitas (fluorin: elektronegativitas = 4)

  5. Selisih elektronegativitas besar ⇒ e- berpindah ⇒ IKATAN IONIK Selisih elektronegativitas kecil ⇒ e- digunakan bersama ⇒ IKATAN KOVALEN IKATAN IONIK pengalihan elektron antaratom IKATAN KOVALEN POLAR pemindahan muatan secara parsial IKATAN KOVALEN penggunaan elektron bersama antaratom

  6. 3.2. IKATAN IONIK ELEKTRON VALENSI KULIT ATOM INTI – – – Unsur golongan utama (kecuali He): e- val. atom netral = no. golongan + ATOM ELEKTRON TERAS Model titik-elektron Lewis 1. Elektron valensi digambarkan dengan titik. 2. Elektron teras tidak digambarkan. 3. Empat titik pertama ditulis satu per satu di keempat sisi lambang unsur. 4. Titik-titik berikutnya dipasangkan pada yang sudah ada.

  7. H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar

  8. 3.2.1 Pembentukan Senyawa Ionik Biner Atom → Anion/kation agar stabil (memenuhi aturan oktet): Σ e- val. = pada gas mulia (8e-; 2e- untuk He) Contoh: Na• → Na+ + e- kehilangan 1 elektron valensi x Cl - Cl + e memperoleh 1 elektron valensi (tanda x semata-mata untuk membedakan dari mana elektron itu berasal) Na + NaCl Cl penggabungan membentuk senyawa ionik (garam) Contoh lain: Ca + 2 Br atom netral Ca2+ + 2 Br kation anion CaBr2 senyawa ionik (tidak oktet) (oktet) (oktet)

  9. CONTOH 3.1 Ramalkan rumus senyawa antara rubidium dan sulfur. Tuliskan lambang Lewis untuk unsur-unsur itu sebelum dan sesudah penggabungan kimia. Penyelesaian: Rb: golongan I → 1 elektron valensi → Rb• S: golongan VI → 6 elektron valensi → S Pengalihan 1 e- masing-masing dari 2 atom Rb kepada 1 atom 2- S menghasilkan 2 ion Rb+ dan 1 ion S (semuanya oktet). 2- S ) Senyawanya Rb2S atau dalam lambang Lewis, (Rb+) 2(

  10. Ciri-ciri senyawa ionik: 1. Padatan pada suhu kamar. 2. Titik leleh dan titik didih tinggi Misal: NaCl titik leleh = 801oC dan titik didih = 1413oC. 3. Senyawa ionik padat umumnya kurang baik menghantar listrik, tetapi lelehannya menghantar dengan baik. 4. Komposisi kimia dinyatakan sebagai rumus empiris bukan rumus molekul.

  11. 3.3. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI: SIFAT IKATAN KIMIA KOVALEN Struktur molekul yang stabil ditentukan oleh susunan 3D atom-atom dalam molekul itu: * Panjang ikatan ⇒ ukuran molekul (jarak antarinti atom dalam ikatan tertentu) * Sudut ikatan ⇒ bentuk molekul (orientasi relatif dua ikatan yang berdekatan) Vibrasi molekul → panjang & sudut ikatan berubah-ubah → nilai rerata diukur dengan spektroskopi & difraksi sinar-X

  12. 3.3.1 Panjang dan Energi Ikatan Energi (disosiasi) ikatan (∆Ed) = energi yang harus diserap untuk memecah 1 mol ikatan tertentu. a 1 golongan: Z↑ → ukuran atom ↑ → panjang ikatan ↑ → energi ikatan ↓ Contoh: Panjang ikatan F2 < Cl2 < Br2 < I2; ClF < ClBr Energi ikatan HF > HCl > HBr > HI

  13. Anomali energi ikatan: F2 << Cl2 > Br2 > I2 ⇒ kuatnya tolak-menolak antaratom F yang sangat elektronegatif ⇒ faktor orde ikatan N2 >> O2 >> F2 Panjang ikatan dari sepasang atom tertentu hanya berubah sedikit dari satu molekul ke molekul lain, sedangkan energi ikatan tidak begitu terulangkan (+10%) Contoh:

  14. 3.3.2 Orde Ikatan Orde ikatan ↑ ⇒ Panjang ikatan ↓ ⇒ Energi ikatan ↑ Orde ikatan rangkap juga ada pada ikatan antaratom selain C dan antaratom taksejenis:

  15. 3.4. IKATAN KOVALEN Atom-atom yang identik dapat memperoleh konfigurasi e- yang stabil dengan cara penggunaan bersama elektron. Contoh: elektron berpasangan elektron takberpasangan atau Cl + Cl Cl Cl Cl Cl elektron nonikatan atau H H H H H + H Cl 4 Cl + C Cl C Cl Cl

  16. CONTOH 3.2 Tulislah struktur titik-elektron untuk senyawa yang dihasilkan nitrogen (N) dan hidrogen (H) ketika berikatan kovalen. Penyelesaian: atau H N H H amonia (NH3) N + 3 H H N H H

  17. 3.4.1 Ikatan Kovalen Ganda Jika 2 atau 3 pasang e- digunakan bersama, terbentuk ikatan kovalen ganda dua atau tiga, misalnya 2 O + C atau O C O O C O N + N atau N N N N CONTOH LAIN Pembentukan etilena, C2H4, dari karbon (Golongan IV) dan hidrogen. H H H H H H H H 2 C + 4 H atau C C C C etilena

  18. 3.5 IKATAN KOVALEN POLAR Jika dua atom berbeda terikat secara kovalen, elektron ikatan tidak digunakan sama rata, tetapi condong ke atom yang lebih elektronegatif. δ+ δ− H Cl atau H Cl Contoh: H + H Cl Cl (2,2) (3,0) molekul polar (δ = muatan parsial) Selisih elektronegativitas ↑ ⇒ dwikutub semakin kuat ⇒ ikatan semakin polar > 1,7 → ikatan ionik 0–1,7 → ikatan kovalen polar 0 → ikatan kovalen

  19. Ikatan kovalen koordinasi: salah satu atom memberikan dua elektron sekaligus kepada atom lainnya dalam membentuk ikatan kovalen. Contoh: + H H N + H H N +H H H N xx H + H H H H ikatan kovalen koordinasi Tanda panah kadang-kadang digunakan untuk menyatakan pasangan elektron yang disumbangkan

  20. CONTOH 3.3 Tuliskan struktur Lewis dari pernyataan berikut: “boron triklorida membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan nitrogen dari molekul amonia”. Penyelesaian: H Cl H Cl H Cl H N xx B Cl H N + B Cl H N B Cl H Cl H Cl H Cl

  21. 3.6 MUATAN FORMAL H2SO4 → dua struktur Lewis yang memenuhi : O H O S O H O (1) 4 ikatan S-O O H O S O H O (2) 2 ikatan S-O 2 ikatan S=O Eksperimen: Ada 2 jenis ikatan antara S dan O pada H2SO4 → 157 pm (S–O) & 142 pm (S=O) → Struktur (2) yang realistis

  22. Alat bantu untuk memilih: Muatan formal MF = Σ e- valensi – Σ e- nonikatan – ½ Σ e- ikatan Struktur (2) Struktur (1) H Okiri Okanan Oatas Obawah S = 1 – 0 – ½ (2) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 0 – ½ (12) = 0 H Okiri Okanan Oatas Obawah S = 1 – 0 – ½ (2) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 6 – ½ (2) = –1 = 6 – 6 – ½ (2) = –1 = 6 – 0 – ½ (8) = +2 Muatan bersih = 0 Muatan bersih =0 Struktur (1) memiliki 3 atom bermuatan → energi sangat tinggi (tidak stabil)

  23. CONTOH 3.4 Gunakan konsep muatan formal untuk menentukan mana struktur hidroksilamina, NH3O, yang terbaik. Penyelesaian: H H N O H (1) H = 1 – 0 – ½ (2) = 0 N = 5 – 0 – ½ (8) = +1 O = 6 – 6 – ½ (2) = –1 H N O H H (2) H = 1 – 0 – ½ (2) = 0 N = 5 – 2 – ½ (6) = 0 O = 6 – 4 – ½ (4) = 0 Struktur (2) terbaik karena muatan formal semua atomnya nol.

  24. 3.7 BENTUK MOLEKUL: TEORI VSEPR Molekul dengan > 1 ikatan kovalen polar bisa polar/nonpolar bergantung pada susunan ikatan-ikatannya dalam ruang Contoh : CO2 → O C O molekul nonpolar linear µtot = 0 H2O → H O H µtpt ≠ 0 molekul polar yang bengkok Teori VSEPR (valence shell electron-pair repulsion = tolakan pasangan-elektron kulit valensi) Pasangan elektron ikatan maupun nonikatan cenderung tolak-menolak ⇒ menempatkan diri sejauh-jauhnya untuk meminimumkan tolakan.

  25. Geometri pasangan elektron ⇐ bilangan sterik atom pusat SN = (Σ atom yang terikat pada atom pusat) + (Σ pasangan elektron nonikatan pada atom pusat) (Atom pusat = atom yang mengikat dua atau lebih atom lain) 109,5o SN = 4: tetrahedral 90o 90o 180o SN = 2: linear 90o 120o SN = 3: planar trigonal 120o SN = 6: oktahedral SN = 5: bipiramida trigonal

  26. CONTOH 3.5 Hitunglah bilangan sterik untuk iodin pada IF4- dan untuk bromin pada BrO4-. Kedua ion molekular memiliki pusat I- atau Br- yang dikelilingi oleh 4 atom. Tentukan pula geometri pasangan elektronnya. Penyelesaian: IF4- ⇒ Atom pusat I- : 8 e- val. : 7 e- val. ⇒ menggunakan bersama 1 e- dari I- agar oktet Atom ujung F ⇒ ikatan dengan 4 atom F Maka: 4 e- I- 4 e- sisanya ⇒ 2 pasangan nonikatan SN = 4 + 2 = 6 ⇒ (geometri pasangan e-: OKTAHEDRAL)

  27. BrO4- ⇒ Atom pusat Br-: 8 e- val. Atom ujung O : 6 e- val. ⇒ menggunakan bersama 2 e- dari Br- agar oktet ⇒ ikatan dengan 4 atom O Maka: 8 e- Br- Tidak ada pasangan menyendiri SN = 4 + 0 = 4 ⇒ (geometri pasangan e-: TETRAHEDRAL) Ikatan rangkap/rangkap-tiga dianggap sama dengan ikatan tunggal ⇒ CO2 ( O C O) ⇒ SN = 2 + 0 = 2 (geometri pasangan e-: LINEAR)

  28. Geometri molekul ⇐ geometri pasangan elektron (bergantung pada Σ pasangan menyendiri) 1. Tanpa pasangan nonikatan: geometri molekul = geometri pasangan elektron Contoh: BeCl2 : SN = 2 + 0 = 2 (linear) BF3 SF6 : SN = 3 + 0 = 3 (planar trigonal) : SN = 6 + 0 = 6 (oktahedral) 2. Ada pasangan nonikatan: Pasangan e- nonikatan dipegang lebih dekat ke atom pusat Menempati lebih banyak ruang daripada pasangan e- ikatan

  29. Sudut antarpasangan e- ikatan < antara pasangan e- ikatan dan pasangan e- nonikatan < antarpasangan e- nonikatan CH4 : SN = 4 + 0 = 4 Geometri pasangan e- = tetrahedral NH3 : SN = 3 + 1 = 4 H2O : SN = 2 + 2 = 4 Amonia (NH3) Sudut ikatan 107,3o

  30. CH4 : tidak ada pasangan e- nonikatan H C (geometri molekul = geometri pasangan e- = tetrahedral) ⇒ Sudut ikatan H-C-H: 109,5o O 109,5 H H H NH3 : 1 pasang e- nonikatan N H (geometri molekul = piramida trigonal: O H tetrahedral yang dihilangkan 1 buah ikatannya) H 107,3 ⇒ Sudut ikatan H-N-H: 107,3o H2O : 2 pasang e- nonikatan ] (geometri molekul = bentuk V: tetrahedral yang dihilangkan 2 buah ikatannya) O H H 104,5 O ⇒ Sudut ikatan H-O-H: 104,5o

  31. CONTOH 3.7 Tentukan bilangan sterik atom sulfur dalam SO2 dan ramalkan struktur molekul SO2 Penyelesaian Bilangan sterik sulfur 3 (dua atom terikat dan satu pasang nonikatan) Molekul SO2 bengkok, sudut ikatan sedikit < 120o

  32. Molekul dengan bilangan sterik 5: PF5, SF4, ClF3, dan XeF2 dengan jumlah pasangan nonikatan berturut- turut 0, 1, 2, dan 3.

  33. CONTOH 3.8 Perkirakan geometri (a) ion ClO3+ dan (b) molekul IF5 Penyelesaian (a) ClO3+ ⇒ Atom pusat Cl+ : 6 e- val. Atom ujung O : 6 e- val. ⇒ menggunakan bersama 2 e- dari Cl- (konfigurasi Ar) ⇒ ikatan dengan 3 atom O Maka: 6 e- CI+ Tidak ada pasangan nonikatan

  34. O Cl SN = 3 + 0 = 3 tanpa pasangan e- nonikatan: Geometri molekul = geometri pasangan e- O O = PLANAR TRIGONAL ⇒ Atom pusat I : 7 e- val. (b) IF5 : 7 e- val. ⇒ menggunakan bersama 1 e- dari I (konfigurasi Xe) Atom ujung F ⇒ ikatan dengan 5 atom F Maka: 5 e- I ⇒ 1 pasangan menyendiri 2 e- sisanya

  35. SN = 5 + 1 = 6: geometri pasangan e- = oktahedral 1 pasangan e- nonikatan: dihilangkan 1 ikatannya Geometri molekul = PIRAMIDA BUJURSANGKAR F I F F F F

  36. 3.8 TATA NAMA ANORGANIK & BILANGAN OKSIDASI Tata nama ion: 1. Kation monoatomik (1 ion stabil): Golongan I dan II + 3 unsur pertama dari Golongan III Nama = unsur induknya Contoh: Na+: ion natrium Ca2+: ion kalsium Gol. I, II → kation monoatomik +1, +2 2. Kation monoatomik (beberapa ion stabil): Unsur transisi + Golongan III, IV, dan V Contoh: Cu+: ion tembaga(I) atau ion kupro Cu2+: ion tembaga(II) atau ion kupri

  37. (a) Angka Romawi dalam kurung → muatan. (b) Akhiran –o → ion yang muatannya lebih rendah; Akhiran –i → yang lebih tinggi (sudah ditinggalkan). 3. Kation poliatomik Contoh: NH4+: ion amonium H3O+: ion hidronium Hg22+: ion merkuro(I) [bedakan dengan Hg2+:ion merkuri(II)] 4. Anion monoatomik: Bagian pertama nama unsur + akhiran –ida Contoh: Cl-: ion klorida (diturunkan dari klorin) O2-: ion oksida (diturunkan dari oksigen) Gol. V, VI, VII → anion monoatomik –3, –2, –1

  38. 5. Anion poliatomik Contoh: SiO43-: ion silikat NO2-: ion nitrit NO3-: ion nitrat ClO-: ion hipoklorit ClO3-: ion klorat ClO2-: ion klorit ClO4-: ion perklorat HCO3-: ion hidrogen karbonat (nama biasa: ion bikarbonat) Tata nama senyawa ionik: (Nama kation)_(Nama anion) Asas kenetralan muatan: Muatan + dari kation dibalanskan oleh muatan – dari anion. Contoh: NaBr: Kation +1 membalanskan anion –1 Mg3N2: 3 kation +2 membalanskan 2 anion –3 FeCl2 dan FeCl3? Tl2SO4 dan Tl2(SO4)3?

  39. CONTOH 3.9 Apakah rumus kimia untuk (a) barium oksida dan (b) sesium nitrida. Penyelesaian: (a) Ba : golongan II → Ba2+ O : golongan VI → O2- Asas kenetralan muatan: Setiap 1 ion Ba2+ dibalanskan oleh 1 ion O2- ⇒ BaO (b) Cs3N.

  40. CONTOH 3.10 Namai senyawa ionik yang mengandung ion poliatom berikut. (a) NH4ClO3 (b) NaNO2 (c) Li2CO3 Penyelesaian: (a) Amonium klorat (b) Natrium nitrit (c) Litium karbonat

  41. 3.8.1 Bilangan Oksidasi 1. Biloks unsur bebas = 0 2. Σ biloks semua atom dalam spesies = muatan bersih spesies tersebut 3. Biloks logam alkali = +1 4. Biloks F = –1 5. Biloks logam alkali tanah, Zn, dan Cd = +2 6. Biloks H = +1 7. Biloks O = –2 Jika aturan di atas diterapkan sesuai prioritas, pengecualian seperti biloks O = –1 dalam peroksida dan biloks H = –1 dalam hidrida tidak perlu dihafalkan.

  42. Contoh 3.11 Tetapkan bilangan oksidasi setiap atom dalam senyawa berikut (a) CsF (b) CrO42- Penyelesaian (a) Bilangan oksidasi Cs = +1 (aturan 3), jadi bilangan oksidasi F = -1 (b) Bilangan oksidasi O = -2 (aturan 7) muatan ion = -2, jadi bilangan oksidasi Cr = +6

  43. LATIHAN SOAL-SOAL 1. 2. 3. Berapa banyak elektron valensi yang dimiliki oleh masing-masing atom dari unsur di bawah ini? a. Be b. Na c. Se d. F e. K f. Sn Golongkan ikatan dalam senyawa berikut sebagai ionik atau kovalen a. NaF b. MgS c. MgO d. AlCl3 Tuliskan rumus senyawa ionik yang dapat terbentuk dari pasangan unsur berikut. Sebutkan nama tiap senyawanya. a. berilium dan fluorin b. aluminium dan fosforus c. bromin dan magnesium

  44. 4. 5. Jelaskan apa yang dimaksud dengan a. ikatan kovalen polar b. molekul polar Gambarkan struktur titik-elektron untuk menunjukkan ikatan kovalen dari senyawa berikut: a. NCl3 b. OF2 c. PH3 6. Tentukan muatan formal untuk setiap atom dan muatan bersih seluruh molekul pada struktur Lewis berikut: a. N ≡ N - O b. S = C = N

  45. 7. Urutkan masing-masing kelompok berikut menurut kenaikan polaritasnya a. H – Cl, H – O, H - F b. N – O, P - O, Al – O c. H - Cl, Br - Br, B - N 8. Tuliskan rumus dari masing-masing ion poliatomik. Tulis juga muatannya. a. ion amonium b. ion fosfat c. ion karbonat 9. Tetapkan bilangan oksidasi setiap spesies dalam b. HF2- c. NH4+ a. HClO3

More Related