Valensi
! "
" !
#
$ %
'
%
& &
#
% ( ) # * )
+ $ ,)
# &
#
-
#
.
.
Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +1 Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +2 Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +3. Tl juga memiliki bilangan oksidasi +1.
-
#
.
.
Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +2 dan +4 Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +3 dan +5 Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +4 dan +6, kecuali Po hanya memiliki bilangan oksidasi +2.
Mengapa Hal ini Terjadi? $
-
(
Ingat, unsur-unsur logam transisi memiliki elektron yang mengisi kulit bagian dalam sehingga hampir semua memiliki konfigurasi elektron ns2. Muatan ion logam transisi yang perlu diingat: Semua Group IIIB: 3+ Ni, Zn, Cd: 2+ Ag: 1+ Lantanida dan Aktinida: 3+ Unsur lainnya mampu membentuk dua atau lebih kation.
Mengapa Sebagian Besar Logam Transisi membentuk dua atau lebih kation?
# ) /
$ / 12
0 0
3
/ 32 )
)2
0 0
3
) 12
Energi Pembentukan Ikatan Ion
"
"
+ %
-
.
#"
# +
Energi Pembentukan Ikatan Ion Contoh: Pembentukan Natrium Klorida Tahap-tahap: Penguapan Natrium Dekomposisi molekul klor Ionisasi Natrium Penambahan elektron pada klor Pembentukan padatan NaCl
Energi Pembentukan Ikatan Ion
4 # Senyawa
Energi Kisi
Struktur Lewis Ditemukan oleh G.N. Lewis, untuk membantu menyusun elektron-elektron di sekitar atom, ion dan molekul. Struktur Lewis terutama digunakan untuk menggambarkan senyawa dari unsur-unsur blok-s dan blok-p. Aturan Umum: Gambarkan lambang atom Setiap kotak pada gambar di samping dapat terisi maksimal dua elektron Hitung jumlah elektron valensi atom Isilah kotak-kotak di sekeliling lambang atom – jangan membuat pasangan-pasangan elektron dulu kecuali diperlukan.
Struktur Lewis )
$
-%
-%
!
#
$
$
Struktur Lewis dan Pembentukan NaCl
Elektron dari Na bergerak menuju Cl, sehingga keduanya memenuhi aturan oktet: Na menjadi Na+ - suatu kation Cl menjadi Cl− - suatu anion Muatan + dan – saling tarik menarik membentuk ikatan ion
Ikatan Kovalen dan Tipe Elektron Pasangan elektron Ikatan: Dua elektron yang dipakai bersama oleh dua atom membentuk Ikatan Kovalen.
Pasangan elektron bebas: Pasangan elektron yang tidak dipakai bersama oleh dua atom disebut elektron non ikatan. Pasangan elektron bebas Pasangan elektron ikatan
Ikatan Kovalen Nonpolar dan polar Ketika dua atom saling memakai pasangan elektron ikatan sama banyak
Ikatan kovalen terbentuk ketika pasangan elektron yand dibagi tidak sama banyak
Molekul Polar Elektron dalam suatu ikatan kovalen jarang yang sama banyak. Pemakaian bersama elektron yang tidak sama menghasilkan ikatan polar
• Sedikit bermuatan positif
• Sedikit bermuatan negatif
• Keelektronegatifan lebih kecil
• Keelektronegatifan lebih besar
Kemampuan suatu atom untuk terikat pada atom lain atau untuk menarik elektron pada dirinya. • Berhubungan dengan energi ionisasi dan afinitas elektron •Tidak dapat diukur secara langsung •Nilainya tidak memiliki satuan karena bersifat relatif terhadap satu sama lain •Nilainya bervariasi untuk tiap senyawa tapi tetap berguna untuk dipakai meramalkan sifat secara kualitatif
Keelektronegatifan merupakan sifat periodik
Keelektronegatifan Kemampuan relatif suatu unsur untuk menarik elektron dari atom lain. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang berkatan, semakin polar ikatannya. Jika perbedaan keelektronegatifan cukup besar, elektron ditransfer dari atom yang kurang elektronegatif kepada atom yang lebih elektronegatif – Ikatan Ion Jika perbedaan keelektronegatifan tidak besar, maka ikatannya menjadi nonpolar.
Keelektronegatifan Tentukan perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom terikat dalam senyawa berikut. Jawab:
Contoh menggambar Struktur Lewis Contoh: CO2 Tahap 1: gambarkan setiap struktur yang mungkin. Gambar garis mewakili sepasang elektron ikatan.
Tahap 2: Tentukan jumlah total elektron valensi CO2 1 karbon x 4 elektron = 4 2 oksigen x 6 elektron = 12 Total elektron = 16 Tahap 3: cobalah untuk memenuhi aturan oktet untuk tiap atom, buatlah ikatan rangkap bila perlu.
Contoh menggambar Struktur Lewis Susunan ini membutuhkan terlalu banyak elektron Bagaimana dengan membuat ikatan rangkap? Ternyata bisa!
Adalah ikatan rangkap yang sama dengan 4 elektron
Ikatan Rangkap Bagaimana cara mengetahui bahwa ikatan rangkap benar-benar ada? Caranya dengan melihat perbedaan energi ikatan dan panjang ikatannya! Tipe ikatan
Orde ikatan
Panjang
Energi ikatan
pm
Kj/mol
Muatan Formal Tujuan: untuk menunjukkan distribusi kerapatan elektron rata-rata dalam suatu molekul atau ion poliatom. Tandai tiap atom setengah jumlah elektron yang digunakan untuk berikatan. Tandai pula tiap atom semua elektron bebas yang dimilikya. Kurangi jumlah elektron pada tiap atom dengan jumlah elektron valensi setiap atom tunggal dalam unsurnya.
Contoh: CO2
Untuk tiap atom oksigen: 4 elektron dari pasangan elektron bebas 2 elektron dari ikatan Total: 6 elektron Muatan formal: 6 - 6 = 0
Untuk atom karbon: 4 elektron dari ikatan Total: 4 elektron Muatan formal: 4 – 4 = 0
Muatan Formal Contoh lain: CO Untuk Oksigen: 2 elektron dari pasangan elektron bebas 3 elektron dari pasangan elektron ikatan Total: 5 elektron Muatan formal: 6 – 5 = +1
Untuk Karbon: 2 elektron dari pasangan elektron bebas 3 elektron dari pasangan elektron ikatan Total = 5 elektron Muatan formal = 4 – 5 = -1
Struktur Resonansi Seringkali ditemukan dua atau lebih struktur Lewis untuk suatu molekul: Masing-masing memenuhi aturan oktet Memiliki jumlah ikatan yang sama Memiliki tipe ikatan yang sama.
Contoh: molekul SO2, mana yang benar?
Keduanya benar dan merupakan struktur resonansi dari SO2 yang masing-masing memiliki ikatan rata-rata 1,5 antara atom S dan O.
Struktur Resonansi Contoh molekul yang juga memiliki struktur resonansi: Benzen, C6H6. Semua ikatan pada benzen sama panjang.
Penyimpangan Aturan Oktet Tidak semua senyawa sesuai aturan oktet Terdapat tiga pengecualian yang menyimpang: Spesi yang memiliki lebih dari 8 elektron di sekitar satu atom, yaitu untuk unsur-unsur pada periode ketiga atau lebih, karena orbital d ikut terlibat dalam membentuk ikatan. Contoh: 5 pasang elektron di sekitar P dalam PF5, 5 pasang elektron di sekitar S dalam SF4, 6 pasang elektron di sekitar S dalam SF6.
Spesi yang memiliki elektron lebih sedikit daripada 8 elektron di sekitar satu atom. Berilium dan Boron akan membentuk senyawa yang memiliki jumlah elektron kurang dari 8 di sekitar mereka.
Spesi dengan jumlah elektron total ganjil.
Spesi yang memiliki lebih dari 8 elektron di sekitar satu atom Contoh: SO421. Tuliskan susunan atom-atom yang mungkin 2. Hitung jumlah total elektron: 6 atom dari S, 4 x 6 dari O dan 2 dari muatan. Total = 32 3. Susun elektron di sekitar atom-atom pada SO42-.
Spesi yang memiliki kurang dari 8 elektron di sekitar satu atom Spesi Miskin Elektron: spesi selain hidrogen dan helium yang memiliki kurang dari elektron valinsi 8. Biasanya spesi seperti ini merupakan spesi yang sangat reaktif.
Spesi dengan jumlah elektron total ganjil Terdapat sedikit spesi yang memiliki total jumlah elektron valensinya ganjil, artinya terdapat satu elektron tak berpasangan yang sangat reaktif. Radikal adalah spesi yang memiliki satu atau lebih elektron yang tak berpasangan. Spesi ini berperan penting dalam proses penuaan dan penyebaran kanker. Contoh: Nitrogen monoksida, NO. Senyawa ini dikenal juga sebagai asam nitrit, memiliki total elektron valensi 11: 6 dari oksigen, 5 dari nitrogen. Struktur Lewis NO:
Bentuk Molekul dan Ion Poliatom Molekul dan ion poliatom tidak semuanya merupakan struktur yang datar. Terdapat banyak molekul dan ion poliatom memiliki struktur 3 dimensi yang mempengaruhi sifat-sifat fisika dan kimianya. Beberapa model digunakan untuk membantu meramalkan dan menggambarkan bentuk geometri molekul. Salah satu model moelkul adalah VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) atau teori tolakan pasangan elektron valensi.
Model VSEPR Menurut model VSEPR, untuk unsur-unsur golongan utama, pasangan elektron harus pada posisi sejauh mungkin dari pasangan elektron lain. Hal ini terjadi dalam ruang 3 dimensi. Elektron ikatan dan pasangan elektron bebas akan menempati ruang dengan pasangan elektron memakan ruang lebih banyak. Geometri molekul berdasarkan jumlah total pasangan elektron atau total bilangan koordinasi.
Bentuk Molekul VSEPR
Geometri Molekul Molekul memiliki bentuk spesifik: Ditentukan oleh jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat Semua pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas dihitung Ikatan rangkap diperlakukan sama dengan ikatan tunggal untuk bentuk geometri.
Geometri molekul mempengaruhi kepolaran dan kelarutan dalam pelarut tertentu.
Beberapa Bentuk Geometri Bentuk
Pasangan e- di sekitar Contoh atom pusat
Linier, CO2
Bengkok, H2O
Trigonal planar, BCl3
Tetrahedral, CH4
Piramid, NH3
Geometri Molekul Berbasis Tetrahedral
Bengkok Bengkok dan pyramidal adalah tetrahedral juga, tapi beberapa pasangan elektron tidak terikat
Geometri Molekul Bentuk geometri lainnya: Lima ikatan atau pasangan elektron bebas: Trigonal bipiramida Seesaw Bentuk-T Linier
Enam ikatan atau pasangan elektron bebas: Oktahedral Segiempat piramida Segiempat planar
Bentuk VSEPR
Segiempat planar
Oktahedral
Trigonal bipiramida
Geometri Molekul Etana
Jika molekul makin besar, aturan geometri molekul masih tetap berlaku
Geometri Molekul Polar Untuk molekul bersifat polar, syaratnya: Ikatannya polar Geometri molekul sesuai dan mendukung kepolarannya
Molekul Polar dan Nonpolar Kepolaran merupakan sifat penting suatu molekul Mempengaruhi sifat fisik seperti titik leleh, titik didih dan kelarutan Sifat kimia bergantung pada kepolaran Momen Dipol, µ, merupakan ukuran kuantitas kepolaran molekul
Sifat ini dapat diukur dengan menempatkan molekul dalam suatu medan listrik. Molekul polar akan tersusun sesuaiarus listrik, ketika medan dinyalakan, molekul nonpolar tidak.
Molekul Polar dan Nonpolar Kebanyakan ikatan yang terbentuk antara atom-atom dari unsur berbeda dalam molekul adalah polar, tapi tidak berarti molekul itu menjadi bersifat polar Keelektronegatifan: Oksigen = 3,5 Karbon = 2,5 Perbedaan = 1,0 (ikatan polar)
Perbedaan keelektronegatifan menunjukkan bahwa ikatan C-O menjadi polar dengan elektron-elektronnya lebih tertarik ke arah oksigen. Namun karena geometrinya, gaya tarik ini sama besar ke arah yang berlawanan, sehingga molekul CO2 bersifat nonpolar.
Molekul Polar dan Nonpolar Agar molekul menjadi polar, pengaruh kepolaran ikatan tidak boleh saling meniadakan. Salah satu caranya adalah mendapatkan geometri yang tidak simetri, contohnya molekul air. Perbedaan Keelektronegatifan = 1,3
Dalam molekul air, pengaruh ikatan polar tidak saling meiadakan, sehingga molekulnya bersifat polar.
Molekul Polar dan Nonpolar Molekul disebut nonpolar jika atom pusatnya tersubstitusi secara simetris oleh atom-atom sejenis. Contoh: CO2, CH4, CCl4. Molekul dikatakan polar apabila geometrinya tidak simetris. Contoh: H2O, NH3, CH2Cl2. Derajat kepolaran adalah fungsi dari jumlah dan tipe ikatan polar dan geometri.
Teori Ikatan Dua metode yang digunakan untuk mengambarkan ikatan antar atom-atom: Metode Ikatan Valensi Ikatan diasumsikan dibentuk dari saling tumpangsuh antara orbital-orbital atom.
Metode Orbital Molekul Ketika atom-atom membentuk senyawa, orbital-orbitalnya saling bergabung membentuk orbital baru yaitu orbital molekul.
Metode IkatanValensi Berdasarkan model ini, ikatan H-H terbentuk sebagai hasil overlap antara orbital 1s dari tiap atom. Orbital hibrid diperlukan untuk geometri molekul. Contoh: Karbon, konfigurasi elektron terluar: 2s2 2px1 2py1. Karbon membentuk empat ikatan yang sama. Dari konfigurasi terlihat hanya ada 2 ikatan yang mungkin terbentuk dan tidak akan membentuk tetrahedral, namun ternyata bisa. Hal ini terjadi karena kedua orbital semula mengalami penggabungan pada tingkat energi yang sama Hibridisasi
Molekul H2
Hibridisasi orbital 2s dan 2p pada Karbon
Hibridisasi Pada karbon yang memiliki 4 ikatan tunggal, semua orbitalnya memiliki hibrid:
25% karakter s dan 75% karakter p
Etana, CH3CH3
Ikatan α – terbentuk dari overlap pada ujung. Molekul dapat berotasi pasa ikatan tunggalnya
Rotasi pada ikatan tunggal
Etana, CH3CH3
Rotasi pada ikatan tunggal
Orbital Hibrid sp2 Untuk ikatan ganda, tipe orbitalnya memiliki orbital hibrid sp2 yang dihasilkan dari penggabungan satu orbital s dan 2 orbital p. Satu orbital p tidak bergabung.
Tak terhibridisasi
Terhibridisasi
Orbital Hibrid sp2 Orbital p yang tak terhibridisasi dapat melakukan overlap, menghasilkan pembentukan ikatan yang kedua – ikatan π. ikatan π adalah overlap tepi yang terjadi pada bagian permukaan atas dan bawah suatu molekul. Ikatan ini tak memungkinkan molekul untuk berotasi pada ikatan
Etena
Ikatan dalam Etena
Ikatan dalam Etena
Orbital Hibrid sp Ikatan rangkap tiga orbitalnya memiliki orbital hibrid sp yang dihasilkan dari penggabungan satu orbital s dan 1 orbital p. dua orbital p tidak bergabung.
Tak terhibridisasi
Terhibridisasi
Orbital Hibrid sp Sekarang terdapat dua orbital p yang mampu membentuk ikatan π
Etuna
Ikatan dalam Etuna
Ikatan dalam Etuna
Orbital Hibrid Lainnya Orbital d dapat ikut terlibat dalam pembentukan orbital hibrid Hibrid
Bentuk Linier Trigonal Planar
Tetrahedral Trigonal bipiramida Oktahedral
Metode Orbital Molekul Ketika orbital-orbital atom bergabung membentuk orbital molekul, jumlah orbital molekul yang terbentuk harus sama dengan jumlah orbital atom yang bergabung. Contoh: H2 . Dua orbital 1s akan bergabung membentuk dua orbital molekul. Energi total dari orbital baru sama dengan energi kedua orbital 1s semula, namun dapat terpisah pada tingkat energi berbeda. Berikut bentuk orbital molekul H2.
Bentuk Orbital
Orbital Molekul Ketika dua orbital atom bergabung, terdapat 5 tipe orbital molekul yang dihasilkan: Orbital Ikatan - σ atau π: Energinya lebih rendah daripada orbital atom dan kerapatan elektron saling overlap. Orbital Antiikatan - σ* atau π*: Eberginya lebih tinggi daripada orbital atom dan kerapatan elektron tidak terjadi overlap Orbital nonikatan – n: Pasangan elektron tak terlibat dalam ikatan.
Molekul Diatom Homonuklir Molekul-molekul ini adalam molekul diatom sederhan yang terdiri atas atom-atom unsur yang sama. Diagram energi untuk tipe molekul ini sama dengan molekul H2 Contoh: molekul He2. Pada gambar berikut, diagram energi He2 terlihat orbital ikatan dan antiikatan akan terisi. Hasilnya molekul ini lebih tidak stabil daripada atom He, sehingga ikatan tak akan terbentuk.
Orbital Ikatan Molekul Agar suatu molekul stabil, harus terdapat lebih banyak elektron pada orbital ikatan daripada orbital antiikatan. Ikatan yang terbentuk akan memiliki energi lebih rendah sehingga lebih stabil. Orbital ikatan dan antiikatan untuk ikatan σ dan π harus dipertimbangkan. Perhatikan diagram orbital molekul untuk O2. Setiap atom O memiliki 8 elektron, sehingga total elektron dalam O2 adalah 16. Jumlah elektron dalam orbital ikatan lebih banyak daripada orbital antiikatan, sehingga terbentuk ikatan stabil.
Molekul Diatom Heteronuklir Diagram orbital molekul menjadi lebih kompleks untuk ikatan antara dua tom tak sama. Tingkat energi atom tidak sama dan terdapat perbedaan jumlah elektron. Contoh: molekul NO.
Delokalisasi Elektron Diagram MO untuk spesi poliatom sering disederhanakan dengan asumsi bahwa semua orbital σ dan π terlokalisasi, saling berbagi diantara dua atom tertentu. Struktur resonansi membutuhkan elektron dalam beberapa orbital π mengalami delokalisasi. Delokalisasi: pergerakan bebas di sekitar tiga atau lebih atom. Contoh: Benzen, C6H6, semua panjang ikatan dalam benzen sama dengan orde ikatan 1,5.
