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
