Bab 4 struktur molekul & ikatan kimia[1]
Bab 4
Struktur Molekul & Ikatan
Kimia
Pekan Keempat & Kelima
Kompetensi dan Indikator
Indikator
• Mahasiswa mampu menuliskan struktur Lewis dari beberapa
unsur dan senyawa kovalen
• Mahasiswa mampu menjelaskan proses terbentuknya ikatan
ionik
• Mahasiswa mampu menjelaskan proses terbentuknya ikatan
kovalen
• Mahasiswa mampu menentukan bentuk molekul dari suatu
senyawa kimia
• Mahasiswa mampu menjelaskan proses terbentuknya ikatan
logam
• Mahasiswa mampu menjelaskan gaya-gaya antar molekul
STRUKTUR LEWIS
Lambang Lewis
• Adalah lambang atom yang mempresentasikan elektron
pada kulit valensinya.
• Lambang Lewis biasanya ditulis dengan menulis
lambang kimia atom yang dikelilingi oleh titik-titik.
• Titik-titik menunjukkan elektron yang berada pada
kulit terluar
• Lambang Lewis gas mulia menunjukkan 8 elektron
valensi (4 pasang).
• Lambang Lewis unsur dari golongan lain menunjukkan
adanya elektron tunggal (belum berpasangan).
• Misal 17Cl = 1s22s22p63s23p5 dgn jmlh elektron val=7
Lambang Lewis Unsur-Unsur Golongan Utama
IKATAN KIMIA
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.
Semua unsur gas mulia mempunyai elektron terluar
8, kecuali He 2
Struktur oktet : 8
Stabil
Struktur duplet: 2
Unsur yg lain selalu cenderung menuju struktur
oktet/ duplet agar stabil, dengan melepaskan
elektron, menarik elektron dari luar atau dengan
cara menggunakan elektron secara bersamasama dengan atom lainnya.
Perubahan satu atom dalam mencapai
konfigurasi gas mulia diikuti dengan
terbentuknya ikatan kimia.
unsur yang bernomor atom kecil (spt : H,
Li, Be, B dll) tidak dpt memenuhi struktur
oktet, hanya duplet (2)
IKATAN KIMIA
molekul
Antar molekul
Atom dalam satu
IKATAN ION
Ikatan Ion
[Li]
[F]
Terjadi karena adanya gaya elektrostatik yang
menahan ion untuk berikatan antara ion positif dgn
negatif
2
1
+
1s 2s
Li
F
Li+ F
-
1s22s22p5
-Terjadi
LiF
karena perpindahan
elektron dari satu atom ke yg lain
-antara ion positip (+) dan ion
negatif (-)
-antara ion logam dan non logam
Li
Li+ + e
e +
F
F
Li+ +
F
-
-
Li+ F
-
IKATAN KOVALEN
Ikatan Kovalen
ikatan kovalen adalah:
Ikatan terjadi karena penggunaan pasangan elektron
bersama oleh dua atom atau lebih
Ikatan 2 atom atau lebih dr atom non logam
Ikatan antara atom-atom yg memp. perbedaan
Elektronegatifitas kecil
enapa harus berbagi elektron untuk digunakan bersama?
F
+
7e-
F
F F
7e-
8e- 8e-
Lewis structure of F2
Pas. ebebas
Ik.kovalen tunggal
Pas. ebebas
F F
Pas. ebebas
F
F
Ik.kovalen tunggal
Pas. ebebas
Pasangan elektron
bersama untuk atom F yang
membentuk senyawa F2
Ikatan molekul dengan
atom penyusun yang berbeda
atom H
dan O, membentuk senyawa air
Struktur Lewis molekul air
H
+
O
+
H
Ik. Kovalen tunggal
H O H
or
H
O
H
2e- 8e- 2e-
ngkap dua– dua atom berbagi dua pasangan elektron untuk digunakan bersam
O
C
O
atau
O
O
C
Ik. Rangkap dua
8e- 8e- 8e-
Ik. Rangkap dua
angkap tiga– dua atom berbagi tiga pasangan elektron untuk digunakan bersam
N
N
8e- 8e-
Ik. Rangkap tiga
atau
N
N
Ik. Rangkap tiga
Lengths of Covalent Bonds
Bond Lengths
Triple bond < Double Bond < Single Bond
Ikatan kovalen polar adalah ikatan
kovalen dengan pasangan elektron bersama
tertarik ke arah salah satu kutub atom yg
lebih elektronegatiif
contoh : HF, HCl, HBr, HI, H2O, NH3 dll
electron poor
region
H
electron rich
region
F
e- poor
e- rich
H
F
+
-
Elektronegativitas adalah kemampuan atom
untuk menarik pasangan elektron bersama
untuk dirinya sendiri dalam suatu ikatan kimia
Afinitas elektron – dapat diukur, AE Cl tertinggi
X
(g)
+ e-
X-(g)
Elektronegativitas - relatif, nilai untuk F tertingg
18
The Electronegativities of Common Elements
19
Ikatan kovalen non polar
Jika pasangan elektron yg digunakan tertarik
sama kuat pd semua atom
contoh : - Cl2, Br2, I2, O2,N2 dll
- CH4,CCl4, C6H6, CO2 ( letak atom simetris)
Golongkan ikatan berikut sebagai ikatan ionic, kovalen polar atau kovalen
non polar: ikatan pada CsCl; ikatan pada H2S; ikatan NN pada molekul
H2NNH2.
Cs – 0.7
Cl – 3.0
3.0 – 0.7 = 2.3
Ikatan Ion
H – 2.1
S – 2.5
2.5 – 2.1 = 0.4
Kovalen polar
N – 3.0
N – 3.0
3.0 – 3.0 = 0
Kovalen non polar
21
Ikatan Kovalen Koordinasi /
Koordinat/ Dativ
• Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara
penggunaan bersama pasangan elektron
yang berasal dari salah 1 atom yang
berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)],
sedangkan atom yang lain hanya
menerima pasangan elektron yang
digunakan bersama.
• Pasangan elektron ikatan (PEI) yang
menyatakan ikatan dativ digambarkan
dengan tanda anak panah kecil yang arahnya
dari atom donor menuju akseptor pasangan
elektron.
• Contoh
Menulis Lambang Lewis
1. Gambarkan kerangka struktur yang
mungkin. Letakkan atom dengan
elektronegativitas paling kecil di tengah
(sebagai atom pusat)
2. Hitung jumlah elektron valensi atom-atom
penyusun molekul. Untuk molekul ion
tambahkan 1 untuk setiap muatan negatif
dan kurangi 1 untuk tiap muatan positif
3. Atur agar semua atom memenuhi aturan
oktet kecuali hidrogen
4. Jika terlalu banyak elektron dalam
strukturnya, buatlah menjadi ikatan
24
Contoh : nitrogen trifluorida (NF3).
Langkah 1 – N lebih elektropositif dari F, sehinga N sbgai atom pusat
Langkah 2 – Hitung e- valensi N = 5 (2s22p3) and F =7 (2s22p5)
5 + (3 x 7) = 26 elektron valensi
Langkah 3 – gambarkan ikatan tunggal pada atom N
dan F dan
sesuaikan aturan oktetnya
Langkah 4 - cek apakah sudah sesuai jumlah elektron valensinya
3 ikta(3x2) + 10 lone pairs (10x2) = 26 valence electrons
F
N
F
F
25
Contoh : Ion Karbonat (CO32-).
Langkah 1 – C lebih elektropositif dari O, maka C sebagai atom pusat
Langkah 2 – hitung e- valensi C = 4 (2s22p2) and O = 6 (2s22p4)
terdapat muatan -2 maka + 2e4 + (3 x 6) + 2 = 24 valence electrons
Langkah 3 – gambarkan ikatan tunggal antara C and O atoms dan ses
dengan aturan oktet
Langkah 4 - cek apakah sudah sesuai dengan jumlah elektron valensi
3 single bonds (3x2) + 10 lone pairs (10x2) = 26 valence electrons
Langkah 5 - terlalu banyak elektron, buatlah ikatan rangkap dua
O
C
O
O
2 single bonds (2x2)
= 4 1 double bond =
4 pairs (8x2) = 16
8 lone
Total = 24
26
Pengecualian Aturan Oktet
Pada molekul yg kekurangan elektron
BeH2
Be – 2e2H – 2x1e-
H
Be
H
4e-
BF3
B – 3e3F – 3x7e-
F
B
24eF
F
3 ik. Tunggal (3x2) =
6
9 PEB
(9x2) = 18
Total = 24
Molekul dengan Elektron Ganjil
NO
N – 5eO – 6e-
N
O
11eEkspansi Oktet (kulit valensi terekspansi hanya terjadi pada atom
pusat non logam dari perioda 3 keatas)
SF6
S – 6e6F – 42e48e-
F
F
F
S
F
F
F
6 Ik. Tunggal (6x2) = 12
18 PEB (18x2) = 36
Total = 48
28
Geometri Molekul
• Geometri molekul adalah susunan tiga dimensi
dari atom-atom dalam molekul.
• Geometri molekul mempengaruhi sifat-sifat kimia
dan fisisnya, seperti titik leleh dan titik didih,
kerapatan dan jenis reaksi yang dialaminya
• Untuk molekul-molekul yang relatif kecil yang
atom pusatnya mengandung dua sampai enam
ikatan, geometri molekulnya dapat diramalkan
dengan baik oleh teori tolakan pasangan elektron
(Valence-shell elektron pair repulsion, VSEPR)
GEOMETRI MOLEKUL
Teori Valence-Shell Electron Pair
Repulsion (VSEPR)
• Penggambaran bentuk molekul dengan bantuan
VSEPR didasari oleh penggambaran struktur Lewis
sebagai model 2 dimensi
• Dalam teori VSEPR atom pusat akan
menempatkan secara relatif grup (bisa berupa
atom atau pasangan elektron) pada posisi tertentu
• Prinsip dasarnya: masing-masing grup elektron
valensi ditempatkan sejauh mungkin satu sama
lain untuk meminimalkan gaya tolakan.
• Notasi yang dipakai: A = atom pusat, B = atom
sekitar yang berikatan dan E = grup elektron
valensi yang tidak berikatan
5 Bentuk Dasar Molekul
Langkah- Langkah :
Untuk meramalkan bentuk dengan metode ini, langkahlangkah yang harus dilakukan adalah sebagai berikut :
•Gambarkan struktur Lewis senyawa.
•Hitung jumlah domain elektron (diberi lambang B),
jumlah PEI dan PEB (diberi lambang E) yang ada di
sekitar atom pusat. Atom pusat diberi lambang A.
•Memprediksi
sudut-sudut
ikatan
yang
mungkin
berdasarkan jumlah kelompok elektron dan arah-arah
yang mungkin akibat tolakan pasangan elektron bebas.
•Tentukan rumus bentuk molekulnya/klasifikasi VSEPR.
•Memberi nama bentuk molekul berdasarkan jumlah PEI
dan PEB.
Valence shell electron pair repulsion (VSEPR) model:
Predict the geometry of the molecule from the electrostatic repulsions
between the electron (bonding and nonbonding) pairs.
0 lone pairs on central atom
Cl
Be
Cl
2 atoms bonded to central atom
34
Domain
elektron
35
36
37
38
39
lone-pair vs. lone pair > lone-pair vs. bonding > bonding-pair vs. bonding
repulsion
pair repulsion
pair repulsion
40
Class
# of atoms
bonded to
central atom
AB2
2
# lone
pairs on
central
atom
0
Arrangement of
electron pairs
Molecular
Geometry
linear
linear
B
B
VSEPR
Class
AB3
AB2E
# of atoms
bonded to
central atom
3
2
# lone
pairs on
central
atom
Arrangement of
electron pairs
Molecular
Geometry
0
trigonal
planar
trigonal
planar
1
trigonal
planar
Bentuk V
VSEPR
Class
# of atoms
bonded to
central atom
# lone
pairs on
central
atom
AB4
4
0
Arrangement of
electron pairs
Molecular
Geometry
tetrahedral
tetrahedral
AB3E
3
1
tetrahedral
trigonal
pyramidal
AB2E2
2
2
tetrahedral
Bentuk V
43
Bentuk Molekul dengan 4 Grup
Elektron
VSEPR
Class
# of atoms
bonded to
central atom
# lone
pairs on
central
atom
AB5
5
0
trigonal
bipyramidal
trigonal
bipyramidal
1
trigonal
bipyramidal
distorted
tetrahedron
trigonal
bipyramidal
T-shaped
AB4E
4
AB3E2
3
2
AB2E3
2
3
Arrangement of
electron pairs
trigonal
bipyramidal
Molecular
Geometry
linear
45
Bentuk Molekul dengan 5 Grup
Elektron
VSEPR
Class
# of atoms
bonded to
central atom
AB6
6
AB5E
AB4E2
# lone
pairs on
central
atom
Arrangement of
electron pairs
Molecular
Geometry
0
octahedral
octahedral
5
1
octahedral
square
pyramidal
4
2
octahedral
square
planar
47
Bentuk Molekul dengan 6 Grup
Elektron
49
Contoh soal
• Molekul BeCl2
Gambarkan struktur Lewis BeCl2
Be : 2, 2
4
Cl : 2, 8, 7
17
..
..
: Cl . . Be . . Cl :
..
..
Cl – Be – Cl
Jumlah domain elektron (B) = 2, PEI = 2, PEB (E)= 0
Klasifikasi VSEPR : AB2
Bentuk molekul : Linier
IKATAN LOGAM
Ikatan logam
-
logam padat ------------ bersifat konduktor, mengapa ?...
Logam mempunyai elektronegativitas rendah: mudah
melepas elektron menjadi cenderung bermuatan positif.
Elektron bebas bergerak di antara ion positif.
Interaksi antara ion positif dan elektron > ikatan logam
Adanya elektron yg bergerak bebas > konduktor
+
+
+
+
+
+
elektron terluar bergerak
bebas
Pada ikatan logam, inti-inti atom berjarak tertentu dan
beraturan sedangkan elektron yang saling
dipinjamkan bergerak sangat mobil seolah-olah
membentuk “kabut elektron”. Hal ini yang
meyebabkan munculnya sifat daya hantar listrik
pada logam.
Ikatan Logam, dalam atom
Magnesium
GAYA ANTAR MOLEKUL
GAYA ANTAR MOLEKUL
• Gaya tarik yang timbul antar molekul-molekul
disebut gaya antar molekul (intermolecular
forces).
• Setelah membentuk ikatan dengan atom lain
membentuk molekul, molekul tersebut akan
berinteraksi dengan molekul lainnya baik yang
sejenis ataupun berbeda.
1. Ikatan Van der Walls
.
Gaya Van der Waals terjadi akibat interaksi antara
molekul-molekul non-polar (Gaya London), antara
molekul-molekul polar (Gaya dipol-dipol) atau antara
molekul non-polar dengan molekul polar (Gaya dipoldipol terinduksi).
• Gaya dipol-dipol
• Gaya London
•
Gaya dipol-dipol terinduksi
2. Ikatan Hidrogen
H–F
ikatan kovalen polar, F lebih elektronegatif
H seolah-olah menjadi lebih positif (+)
ada daya tarik menarik dua kutub
F
F
H
H
H
H
F
F
Senyawa HF
Ket:
: ikatan hidrogen
: ikatan kovalen
Ikatan hidrogen terjadi pada hidrogen yg terikat unsur yg
sangat elektro negatif ( F, O, N dll )
Yang mempunyai hidrogen : HF, H2O, NH3
HF menjadi titik didih tinggi.
Ikatan Hidrogen pada molekul
H2O, HF, dan NH3
Penyimpangan Titik Didih oleh
ikatan Hidrogen
Pengaruh Gaya Antar Molekul Terh
adap Sifat Fisik Senyawa
Adapun pengaruh gaya antar molekul terhadap sifat fisik
senyawa, yang akan dibahas diantaranya:
1. Pengaruh ikatan Hidrogen terhadap Titik Didih dan Titik
Leleh
2. Pengaruh Gaya London terhadap Titik Didih dan Titik
Leleh
3. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Wujud Gas
4. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Kekentalan
Cairan
5. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Kelarutan
6. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Bentuk
Permukaan Cairan
Struktur Molekul & Ikatan
Kimia
Pekan Keempat & Kelima
Kompetensi dan Indikator
Indikator
• Mahasiswa mampu menuliskan struktur Lewis dari beberapa
unsur dan senyawa kovalen
• Mahasiswa mampu menjelaskan proses terbentuknya ikatan
ionik
• Mahasiswa mampu menjelaskan proses terbentuknya ikatan
kovalen
• Mahasiswa mampu menentukan bentuk molekul dari suatu
senyawa kimia
• Mahasiswa mampu menjelaskan proses terbentuknya ikatan
logam
• Mahasiswa mampu menjelaskan gaya-gaya antar molekul
STRUKTUR LEWIS
Lambang Lewis
• Adalah lambang atom yang mempresentasikan elektron
pada kulit valensinya.
• Lambang Lewis biasanya ditulis dengan menulis
lambang kimia atom yang dikelilingi oleh titik-titik.
• Titik-titik menunjukkan elektron yang berada pada
kulit terluar
• Lambang Lewis gas mulia menunjukkan 8 elektron
valensi (4 pasang).
• Lambang Lewis unsur dari golongan lain menunjukkan
adanya elektron tunggal (belum berpasangan).
• Misal 17Cl = 1s22s22p63s23p5 dgn jmlh elektron val=7
Lambang Lewis Unsur-Unsur Golongan Utama
IKATAN KIMIA
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.
Semua unsur gas mulia mempunyai elektron terluar
8, kecuali He 2
Struktur oktet : 8
Stabil
Struktur duplet: 2
Unsur yg lain selalu cenderung menuju struktur
oktet/ duplet agar stabil, dengan melepaskan
elektron, menarik elektron dari luar atau dengan
cara menggunakan elektron secara bersamasama dengan atom lainnya.
Perubahan satu atom dalam mencapai
konfigurasi gas mulia diikuti dengan
terbentuknya ikatan kimia.
unsur yang bernomor atom kecil (spt : H,
Li, Be, B dll) tidak dpt memenuhi struktur
oktet, hanya duplet (2)
IKATAN KIMIA
molekul
Antar molekul
Atom dalam satu
IKATAN ION
Ikatan Ion
[Li]
[F]
Terjadi karena adanya gaya elektrostatik yang
menahan ion untuk berikatan antara ion positif dgn
negatif
2
1
+
1s 2s
Li
F
Li+ F
-
1s22s22p5
-Terjadi
LiF
karena perpindahan
elektron dari satu atom ke yg lain
-antara ion positip (+) dan ion
negatif (-)
-antara ion logam dan non logam
Li
Li+ + e
e +
F
F
Li+ +
F
-
-
Li+ F
-
IKATAN KOVALEN
Ikatan Kovalen
ikatan kovalen adalah:
Ikatan terjadi karena penggunaan pasangan elektron
bersama oleh dua atom atau lebih
Ikatan 2 atom atau lebih dr atom non logam
Ikatan antara atom-atom yg memp. perbedaan
Elektronegatifitas kecil
enapa harus berbagi elektron untuk digunakan bersama?
F
+
7e-
F
F F
7e-
8e- 8e-
Lewis structure of F2
Pas. ebebas
Ik.kovalen tunggal
Pas. ebebas
F F
Pas. ebebas
F
F
Ik.kovalen tunggal
Pas. ebebas
Pasangan elektron
bersama untuk atom F yang
membentuk senyawa F2
Ikatan molekul dengan
atom penyusun yang berbeda
atom H
dan O, membentuk senyawa air
Struktur Lewis molekul air
H
+
O
+
H
Ik. Kovalen tunggal
H O H
or
H
O
H
2e- 8e- 2e-
ngkap dua– dua atom berbagi dua pasangan elektron untuk digunakan bersam
O
C
O
atau
O
O
C
Ik. Rangkap dua
8e- 8e- 8e-
Ik. Rangkap dua
angkap tiga– dua atom berbagi tiga pasangan elektron untuk digunakan bersam
N
N
8e- 8e-
Ik. Rangkap tiga
atau
N
N
Ik. Rangkap tiga
Lengths of Covalent Bonds
Bond Lengths
Triple bond < Double Bond < Single Bond
Ikatan kovalen polar adalah ikatan
kovalen dengan pasangan elektron bersama
tertarik ke arah salah satu kutub atom yg
lebih elektronegatiif
contoh : HF, HCl, HBr, HI, H2O, NH3 dll
electron poor
region
H
electron rich
region
F
e- poor
e- rich
H
F
+
-
Elektronegativitas adalah kemampuan atom
untuk menarik pasangan elektron bersama
untuk dirinya sendiri dalam suatu ikatan kimia
Afinitas elektron – dapat diukur, AE Cl tertinggi
X
(g)
+ e-
X-(g)
Elektronegativitas - relatif, nilai untuk F tertingg
18
The Electronegativities of Common Elements
19
Ikatan kovalen non polar
Jika pasangan elektron yg digunakan tertarik
sama kuat pd semua atom
contoh : - Cl2, Br2, I2, O2,N2 dll
- CH4,CCl4, C6H6, CO2 ( letak atom simetris)
Golongkan ikatan berikut sebagai ikatan ionic, kovalen polar atau kovalen
non polar: ikatan pada CsCl; ikatan pada H2S; ikatan NN pada molekul
H2NNH2.
Cs – 0.7
Cl – 3.0
3.0 – 0.7 = 2.3
Ikatan Ion
H – 2.1
S – 2.5
2.5 – 2.1 = 0.4
Kovalen polar
N – 3.0
N – 3.0
3.0 – 3.0 = 0
Kovalen non polar
21
Ikatan Kovalen Koordinasi /
Koordinat/ Dativ
• Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara
penggunaan bersama pasangan elektron
yang berasal dari salah 1 atom yang
berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)],
sedangkan atom yang lain hanya
menerima pasangan elektron yang
digunakan bersama.
• Pasangan elektron ikatan (PEI) yang
menyatakan ikatan dativ digambarkan
dengan tanda anak panah kecil yang arahnya
dari atom donor menuju akseptor pasangan
elektron.
• Contoh
Menulis Lambang Lewis
1. Gambarkan kerangka struktur yang
mungkin. Letakkan atom dengan
elektronegativitas paling kecil di tengah
(sebagai atom pusat)
2. Hitung jumlah elektron valensi atom-atom
penyusun molekul. Untuk molekul ion
tambahkan 1 untuk setiap muatan negatif
dan kurangi 1 untuk tiap muatan positif
3. Atur agar semua atom memenuhi aturan
oktet kecuali hidrogen
4. Jika terlalu banyak elektron dalam
strukturnya, buatlah menjadi ikatan
24
Contoh : nitrogen trifluorida (NF3).
Langkah 1 – N lebih elektropositif dari F, sehinga N sbgai atom pusat
Langkah 2 – Hitung e- valensi N = 5 (2s22p3) and F =7 (2s22p5)
5 + (3 x 7) = 26 elektron valensi
Langkah 3 – gambarkan ikatan tunggal pada atom N
dan F dan
sesuaikan aturan oktetnya
Langkah 4 - cek apakah sudah sesuai jumlah elektron valensinya
3 ikta(3x2) + 10 lone pairs (10x2) = 26 valence electrons
F
N
F
F
25
Contoh : Ion Karbonat (CO32-).
Langkah 1 – C lebih elektropositif dari O, maka C sebagai atom pusat
Langkah 2 – hitung e- valensi C = 4 (2s22p2) and O = 6 (2s22p4)
terdapat muatan -2 maka + 2e4 + (3 x 6) + 2 = 24 valence electrons
Langkah 3 – gambarkan ikatan tunggal antara C and O atoms dan ses
dengan aturan oktet
Langkah 4 - cek apakah sudah sesuai dengan jumlah elektron valensi
3 single bonds (3x2) + 10 lone pairs (10x2) = 26 valence electrons
Langkah 5 - terlalu banyak elektron, buatlah ikatan rangkap dua
O
C
O
O
2 single bonds (2x2)
= 4 1 double bond =
4 pairs (8x2) = 16
8 lone
Total = 24
26
Pengecualian Aturan Oktet
Pada molekul yg kekurangan elektron
BeH2
Be – 2e2H – 2x1e-
H
Be
H
4e-
BF3
B – 3e3F – 3x7e-
F
B
24eF
F
3 ik. Tunggal (3x2) =
6
9 PEB
(9x2) = 18
Total = 24
Molekul dengan Elektron Ganjil
NO
N – 5eO – 6e-
N
O
11eEkspansi Oktet (kulit valensi terekspansi hanya terjadi pada atom
pusat non logam dari perioda 3 keatas)
SF6
S – 6e6F – 42e48e-
F
F
F
S
F
F
F
6 Ik. Tunggal (6x2) = 12
18 PEB (18x2) = 36
Total = 48
28
Geometri Molekul
• Geometri molekul adalah susunan tiga dimensi
dari atom-atom dalam molekul.
• Geometri molekul mempengaruhi sifat-sifat kimia
dan fisisnya, seperti titik leleh dan titik didih,
kerapatan dan jenis reaksi yang dialaminya
• Untuk molekul-molekul yang relatif kecil yang
atom pusatnya mengandung dua sampai enam
ikatan, geometri molekulnya dapat diramalkan
dengan baik oleh teori tolakan pasangan elektron
(Valence-shell elektron pair repulsion, VSEPR)
GEOMETRI MOLEKUL
Teori Valence-Shell Electron Pair
Repulsion (VSEPR)
• Penggambaran bentuk molekul dengan bantuan
VSEPR didasari oleh penggambaran struktur Lewis
sebagai model 2 dimensi
• Dalam teori VSEPR atom pusat akan
menempatkan secara relatif grup (bisa berupa
atom atau pasangan elektron) pada posisi tertentu
• Prinsip dasarnya: masing-masing grup elektron
valensi ditempatkan sejauh mungkin satu sama
lain untuk meminimalkan gaya tolakan.
• Notasi yang dipakai: A = atom pusat, B = atom
sekitar yang berikatan dan E = grup elektron
valensi yang tidak berikatan
5 Bentuk Dasar Molekul
Langkah- Langkah :
Untuk meramalkan bentuk dengan metode ini, langkahlangkah yang harus dilakukan adalah sebagai berikut :
•Gambarkan struktur Lewis senyawa.
•Hitung jumlah domain elektron (diberi lambang B),
jumlah PEI dan PEB (diberi lambang E) yang ada di
sekitar atom pusat. Atom pusat diberi lambang A.
•Memprediksi
sudut-sudut
ikatan
yang
mungkin
berdasarkan jumlah kelompok elektron dan arah-arah
yang mungkin akibat tolakan pasangan elektron bebas.
•Tentukan rumus bentuk molekulnya/klasifikasi VSEPR.
•Memberi nama bentuk molekul berdasarkan jumlah PEI
dan PEB.
Valence shell electron pair repulsion (VSEPR) model:
Predict the geometry of the molecule from the electrostatic repulsions
between the electron (bonding and nonbonding) pairs.
0 lone pairs on central atom
Cl
Be
Cl
2 atoms bonded to central atom
34
Domain
elektron
35
36
37
38
39
lone-pair vs. lone pair > lone-pair vs. bonding > bonding-pair vs. bonding
repulsion
pair repulsion
pair repulsion
40
Class
# of atoms
bonded to
central atom
AB2
2
# lone
pairs on
central
atom
0
Arrangement of
electron pairs
Molecular
Geometry
linear
linear
B
B
VSEPR
Class
AB3
AB2E
# of atoms
bonded to
central atom
3
2
# lone
pairs on
central
atom
Arrangement of
electron pairs
Molecular
Geometry
0
trigonal
planar
trigonal
planar
1
trigonal
planar
Bentuk V
VSEPR
Class
# of atoms
bonded to
central atom
# lone
pairs on
central
atom
AB4
4
0
Arrangement of
electron pairs
Molecular
Geometry
tetrahedral
tetrahedral
AB3E
3
1
tetrahedral
trigonal
pyramidal
AB2E2
2
2
tetrahedral
Bentuk V
43
Bentuk Molekul dengan 4 Grup
Elektron
VSEPR
Class
# of atoms
bonded to
central atom
# lone
pairs on
central
atom
AB5
5
0
trigonal
bipyramidal
trigonal
bipyramidal
1
trigonal
bipyramidal
distorted
tetrahedron
trigonal
bipyramidal
T-shaped
AB4E
4
AB3E2
3
2
AB2E3
2
3
Arrangement of
electron pairs
trigonal
bipyramidal
Molecular
Geometry
linear
45
Bentuk Molekul dengan 5 Grup
Elektron
VSEPR
Class
# of atoms
bonded to
central atom
AB6
6
AB5E
AB4E2
# lone
pairs on
central
atom
Arrangement of
electron pairs
Molecular
Geometry
0
octahedral
octahedral
5
1
octahedral
square
pyramidal
4
2
octahedral
square
planar
47
Bentuk Molekul dengan 6 Grup
Elektron
49
Contoh soal
• Molekul BeCl2
Gambarkan struktur Lewis BeCl2
Be : 2, 2
4
Cl : 2, 8, 7
17
..
..
: Cl . . Be . . Cl :
..
..
Cl – Be – Cl
Jumlah domain elektron (B) = 2, PEI = 2, PEB (E)= 0
Klasifikasi VSEPR : AB2
Bentuk molekul : Linier
IKATAN LOGAM
Ikatan logam
-
logam padat ------------ bersifat konduktor, mengapa ?...
Logam mempunyai elektronegativitas rendah: mudah
melepas elektron menjadi cenderung bermuatan positif.
Elektron bebas bergerak di antara ion positif.
Interaksi antara ion positif dan elektron > ikatan logam
Adanya elektron yg bergerak bebas > konduktor
+
+
+
+
+
+
elektron terluar bergerak
bebas
Pada ikatan logam, inti-inti atom berjarak tertentu dan
beraturan sedangkan elektron yang saling
dipinjamkan bergerak sangat mobil seolah-olah
membentuk “kabut elektron”. Hal ini yang
meyebabkan munculnya sifat daya hantar listrik
pada logam.
Ikatan Logam, dalam atom
Magnesium
GAYA ANTAR MOLEKUL
GAYA ANTAR MOLEKUL
• Gaya tarik yang timbul antar molekul-molekul
disebut gaya antar molekul (intermolecular
forces).
• Setelah membentuk ikatan dengan atom lain
membentuk molekul, molekul tersebut akan
berinteraksi dengan molekul lainnya baik yang
sejenis ataupun berbeda.
1. Ikatan Van der Walls
.
Gaya Van der Waals terjadi akibat interaksi antara
molekul-molekul non-polar (Gaya London), antara
molekul-molekul polar (Gaya dipol-dipol) atau antara
molekul non-polar dengan molekul polar (Gaya dipoldipol terinduksi).
• Gaya dipol-dipol
• Gaya London
•
Gaya dipol-dipol terinduksi
2. Ikatan Hidrogen
H–F
ikatan kovalen polar, F lebih elektronegatif
H seolah-olah menjadi lebih positif (+)
ada daya tarik menarik dua kutub
F
F
H
H
H
H
F
F
Senyawa HF
Ket:
: ikatan hidrogen
: ikatan kovalen
Ikatan hidrogen terjadi pada hidrogen yg terikat unsur yg
sangat elektro negatif ( F, O, N dll )
Yang mempunyai hidrogen : HF, H2O, NH3
HF menjadi titik didih tinggi.
Ikatan Hidrogen pada molekul
H2O, HF, dan NH3
Penyimpangan Titik Didih oleh
ikatan Hidrogen
Pengaruh Gaya Antar Molekul Terh
adap Sifat Fisik Senyawa
Adapun pengaruh gaya antar molekul terhadap sifat fisik
senyawa, yang akan dibahas diantaranya:
1. Pengaruh ikatan Hidrogen terhadap Titik Didih dan Titik
Leleh
2. Pengaruh Gaya London terhadap Titik Didih dan Titik
Leleh
3. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Wujud Gas
4. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Kekentalan
Cairan
5. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Kelarutan
6. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Bentuk
Permukaan Cairan