Kimia dasar bio

PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK UNSUR

Lecturer:IDA BAGUS ARI ARJAYA

FKIPUNMAS DENPASAR

1. Sistem Periodik Lavosier(1789) Lavoisier

Menggolongkan 33 Unsur kimia

TANAH

GAS

LOGAM

NON LOGAM

Cahaya, Kalor, oksigen nitrogen, hidrogen

Sulfur, Fosfor, Karbon, asam klorida, asam flourida,asam

borak

Antimon, Perak, Bismuth, arsenic, Cobalt, Tembaga, Timah, Besi, Mangan, , ArsenikRaksa,Molibdenum,Nikel, Emas,

Platina, tobel,Tungsen,dan Seng.

Kapur, Magnesium oksida, Barium oksida, aluminium

oksida, silicon oksida

• KELEMAHAN SISTEM PERIODIK LAVOISIERPengelompokan masih terlalu bersifat

umum

• KEUNGGULAN SISTEM PERIODIK LAVOISIERSudah mengelompokkkan 33 jenis sifat unsur yang ada berdasarkan sifat kimianya sehingga dapat dipergunakan sebagai referensi bagi para ilmuan setelahnya.

2. Sistem Periodik Dobereiner

Dobereiner (1829)

Unsur unsur dapat dikelompokkan ke dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang disebut “triade”

Keunggulan :- Keteraturan dari setiap unsur yang sifatnya mirip

dengan massa atom (Ar) unsur yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata di massa atom unsur pertama dan unsur ketiga

Kelemahan :- Pengelompokkan unsur ini kurang efisien dengan adanya

beberapa unsur lain dan tidak termasuk ke dalam kelompok triad padahal sifatnya sama dengan unsur dalam kelompok triad tersebut

Contoh: massa atom relatif stronsium berdekatan dengan massa rata-rata dua unsur lain yang mirip dengan stronsium yaitu kalsium dan barium.

3. NEWLAND (1863)

• Hukum oktaf:unsur-unsur disusun menurut kenaikan berat atom,ternyata sifat unsur terulang pada unsur ke-8

• Hukum oktaf Newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom relatif sampai 20 (kalsium)

• Kemiripan sifat terlalu dipaksakan apabila pengelompokan dilanjutkan.

4. Sistem Periodik Mendeleyev

Mendeleyev63 Unsur

sifat unsur merupakan fungsi periodik dari massa atom relatifnya

Sifat tertentu akn berulang scr periodik bila unsur

unsur disusun sesuai kenaikan massa atom relatifnya

unsur-unsur dgn kemiripan sifat pd satu lajur vertikal yg disebut golongan

5. Sistem Periodik Modern

Sistem periodik modern tersusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat.

Lajur horisontal yang disebut periode,

tersusun berdasarkan kenaikan nomor atom

sedangkan lajur vertikal

Unsur golongan A disebut golongan utama sedangkan golongan B disebut golongan transisi.

Golongan dapat diberi tanda nomor 1 sampai 18 berurutan dari kiri ke kanan.

Berdasarkan penomoran ini, golongan transisi mempunyai nomor 3 sampai 12.

Sistem periodik modern tersusun atas 7 periode dan 18 golongan yang terbagi menjadi 8 golongan utama atau golongan A dan 8 golongan transisi atau golongan B.

Menentukan Golongan & Periode

Golongan UtamaDasar Penentuan golongan : elektron valensi

1. Blok S SX Golongan X A Contoh : 12Mg = 1S2 2S2 2P6 3S2 Golongan II A 2. Blok P SX Py Golongan (X + Y )A Contoh : 15P = 1S2 2S2 2P6 3S2 3P3 Golongan V A

Golongan Transisi 1. Blok d (transisi dalam ) SX dy ( X + Y ) B untuk 3 ≤ x+y < 7 VIII B untuk 8 ≤ x+y < 10 I B untuk x+y = 11 II B untuk x+y = 12

2. Blok f (transisi luar ) 4f Lantanida (II B) 5f aktinida (III B)

PERIODEPeriode ditunjukan dengan nomor kulit yang paling besar (dari 1

sampai 7)

Contoh• 1. Unsur dengan nomor atom 11, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s1

- n = 3, berarti periode 3 (kulit M).- elektron valensi (terluar) 3s sebanyak 1 elektron, berarti termasuk golongan IA.

• 2. Unsur Ga dengan nomor atom 31, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).- elektronvalensi 4s2 4p1, berarti golongan IIIA.

• 3. Unsur Sc dengan nomor atom 21, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).- 3d1 4s2 berarti golongan IIIB.

• 4. Unsur Fe dengan nomor atom 26, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).- 3d6 4s2 , berarti golongan VIII.

Soal Latihan

1. Unsur- unsur dengan nomor atom 24 dan 37 termasuk unsur golongan berapa dan blok mana?

2. Mengapa Unsur golongan III A sampai VIII A disebut unsur blok p?

3. Sebutkan semua unsur-unsur golongan A?

JAWABAN1. 24X : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Golongan VI B ,blok d dan periode 4

37Y : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Golongan I A, blok s dan periode 5 Cara praktis : Berpedoman pada nomor atom gas mulia Golongan VIII A +1 =IA 37Y : ( 36 + 1 ) = I A2. Unsur golongan III A s.d VIIIA disebut

blok p karena konfigurasi elektronya berakhir dengan orbital p

3. Unsur Golongan A I A : H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Her Li Na Kawin Rubi Cs FrustasiII A : Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Beta Memang Calon Sri Baginda RajaIII A : B, Al, Ga, In, Ti Bulu Alis Gadis Indah canTikIV A : C, Si, Ge, Sn, Pb Cina Siap Gempur Senang PembomV A : N, P, As, Sb, Bi Nita Paling Asoy Sebab BinalVI A : O, S, Se, Te, Po Orang Suka Senyum Teringat PotoVII A : F, Cl, Br, I, At Fuji Colour Berhadiar Intan AntikVIII A : He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Heboh Negara Arab Karena Xerangan Ranjau

SIFAT – SIFAT PERIODIK UNSUR

1.Jari jari atom adalah jarak dari inti atom ke lintasan elektron terluar.- Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan jari jari atom berkurang.- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah jari-jari atom bertambah

- Jari-jari atom netral lebih besar daripada jari-jari ion positifnya tetapi lebih kecil dari jari-jari ion negatifnya.Contoh: jari-jari atom Cl < jari-jari ion Cl-jari-jari atom Ba > jari-jari ion Ba2+

2.Potensial ionisasi

adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang paling lemah/luar dari atom suatu unsur atau ion dalam keadaan gas.

- Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan potensial ionisasi bertambah.

- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah potensial ionisasi berkurang.

3.Affinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom suatu unsur dalam keadaan gas menerima elektron.-Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan affinitas elektron bertambah.

- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah affinitas elektron berkurang.

4. Keelektronegativan

adalah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron ke arah intinya dan digunakan bersama.

Pada Satu Periode yang sama nilai kelekteronegativan akan semakin besar

Pada Satu Golongan yang sama nilai kelektronegativan akan semakin kecil

• Pauling mendefinisikan perbedaan keelektronegativan antara dua atom A dan B sebagai perbedaan energi ikatan molekul diatomik AB, AA dan BB

• D(A-B), D(A-A) dan D(B-B) adalah energi ikatan masing-masing untuk AB, AA dan BB ,

• D(A-B) lebih besar daripada rata-rata geometri D(A-A) dan D(B-B). Hal ini karena molekul hetero-diatomik lebih stabil daripada molekul homo-diatomik karena kontribusi struktur ionik

• Dengan menggunakan nilai ini, Pauling mendefinisikan keelektronegativan x sebagai ukuran atom menarik elektron.

• xA dan xB adalah keelektronegativan atom A dan B.

Selisih Keelektronegativan

5. Bilangan oksidasi atom• bilangan oksidasi dalam banyak kasus adalah jumlah elektron yang

akan dilepas atau diterima untuk mencapai konfigurasi elektron penuh, ns2 np6 (kecuali untuk periode pertama) atau konfigurasi elektron nd10 (gambar 5.2).

4 .Konfigurasi ElektronPengisian atau sebaran elektron-elektron pada kulit-kulit atom disebut

konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron ditentukan oleh jumlah elektron. Elektron

bergerak mengelilingi inti pada lintasan yang disebut kulit. Kulit pertama dinamakan

kulit K, kulit kedua dinamakan kulit L, dan seterusnya sampai terakhir yaitu Q.

Pengaturan pengisian jumlah elektron per kulit didasarkan pada pengisian elektron maksimum yang dirumuskan oleh Pauli:

keterangan: n = menunjukkan nomor kulit2n2

berdasarkan rumusan tadi dapat diberikan contoh pada tabel di bawah ini:

kulitNomor kulit Jumlah elektron maksimum

KLMN

1234

2 (1)2 = 22 (2)2 = 82 (3)2 = 182 (4)2 = 32

Contoh:Tentukan konfigurasi elektron dari atom nitrogen (7N).

Jawab:Konfigurasi elektron atom nitrogen (7N)

Jumlah elektron = 7Konfigurasi elektron = K L

2e 5e

5. Elektron ValensiElektron valensi menunjukkan jumlah elektron pada kulit terluar suatu atom netral.

Cara menentukan elektron valensi dapat dilakukan dengan menuliskan konfigurasi elektron. Kemudian jumlah elektron pada kulit paling luar merupakan elektron valensi.

Elektron valensi dapat menentukan sifat kimia suatu atom. Atom-atom yang mempunyai elektron valensi sama akan memiliki sifat kimia yang mirip. Selain itu elektron valensi dapat juga digunakan untuk menentukan letak golongan suatu atom pada tabel periodik unsur.

Contoh:Diketahui empat buah unsur: 9F, 12Mg, 15P, dan 17Cl. Manakah dua unsur yang

mempunyai sifat kimia yang sama?Jawab:

UnsurKonfigurasi elektron Elektron valensi

9F 2, 7 7

12Mg, 2, 8, 2 2

15P 2, 8, 5 5

17Cl 2, 8, 7 7

Fluorin (F) dan Klorin (Cl) memiliki sifat kimia yang sama, sebab sama-sama mempunyai 7 elektron valensi.

dalam satu golongan makin besar nomor atom, jari-jari atom semakin besardalam satu periode makin besar nomor atom, jari-jari atom semakin kecil

dalam satu periode makin besar nomor atom, jari-jari atom semakin kecil

D. SIFAT KEPERIODIKAN UNSUR

Sifat periodik unsur ini adalah berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Sifat-sifat periodik unsur berkaitan dengan susunan elektron unsur. Misalnya jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas letron, keelektronegatifan, titik leleh dan titik didih.

1). Jari-jari atom, adalah jarak dari inti atom sampai kulit elektrion terluar. Secara rinci dapat

disimpulkan bahwa;dalam satu golongan makin besar nomor atom, jari-jari atom semakin besar

Dalam satu golongan makin ke bawah makin kecil

Dalam satu periode dari kiri ke kanan makin besar

2). Energi Ionisasiadalah energi minimal yang diperluksn untuk melepaskan 1 elektron dari suatu

atom netral dalam wujud gas. Atau energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron kedua disebut energi ionisasi tingkat 2 dan seterusnya, dan dinyatakan dalam kj/mol.

Dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin berkurangDalam satu periode dari kiri ke kanan semakin bertambah (semakin negatif).

3). Afinitas elektron, adalah energi yang menyertai proses penambahan 1 elektron pada satu

atom netral dalam wukud gas sehingga terbentuk ion negatif. Jika ion negatif berbentuk stabil, energi dibebaskan dinyatakan dengan tanda negatif. Jika ion negatif yang terbentuk tidak stabil, maka energi yasng diperlukan atau diserap dinyatakan dengan tanda positif.

Dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin kecil

Dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin besar.

4). Kelektronegatifan

Adalah suatu bilangan yangmenyatakan kecenderungan suatu unsur menarik

elektron ke pihaknya dalam suatu ikatan kimia. Seperti diketahui energi ionisasi maupun

afinitas elektron berkaitan dengan besarnya daya tarik elektron. Semakin besar daya tarik

elektron akan semakinbesar pula energi ionisasinya. Juga semakin besar afinitas elektron,

daya tarik elektron semakinbesar.

Presentasi

• Sifat-sifat Periodik Unsur• Ikatan ion• Ikatan kovalen polar• Ikatan kovalen non polar• Kesetimbangan Kimia

BENTUK IKATAN KIMIABentuk molekul/struktur ruang dari suatu molekul sebelumnya ditentukan dari hasil percobaan akan tetapi dapat diramalkan dengan menggunakan teori domain elektron.Langkah-langkah dalam meramalkan bentuk molekulMisalnya CH4 (6C dan 1H) dan NH3 (7N)1. Menentukan elektron valensi masing-masing atom.6C : 2 . 4(elektron valensi C = 4)1H : 1(elektron valensi H = 1)7N : 2 . 5(elektron valensi N = 5)

2. Menjumlahkan elektron valensi atom pusat dengan elektronelektron dari atom lain yang digunakan untuk ikatan.

3. Menentukan banyaknya pasangan elektron, yaitu sama dengan jumlah pada langkah 2 dibagi dua.

4. Menentukan banyaknya pasangan elektron terikat dan pasangan elektron bebas.• Dalam molekul CH4 terdapat 4 pasang elektron yang semuanya

merupakan pasangan elektron terikat (4 elektron dari 1 atom C dan 4 elektron dari 4 atom H).Keempat pasang elektron terikat tersebut membentuk geometri tetrahedral.

• Dalam molekul NH3 terdapat 4 pasang elektron terdiri atas 3 pasang elektron terikat (3 elektron dari 1 atom N dan 3 elektron dari 3 atom H) dan 1 pasang elektron bebas.Tiga pasang elektron terikat dan sepasang elektron bebas dari NH3 tersebut membentuk geometri trigonal piramida.

Ikatan kimia

Nanotube Ricin Annullene, C18H18

Area ikatan kimia

Deskripsi klasik Deskripsi kuantum

Ikatan ionik Ikatan ionik

Ikatan kovalen Ikatan kovalen

Bentuk molekul Bentuk molekul

Ikatan komplek koordinasi Ikatan komplek koordinasi

Interaksi spektrokopi Interaksi spektrokopi

Aplikasi mutakhir Aplikasi mutakhir

Deskripsi klasik: ikatan ionik Kation

Anion

Energi ionisasi, kemampuan untuk melepaskan elektron

Afinitas elektron, kemampuan untuk menambah elektron

Elektron Na lepas

Natrium Klorina Garam

Garam NaCl yang stabil

Ikatan karena beda muatan

Deskripsi klasik: ikatan ionik

Ener

gi p

oten

sial

Keadaan ionik

R

Perhitungan termokimia pembuatan garam NaCl

Energi ini setara dengan energi lattice

Deskripsi klasik: ikatan ionik

ion klorina ion natrium

Model garam NaCl

Ion Cl dan ion Na adalah ion negatif dan positif yang sangat kuatAkibatnya menghasilkan ikatan ion yang kuat dan gaya atraktif yang juga kuatSusunan sifat padatannya juga kuatSusunan kuat ini terus berulang dan dikenal sebagai bentuk latticeBentuk lattice ini memiliki energi lattice sebesar-780 kJmol-1

Ikatan ionik terjadi bila perbedaan elektronegatifitas yang sangat tinggi antar atomnya

Ikatan ionik

Gaya atraktif/intermolekul

Deskripsi kuantum: Ikatan ionik

ion bermuatan positif, kehilangan elektron

ion bermuatan negatif, kenaikan elektron

Tabel periodik unsur (cuplikan)

Deskripsi kuantum: ikatan ionik

AnionAtom cenderung menerima elektronDalam tabel periodik berkala, merupkan golongan p (principal) yang memiliki sub-kulit elektron npKonfigurasi elektron Cl:

KationAtom cenderung melepaskan elektronDalam tabel periodik berkala, merupkan golongan s (sharp) yang memiliki sub-kulit elektron nsKonfigurasi elektron Na:

Muncul konsep isoelektronik, konfigurasi elektronnya sama.

Isoelektronik juga dimiliki oleh ion klorin konfigurasi elektronnya sama.

Deskripsi kuantum: ikatan ionik Tabel periodik unsur

sharp pricipal diffuse fundamental


Sharp orbital

Orbital s (sharp) atau sub-kulit s yang hanya memiliki satu orbital yang berupa bolaSharp berasal dari bahasa ilmiah Yunani untuk cahaya yang berarti terang benderang


Principal orbital

Orbital p (principal) atau sub-kulit p yang memiliki tiga orbital yang berupa bola kembarPrincipal berasal dari bahasa ilmiah Yunani untuk cahaya yang berarti teguh

Deskripsi klasik: ikatan kovalen

Brom

Klor

elektron pengikat

Ilustrasi konfigurasi elektron atom Br dan Cl

Ikatan kovalen, penggunaan elektron bersama guna meningkatkan kestabilan elektron, tanpa perlu melepaskan elektron.Pemakaian diagram Lewis pada pembentukan ikatan kovalen. Perhatikan warna hijau dari masing-masing atom

diagram dot-cross Lewis

Energi ikatan kovalen dijelaskan dengan konsep energi potensial


Ilustrasi kovalen pada CH4

Ikatan kovalen sangat dipengaruhi oleh bilangan ikatan atau valensi, bila suatu atom mengadakan reaksiIkatan kovalen juga terdapat dalam molekul ion, terutama senyawa-senyawa ligan anorganikIkatan kovalen polar sangat dipengaruhi oleh perbedaan elektronegatifitas penyusunnyaPerbedaan elektronegatifitas atom-atom penyusun ikatan kovalen akan berpengaruh pada kepolaran molekulnya dan muncul konsep ikatan kovalen polar


Lewis

Lewis

diagram Lewis konsep garis atau struktur diagram

BrCl ikatan tunggal

2 pasang elektron bersama

ikatan rangkap

Ikatan kovelan pada O2

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Lewis

2 pasang elektron bersama

ikatan rangkap tiga

Pasangan e bebas

Pasangan ikatan

Ikatan kovelan pada N2

Ikatan kovelan pada H2O

Ikatan kovalen pada H2O menghasilkan konsep pasangan elektron bebas. Pasangan bebas ini akan menghasilkan ikatan hidrogen (bukan ikatan kimia)


Ikatan kovelan pada NH3

Pasangan e bebas

Pasangan ikatan

Pasangan ikatan

Pasangan ikatan

Pasangan ikatan

Ikatan kovelan pada CO2

Ikatan kovelan pada HCN


Ikatan kovalen

koordinasi

Ikatan kovelan pada CO

Ikatan kovalen pada CO menghasilkan konsep pasangan elektron kooerdinasi. Pasangan ini akan menghasilkan ikatan kovalen yang berasal dari salah satu atom penyusun molekulIkatan kovalen koordinasi digunakan secara luas pada ilmu kimia anorganik, khususnya pada konsep senyawa komplek

Ikatan kovalen datif

BrCl

BrCl

BrCl

daerah tolakan

Ikatan kovalen optimum

Energi potensial

radius

energi ikatan kovalen

panjang ikatan

Energi potensial, penting untuk menjelaskan sifat-sifat dari suatu ikatan kovalen atau ikatan lainnyaKonsep energi potensial menjelaskan apa saja, misal energi ikat dan panjang ikat suatu senyawaKonsep energi potensial adalaj konsep matematis yang telah dikembangkan oleh banyak ilmuan, misal Coulomb, Leonard-Jones, dll

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Energi potensial

BrCl

BrCl

BrCl

daerah tolakan

Ikatan kovalen optimum

Energi potensial

radius

energi ikatan kovalen

panjang ikatan

Energi potensial senyawa H2, menghasilkan energi ikatan H-H sebesar 436 kJ mil-1 dan panjang ikatan H-H sebesar 0,074nm

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Energi potensial

Ikatan kovalen sejati

Energi potensial senyawa H2

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Valensi

Derajat valensi atom-atom (Cuplikan Tebel periodik unsur)

Angka biru adalah harga valensi atom yang akan menentukan bilangan ikatannyaValensi akan sangat mempengaruhi ikatan kimia dan kepolaran ikatan kovalen suatu molekul ion

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Valensi

Molekul ion muatan valensi

valensi, akan menghasilkan hubungan antara valensi, muatan listrik dan kepolaran molekul ionHarga valensi pada molekul ion juga menentukan bilangan ikatan molekul ion itu sendiriMuatan listrik suatu molekul ion setara sengan harga valensinya

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Molekul ion

Ikatan kovelan OH-

Ikatan kovalen pada OH- menghasilkan konsep molekul ionIkatan O-H tetap ikatan kovalenMolekul bermuatan karena adanya penambahan elektron yang berasal dari kation yang tertangkap oleh etom O.Pasangan ikatan

Penambahan elektron

Gambarkan diagram Lewis untuk molekul ion berikut:


Elektronegatifitas atom

Ikatan ionik Ikatan ionik kuat terjadi karena beda

muatan yang tajam pada saat satu atom kehilanga elektron dan ditangkap atom lain

Ikatan ionik lemah terjadi karena beda muatan yang kurang tajam pada saat satu atom kehilanga elektron dan ditangkap atom lain dan membentuk ‘karakter kovalen’

Ikatan kovalenIkatan ion Penurunan ‘daya tarik’ elektron

Ikatan kovalen Ikatan kovalen murni terjadi karena

penggunaan bersama elektron secara seimbang

Ikatan kovalen polar terjadi karena penggunaan bersama elektron secara tidak seimbang dan membentuk ‘karakter ionik’

Mengapa timbul masalah dua karakter ini?


Elektronegatifitas atom/ion

Karakter ikatankarakter ikatan muncul karena perbedaan elektronegatifitasnya dan sangat menentukan tipe ikatan atau daya tarik elektronnyaElektronegatifitas dinyatakan dengan lambang , semakin besar semakin besar pula tarikan elektronnyaUkuran/skala harga ini pertama kali diusulkan oleh Linus Pauling,

Ikatan kovalen H2O berkarakter ionik

Ikatan ionik MgF2 lebih berkarakter kovalen daripada ikatan ionik MgS

MgS


Elektronegatifitas atom/ion

Linus Pauling, mengusulkan harga usulan skala antara derajat elektronegatifitas atom antara = 0 sampai = 4Pada skala Pauling, atom yang paling tinggi adalah F, = 4. aom yang paling rendah adalah Cs, = 0,7Semakin besar harga semakin besar karakter ioniknyaKarakter ionik > 50% bila > 1,7

Pauling

Elektronegatifitas naik dalam satu periode pada arah ke kananElektronegatifitas turun dalam satu golongan pada arah ke bawah


Elektronegatifitas atom/iongolongan

periode

Jari-jari

Elektronegatifitas bertambah bila• elektron valensi bertambah• jari-jari atom berkurang

Harga elektronegatifitas, , versi Pauling


Kepolaran ikatan kovalen

Ikatan kovalen ‘sesungguhnya’

Perbedaan elektronegatifitas atom-atom penyusun molekul akan mempengaruhi kepolaran ikatan kovalennyaMisal pada H2 yang non-polar, maka ikatan kovalennya 100%, atau ikatan kovalen non-polarPada H2O yang polar, maka ikatan kovalennya kurang kovalen atau bisa disebut ikatan kovalen polar. Artinya ada tarikan ikatan ke arah atom ODaya tarikan ikatana kovalen ini bergantung pada1. jari-jari atom2. besar muatan ion/molekul ion

‘tidak terlalu’ Ikatan kovalen


Kepolaran ikatan kovalenJari-jari atom Jari-jari atom semakin kecil maka tarikan

elektron semakin besar

Elektron valensi Elektron valensi semakin besar maka tarikan

elektron semakin besar

Ikatan kovalen polar Ikatan kovalen polar adalah ikatan dari

penggunaan elektron bersama secara tidak seimbang

>

<ikatan kovalen polar HCl


Kepolaran ikatan kovalen

ikatan kovalen polar

atom jari-jari elektron valensi polaritas ikatan

&

&

&

&

<

<

>

>

>

<

sama

identik

Deskripsi klasik: bentuk molekul

VSEPR: oktahedral

Bentuk molekul penting untuk dapat menginterpretasikan sifat fisik dan kimianyaHal ini penting karena dapat memprediksikan sudat dan panjang ikatanSalah satu teori yang dapat menjlaskan konsep ini adalah teori: VSEPR (valence shell electron pairs repel)Konsep ini mengandung pengertian bahwa pasangan elektron bebas atau lone pairs memposisikan dirinya tetap berada dalam suatu kerangka sedemikian rupa sehingga dapat mengurangi daya tolakan antar pasangan elektron

Deskripsi klasik: bentuk molekul Bentuk molekul

Untuk menentukan geometri molekul, maka dalam teori VSEPR berlaku:

Harga SN ini berkisar antara 2 sampai 6, yaitu: SN= 2, bentuk: linear SN= 3, bentuk: planar trigonal SN= 4, bentuk: tetrahedral SN= 5, bentuk: bipiramidal trigonal SN= 6, bentuk: oktahedral Soal, hitunglah harga SN

untuk ion molekul IF4-

dan BrO4-?

jumlah atom yang terikat jumlah pada atom pusat pada atom pusat

line pairsSN


Berilium kloroda

Tahap pertama: Gambar rumus struktur sehingga tampak pasangan elektron dari atom gugus (:) dan ikatan kimia dengan atom pusat melalui diagram struktur ()

Tahap bentuk molekul

Boron florida

Metana

Fosfor klorida Sulfur florida


Tahap kedua: dengan asumsi konsep VSEPR, maka posisikan atom gugus pada bentuk dan sudut ikatan yang paling mungkinMaka ada lima bentuk yang harus diketahui:

Tahap bentuk molekul

Karbon dioksida, SN=2 Boron klorida , SN=33 pangan elektron ikatLinear Trigonal planar

Deskripsi klasik: bentuk molekul Tahap bentuk molekul

metana , SN=44 pangan elektron ikat

Fosfor klorida , SN=55 pangan elektron ikatTetrahedral Trigonal bipiramidal


Sulfur florida , SN=66 pangan elektron ikat Oktahedral


Sulfur florida6 pangan elektron ikat

Tengaruh ikatan rangkap:

Ikatan rangkap akan menimbulkan efek daya tolak yang besar terhadap ikatan tunggal, misal pada molekul eter yang paling sederhana, dimana menghasilkan sudut mengecil pada ikatan H-C-HEfek lain dari ikatan rangkap ini adalah tidak menimbulkan bentuk putaran torsi, atau dikenal sebagai torionally rigid


Tahap ketiga:

Bila atom pusat mempunyai lone pairs, maka berlaku: Tolakan antara lone pairs dan ikatan kimia dari atom pusat lebih kuat

daripada dua pasangan ikatan kimianya Tolakan yang paling besar adalah tolakan antar dua lone pairs dari atom

pusat, atau dikenal sebagai electron-pair repulsion

NH3 H2O


Tolakan antara lone pairs juga akan mempengaruhi bentuk molekul yang berbentuk ion molekul

Untuk bentuk planar trigonal maka ikatan aksialnya lebih stabil dari pada ikatan equatorialnya

Hal ini memberi saran pada bentuk ion molekul lain, yang memiliki SN=5 atau berbentuk planar trigonal, bahwa ikatan komplek ini lebih stabil, misal molekul: PF5, SF4, ClF3, XeF2, dll


Tolakan antara lone pairs, pada bentuk molekul oktahedral menghasilkan ikatan equatorial yang lebih stabil dari pada ikatan aksialnya

Hal ini memberi saran pada bentuk ion molekul lain, yang memiliki SN=6 atau berbentuk oktahedral, bahwa ikatan komplek ini lebih stabil, misal molekul: IF5, dll

Science

Kimia dasar bio