TEORI STRUKTUR:

Ikatan dan Isomeri

Prof. Dr. Jumina

Jurusan Kimia FMIPA UGM

1

Susunan Elektron dalam Atom

Mulai dikenalkan oleh Rutherford:

“Atom terdiri atas inti yg kecil & padat dan

dikelilingi oleh elektron-elektron”

atom

inti

elektron = (-) / negatif

proton = (+) / positif

netron = netral

nomor atom = jumlah elektron = jumlah proton

berat atom = berat proton + netron

Kelemahan : tidak dapat menerangkan mengapa elektron tidak jatuh ke inti

2

Disempurnakan oleh Bohr :

Dalam atom, e- bergerak pada lintasan-

lintasan tertentu yg memiliki tingkat energi

tertentu

n =1

n =2

n =3

n = nomor kulit

Jumlah e- maksimum tiap kulit = 2n2

n = 1 ; e- maks = 2 12 = 2

n = 2 ; e- maks = 2 22 = 8

Susunan e- dalam atom menjadi lebih jelas

misalnya : 8O e- = 8

[kulit dalam] ←n = 1 terisi oleh 2e- → elektron dalam

[kulit valensi] ←n = 2 terisi oleh 6e- → elektron valensi

Catatan : belum dapat diterapkan untuk penulisan rumus kimia 3

Lewis

◦ Memodifikasi teori atom Bohr

◦ Mengemukakan konsep BULIR (HURUF)

yg melambangkan inti dan e- di kulit

dalam

◦ e- valensi ditulis dg titik disekeliling BULIR

Contoh model atom Lewis

6C 7N 8O 10Ne Kulit 1 2e- 2e- 2e- 2e-

Kulit 2 4e- 5e- 6e- 8e-

C N O Ne

4

Ikatan Kimia

Dasar : atom cenderung membentuk

konfigurasi elektron yg stabil (mantap)

seperti atom-atom gas mulia

Jenis : dikenal 2 tipe utama :

◦ Ikatan ionik

◦ Ikatan kovalen

5

Ikatan ionik (ion) Terjadi melalui pemindahan satu atau lebih e- dari

satu atom ke atom lain

Contoh : NaCl

11Na 17Cl

Kulit 1 2e- 2e-

Kulit 2 8e- 8e-

Kulit 3 1e- 7e- [Elektron valensi]

Na

Cl + 1 e-

Na+ + 1 e-

Cl -

+ Na Cl + Na+ + Cl-

Atom yg mudah melepas e- atom elektropositif

Atom yg mudah menangkap e- atom elektronegatif 6

Ikatan kovalen

Terjadi melalui penggunaan bersama satu

atau lebih pasangan e-

Terbentuk antara atom-atom yang memiliki

elektronegativitas sama atau sedikit berbeda

H

Cl Cl

H Cl +

+ H

Cl +

H H

Cl

H Cl

Pasangan

elektron

Ikatan kovalen dan konfigurasi e- stabil

merupakan dasar hukum OKTET :

“Molekul akan stabil jika atom-atomnya dikelilingi

oleh 8e- (seperti Ne &Ar) atau 2e- (seperti He)”

Contoh :

7

Karbon dan ikatan kovalen

C : - memiliki 4 e- valensi

- bersifat “pertengahan”

cenderung membentuk ik. kovalen

Tinjau : CH4 & CCl4 H Cl C

H H

H

H C Cl

Cl Cl Cl C •Memenuhi hukum oktet

•Merupakan molekul stabil

Dapat ditulis :

C2H6 :

CH3CH3

(a) (b)

(c)

a, b, c merupakan

contoh ikatan kovalen

tunggal

8

Radikal : molekul yg mempunyai atom dg

elektron bebas ( pasangan elektron bebas)

Katenasi : kemampuan atom C untuk

membentuk rantai dengan atom C lain [sifat

khusus]

Tinjau :

•Atom C dikelilingi oleh 7e-

•Tdk memenuhi hukum oktet

• tidak stabil

9

Ikatan kovalen polar

Senyawa polar konstanta dielektrik tinggi

Senyawa non polar konstanta dielektrik

rendah

Berdasar pengukuran : HCl polar

H2 non polar

Tinjauan berdasar hukum oktet :

- nonpolar

- polar

[Cl lebih elektronegatif drpd H] + -

Pergeseran pasangan e- disebut polarisasi ikatan

Ik. Kovalen polar terjadi antara 2 atom yg

berbeda elektronegativitasnya 10

Ikatan kovalen ganda

Melibatkan lebih dari satu pasang e-

Tinjau CO2 ; C = 4e- valensi

O = 2 x 6e- valensi

11

16 e- valensi

Ikatan rangkap 2

HCN ;

H = 1e- val

C = 4e- val

N = 5e- val

Ikatan ganda 3

Valensi Kemampuan suatu atom untuk mengikat atom lain [H]

C bervalensi 4, karena mampu mengikat 4 atom H

O bervalensi 2, karena mampu mengikat 2 atom H

12

Model atom

KEKULE

(atas dasar valensi) Kemampuan

mengikat suatu atom

Lewis : -kemampuan mengikat suatu atom tergantung

pd jumlah elektron bebas yg dimiliki oleh atom tsb.

mis: atom C 4e- val bervalensi 4

atom O 6e- val bervalensi 2

Model :

ISOMERI

Senyawa-senyawa dg rumus molekul

sama, tetapi rumus strukturnya berbeda

Isomer-isomer umumnya mempunyai sifat

fisika dan kimia berbeda

Contoh : C2H6O

13

t.d. = 76 °C

bereaksi dg logam Na

t.d. = -24 °C

tdk bereaksi dg logam Na

Penulisan Rumus Struktur

Mulai dg menulis rantai karbon

Dilengkapi dg H

C bervalensi 4, sedang H bervalensi 1

Contoh C5H12

14

disingkat

Bentuk singkatan struktur yang lain

15

Muatan Formal

Untuk mengetahui bahwa ion ammonium

bermuatan (+) dan atom mana yg

mengemban muatan (+) tsb. maka

dikemukakan konsep Muatan Formal (MF)

16

Tinjau :

MF = elektron valensi

atom netral -

elektron

bebas + setengah jumlah

elektron ikatan

MF N = 5 – (0 + ½ 8) = +1

MF Ha = 1 – (0 + ½ 2) = 0

17

+

+1

Ion ammonium bermuatan +1 dan N

merupakan pengemban muatan + tsb

Resonansi

18

Tinjau CO32- ; C = 4e- val

O = 3 x 6e- val = 18e- val

muatan 2

total = 24 e- val

Disusun berdasar hukum oktet

+

Konsekuensi : Seharusnya ada 2 macam ikatan C–O dg

panjang ikatan berbeda ( C-O = 1,41 Å; C=O = 1,20 Å)

Fakta : Panjang ikatan C-O seragam (1,31 Å)

Dikemukakan konsep teori Resonansi:

Struktur sesungguhnya dari ion CO32-

adalah mirip dengan struktur I, II, III.

I, II, III disebut struktur resonansi

19

hibrida resonansi

Bilangan-bilangan Kuantum

Utama ; n menentukan tingkat energi

orbital

Azimut ; ℓ menentukan bentuk orbital,

yaitu s, p atau d

Magnetik ; m menentukan arah dan

jumlah orbital

Spin ; s menentukan arah pergerakan

elektron dalam orbital

20

21

1s

2s

3s

3p

3d

2p

• Prinsip Aufbau

• Larangan Pauli

• Aturan Hund

Susunan e- dlm

atom dpt

ditentukan

22

Teori tumpang tindih (overlap) &

ikatan

23

H2

HA

1s

HB

1s

I II III +

II : daerah overlap

(ikatan )

+

p p (ikatan )

Terbentuk dari overlap

antar sumbu orbital

24

(ikatan ) Terbentuk dari overlap

pada sisi sumbu orbital

Orbital-orbital hibrida karbon

sp3

Atom C : 6 elektron

25

1s

2s

2p E

C bervalensi 4 diterangkan :

26

2s

2p E

Elektron Valensi

2s

2p E

1 e- dari orbital 2s dipromosikan

2s

E sp3

Hasil pembastaran (hibridisasi)

E tiap e- di orbital sp3 =

27

1 E2s + 3 E2p

4

109,5 °