Bentuk Molekul Dan Gaya Antar Molekul

Gaya Tarik Menarik Antar Molekul

Bentuk Molekul&

Tujuan pembelajaran:

konfigurasi elektron dan aturan pengisian elektron dalam orbital-orbital

Ikatan kimiaBentuk molekulGaya antar molekulSifat fisis

Konfigurasi elektronElektron ada pada lintasan tertentu ( kulit elektron ), tiap kulit mempunyai sub kulit , dan sub kulit terdirir dr orbital. Konfigurasi elektron adalah susunan elektron dlm orbital-orbital..

Aturan penyusunan elektron:1. Prinsip aufbau 2. Prinsip Eksklusi Pauli 3. Aturan Hund4. Orbital penuh dan setengah

penuh

1. Prinsip Aufbau

elektron-elektron

mulai mengisi orbital dengan tingkat energi

terendah dan

seterusnya

2. Prinsip Pauli

tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan

keempat bilangan kuantum yang sama.

 bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.

3. Prinsip Hundcara pengisian elektron dalam orbital pada

suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan

elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.

1. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama menyatakan : kulit tempat elektron berada nomor kulit (tingkat energi) ukuran orbital, makin besar n makin

besar pula ukuran orbital.Bilangan kuantum utama mempunyai harga; 1,2,3,4,5,6, dan 7 (bilangan bulat)Contoh :

n=1, kulit Kn=2, kulit Ln=3, kulit M dst.

2. Bilangan kuantum azimut ( ℓ )Bilangan kuantum Azimut menyatakan :

- subkulit tempat elektron berada

- jesis subkulit - bentuk orbital

Nilai ℓ(bilangan kuantum); ℓ=0 untuk subkulit s ℓ=1 untuk ksubkulit p ℓ=2 untuk subkulit d ℓ=3 untuk subkulit f Contoh : n=2, kulit L, ℓ=0, 1, subkulitnya s dan pn=3, kulit M, ℓ=0, 1, 2, subkulitnya s, p, dan d

ℓ= (n-1)

3. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik menyatakan :- kedudukan elektron pada suatu orbital- orientasi khusus dari orbital/banyaknya orbital dalam tiap-tiap kulit

Contoh :- ℓ=0 maka m=0 jumlah orbital=1- ℓ=1 maka m= -1, 0, +1 jumlah orbital=3- ℓ=2 maka m= -2,-1, 0, +1, +2 jumlah orbital=5- ℓ=3 maka m= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3jumlah orbital=7

Harga m adalah bilangan bulat mulai dari - ℓ s/d + ℓ, termasuk 0.Untuk setiap harga ℓ terdapat (2 ℓ + 1) buah harga m.dan setiap harga m mengandung 1 orbital.

4. Bilangan Kuantum Spin (s)Bilangan kuantum spin menyatakan; arah perputaran elektron pada sumbunya selama mengelilingi inti.

Bilangan kuantum spin mempunyai ; +1/2 jika arah putaran berlawanan arah

jarum jam. -1/2 jika arah putaran searah jarum jam.

Kedua elektron mempunyai arah perputaran berlawanan tersebut dapat membentuk pasangan

elektron dalam satu orbital. Satu orbital maksimal terisi dua elektron dengan spin berlawanan yang dapat

diberi lambang

Kulit K : n = 1 l = 0 orbital s

Kulit L : n = 2 l = 0 orbital s

Kulit M : n = 3

l = 1 orbital p

l = 0 orbital sl = 1 orbital pl = 2 orbital d

Kulit N : n = 4 l = 0 orbital sl = 1 orbital p

l = 2 orbital dl = 3 orbital f

Bentuk molekul

Struktur lewis

struktur yang dapat menggambarkan bagaimana posisi pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat, baik pasangan elektron yang berikatan (PEI), maupun pasangan electron yang tidak berikatan atau pasangan elektron bebas (PEB). Pasangan-pasangan elektron ini saling tolak menolak.

VSEPR

VSEPRMenentukan bentuk molekul berdasarkan tolakan pasangan elektron di sekitar atom

pusat,

Valence Shell Electron Pair Repulsion

Jumlah PEI

Jumlah PEB

Rumus

Bentuk molekul

Contoh

4 0 AX4 Tetrahedron CH4

3 1 AX3E Piramida trigonal

NH3

2 2 AX2E2 Planar bentuk V

H2O

5 0 AX5 Bipiramida trigonal

PCl5

4 1 AX4E Bidang empat SF4

3 2 AX3E2 Planar bentuk T

IF3

2 3 AX2E3 Linear XeF2

6 0 AX6 Oktahedron SF6

5 1 AX5E Piramida sisiempat

IF5

4 2 AX4E2 Segiempat planar

XeF4

VSEPR

Contoh soal :

Teori domain elektron (TDE)

TDECara meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori tolak menolak

elektron-elektron pada kulit luar atom pusatnya

penyempurnaan dari teori VSEPR (valence shell electron pair repulsion).

Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut : Setiap elektron ikatan (apakah ikatan tunggal,

rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1 domain. Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain.

Teori ini merupakan Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah

keberadaan elektron.

Prinsip-prinsip dasar teori domain elektron

Antar domain elektron pada kulit luar atom pusat saling tolak menolak sehingga domain elektron akan mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa sehingga tolak menolak di antaranya menjadi minimum.

Urutan kekuatan tolak menolak di antara domain elektron adalah sebagai berikut:

Tolakan antar domain elektron bebas > tolakan antar domain elektron bebas dengan domain elektron ikatan > tolakan antar domain elektron ikatan

Perbedaan daya tolak ini terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom saja, sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada pasangan elektron ikatan. Akibat dari perbedaan daya tolak tersebut adalah mengecilnya sudut ikatan karena desakan dari pasangan elektron bebas.

Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron

Merumuskan tipe molekul

Jumlahdomain elektron

Susunan ruang(geometri)

Besar sudut ikatan

2 Linear 180°3 Segitiga sama sisi 120°4 Tetrahedron 109,5°5 Bipiramida trigonal Ekuatorial=120°

Aksial=90°

6 Oktahedron 90°

Jumlah domain (pasangan elektron) dalam suatu molekul, dapat

Atom pusat = A

Domain elektron ikatan = X

Domain elektron bebas = E

Langkah-langkah penentuan tipe molekul :

Tentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV)

Tentukan jumlah domain elektron ikatan (X)

Tentukan jumlah domain elektron bebas (E)

CARA MENENTUKAN JUMLAH DOMAIN ELEKTRON

Domain elektron Bebas (E) =

( e-va - X ) 2

e- Va = Jumlah Elektron valensi atom PusatJumlah Domain elektron

terikat (sama dengan jumlah atom yang terikat pada atom pusat).

X =

AXnEmTipe Molekul

Langkah-langkah untuk meramalkan geometri :

Menentukan tipe molekul Menggambar susunan ruang domain-domain

elektron di sekitar atom pusat yang memberi tolakan minimum

Menetapkan pasangan terikat dengan menuliskan lambing atom yang bersangkutan.

Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pasangan elektron bebas.

Gaya antar molekul :

Gaya tarik-menarik dipol-dipol

Ikatan hidrogen

Gaya London (gaya tarik-menarik dipol sesaat-dipol terimbas

Gaya van der Waals

1.Gaya Tarik Dipol-dipol

2.Ikatan hidrogen3.Gaya London (gaya

tarik menarik dipol sesaat-dipol terimbas)

1. Gaya tarik-menarik dipol-dipol terdapat pada

molekul-molekul yang bersifat polar

gaya tarik-menarik ini lebih lemah dibanding ikatan ion dan kovalen antar -atom dalam masing-masing molekul itu sendiri karena yang terlibat hanya muatan-muatan parsial (δ+ dan δ-) bukan muatan penuh.

2. Ikatan hidrogenTerbentuk antara atom H dari suatu molekul polar dengan pasangan elektron bebas yang dimiliki oleh atom kecil yang sangat elektronegatif dari molekul polar lainnya

Kekuatan ikatan hidrogen;Atom H tidak memiliki kulit-kulit

elektron terdalam sehingga elektronnya dapat tertarik

sangat kuat ke atom kecil yang sangat elektronegatif, sehingga inti atom H mempu mendekat

dan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas dari

atom tersebut

3. Gaya london Dapat terjadi pada

senyawa non polar dan polar

Dipengaruhi oleh mudah tidaknya dipol sesaat dan dipol terimbas terbentuk

Faktor yang mempengaruhi kekuatan gaya london1.Ukuran molekul

Makin besar ukuran molekul , makin besar kekuatan gaya london.

Karena molekul dengan ukuran besar mempunyai awan elektron yang besar yang mudah terdeformasi sehingga dipol sesaat dan dipol terimbas semakin mudah terbentuk akibatnya gaya london lebih kuat dibanding molekul dengan ukuran kecil

Contoh: F2, Cl2, Br2, I2, terjadi peningkatan titik didih

2. Jumlah atom dalam molekulSemakin banyak jumlah atom dalam molekul,

semakin banyak ruang kosong untuk dipol sesaat dan dipol terimbang terbentuk dan

semakin besar kekuatan gaya london

Contoh; n-heksana dan n-propana, Td n-heksana (69oC) lebih tinggi dibanding n-

propana (-42oC)3. Bentuk molekulSemakin kompak bentuk molekul , maka

kemungkinan terbentuk dipol sesaat dan dipol terimbang semakin kecil sehingga semakin

lemah kekuatan gaya london

Contoh; neopentana dan n-pentana, td neopentana (9.5oC) lebih rendah dari n-

pentana (36oC)

Sifat fisis yang dipengaruhi gaya antar-molekul1. Titik didihMenunjukkan energi yang diperlukan untuk mengatasi gaya tarik-

menarik antar-molekul. Semakin besar gaya tarik menarik antar-molekul maka semakin besar energi yang diperlukan sehingga titik didih semakin tinggi.

Contoh; HCl (Td=-85oC, Mr = 36.5) dengan F2 (Td=-188, Mr = 38)CH4 (Td=-164, Mr=16) dengan H2O (Td=100, Mr=18)HCl (Td=-85, Mr=36.5) dengan HBr (Td=-67, Mr=81) 2. Tegangan permukaan Semakin kuat gaya antar molekul suatu zat cair, semakin besar tegangan permukaan yang dihasilkan.

4. Kekentalan (viskositas)Semakin kuat gaya antar-molekul zat cair, semakin sulit molekul-molekul zat cair untuk bergerak/mengalir, semakin besar kekentalan.Contoh;Air bersifat polar memiliki kekentalan lebih tinggi dibanding benzena yang bersifat non-polar karena gaya antar-molekul pada H2O (ikatan hidrogen) lebih kuat dibandingkan gaya london pada benzena.

3. Sifat membasahi permukaan zat cair merupakan penyebaran zat cair pada permukaan untuk membentuk lapisan yang tipisGaya antar-molekul mempengaruhi kemampuan zat cair untuk membasahi suatu permukaan

Atas perhatiannya….TERIMAKASIH

bentuk molekul :

PIRAMIDA SEGIEMPAT OKTAHEDRAL

SEGIEMPAT PLANAR BIPIRAMIDA TRIGONAL