ppt ikim_keelektronegatifan,kepolaran ikatan,momen dipol.docx
TRANSCRIPT
KEELEKTRONEGATIFAN, KEPOLARAN IKATANDAN MOMEN DIPOL
Oleh :1. Diah Nor Sari
2. Fatmawati3. Hilmah
4. Iffa Nadia E.5. M. Yahya P.
6. Nur Hasanah
7. Susanti8. Wirhanudin
9. Wiwi Farina
KEELEKTRONEGATIFAN. . .
Diperkenalkan oleh LINUS PAULING
(1932) sebagai perkembangan teori
ikatan valensi.
Keelektronegatifan → sifat kimia
suatu
atom/gugus fungsi
Keelektronegatifan ≈ afinitas elektron
(atom tunggal)
METODE KALKULASI KEELEKTRONEGATIFAN. . .Metode kalkulasi elektronegatifitas :
1. Kelektronegatifan Pauling
2. Kelektronegatifan Mulliken
3. Kelektronegatifan Allred-Rochow
4. Kelektronegatifan Sanderson
5. Kelektronegatifan Allen
KELEKTONEGATIFAN PAULING. . .
Penjelasan dari
fenomena lbh
kuatnya ik.
Kovalen antar 2
atom yg berbeda
drpd ik. Kovalen
antar 2 atom
sejenis.
Untuk menghitung
elektronegatifitas
Pauling diperlukan
data ENERGI
DISOSIASI dari
(paling sdikit) 2
jenis ik. Kovalen yg
dibentuk oleh unsur
tersebut.
KELEKTONEGATIFAN PAULING. . .
Perbedaan
elektronegatifitas
antara 2 atom dpt
dihitung dengan:
Keelektronegatifan
Pauling
dimutakhirkan oleh
Allred (1961) dg
melibatkan data
termodinamika dan
nilai revisi inilah yg
sering digunakan.
ELEKTRONEGATIFITAS MULLIKEN . . .Elektronegatifitas Mulliken hanya dapat
dihitung pada unsur yang afinitas
elektronnya telah diketahui.
Elektronegatifitas Mulliken
≈
Elektronegatifitas relatif
Dengan satuan kilojoule per mol
atau elektronvolt.
ELEKTRONEGATIFITAS MULLIKEN . . .Perhitungan elektronegatifitas Mulliken
• dalam kilojoule per mol
• dalam elektronvolt
Dimana :
Ei = energi ionisasi
Eea = afinitas elektron
ELEKTRONEGATIFITAS ALLRED-ROCHOW. . . Elektronegatifitas → muatan sebuah elektron dalam “permukaan” sebuah atom :“semakin tinggi muatan per
satuan luas permukaan atom, semakin besar kecenderungan atom tersebut untuk menarik
elektron-elektron”
ELEKTRONEGATIFITAS ALLRED-ROCHOW. . . Perhitungan elektronegatifitas Allred-Rochow :
Dimana : Z* = muatan inti efektif (dihitung menggunakan
kaidah Slater)r cov= jari2 kovalen (ångström)
ELEKTRONEGATIFITAS SANDERSON. . .
Sanderson menemukan bahwa terdapat hubungan antara elektronegatifitas dengan ukuran atom dan mengajukan sebuah metode perhitungan yang didasarkan pada timbalbalikan volume atom.
ELEKTRONEGATIFITAS ALLEN . . .
Allen mengajukan bahwa
elektronegatifitas berhubungan dengan
energi rata-rata dari elektron
valensi pada sebuah atom bebas,
Dimana :
εs,p = energi 1 elektron pd sub kulit s dan
p (ditentukan scr langsung dri data
spektroskopis)
ns,p = jumlah elektron pd sub kulit s dan
p
KEELEKTRONEGATIFAN. . .Secara umum,
• Semakin besar perbedaan
elektronegatifitas antara 2 atom,
semakin polar ikatan yang terbentuk dg
atom yg memiliki elektronegatifitas
lebih besar sbg kutub negatif dipol.
• Elektronegatifitas meningkat secara
periodik dari kiri ke kanan dan menurun
dari atas ke bawah.
KEELEKTRONEGATIFAN. . .Pengecualian kaidah umum,
• Ga dan Ge memiliki elektronegatifitas
yg lebih besar daripada Al dan Si karena
adanya kontraksi blok d.
• Anomali pada unsur timbal yg memiliki
elektronegatifitas yg lbh besar drpd Ta
dan Bi (hnya pd metode Pauling,
sedangkan perhitungan metode lain
memberikan hasil tren periodik yg
normal)
KEPOLARAN IKATAN. . .
KEPOLARAN adalah suatu keadaan dimana
distribusi penyebaran elektron tidak merata
atau elektron lebih cenderung terikat pada
salah satu atom.
“Kepolaran bergantung pada harga momen
dipolnya”
(momen dipol : selisih harga
keelektronegatifan antara atom yang
berikatan)
KEPOLARAN IKATAN. . .
Meliputi :
1. Kepolaran senyawa kovalen
a. Kepolaran pd ik. Kovalen polar
b. Kepolaran pd ik. Kovalen non
polar
2. Kepolaran senyawa ionik
KEPOLARAN Ik. KOVALEN POLAR. . .Apabila atom-atomnya memiliki
perbedaan nilai keelektronegatifan
maka akan terbentuk ikatan kovalen
polar. Adanya perbedaan
keelektronegatifan tersebut
menyebabkan pasangan elektron
ikatan lebih tertarik kesalah satu
unsur sehingga membentuk dipol.
Adanya dipol inilah yang
menyebabkan senyawa menjadi polar.
Contoh : HCl, HBr, NH3, H2O
KEPOLARAN IKATAN KOVALEN NON POLAR. . .Kovalen murni (non polar) memiliki
ciri Titik muatan negatif elektron
persekutuan berhimpit, sehingga
pada molekul pembentukuya tidak
terjadi momen dipol, dengan
perkataan lain bahwa elektron
persekutuan mendapat gaya tarik
yang sama.
KEPOLARAN IKATAN KOVALEN NON POLAR. . .
KEPOLARAN Ik. KOVALEN DIATOMIK. . .Pada ikatan kovalen diatomik,
kepolaran senyawa ditentukan oleh :
a. Jumlah momen dipol → jika jml
momen dipol = 0, maka bersifat
nonpolar. Jika jlm momen dipol > 0;
≠ 0, maka bersifat polar
b. Bentuk molekul → jika bntk molekul
simetris = nonpolar. Jika bentuk
tidak simetris = polar
KEPOLARAN SENYAWA IONIK. .Pada umumnya, senyawa
yang terbentuk akibat
penggabungan antara logam
dengan nonlogam memiliki
sifat senyawa ionik.
Akan tetapi, tidak semua
senyawa dari penggabungan
ini bersifat ionik.
KEPOLARAN SENYAWA IONIK. .Senyawa ini dapat lebih mengarah ke sifat kovalen ketika elektron terluar dari anion ditarik kuat oleh kation, sehingga rapatan anion akan mengalami distorsi/penyimpangan terhadap kation. Akibat dari distorsi ini maka
senyawa yang mulanya bersifat ionik akan berubah
menjadi kovalen dan akan terjadi polarisasi.
KEPOLARAN SENYAWA IONIK. .Menurut Kasimir Fajans, terdapat beberapa aturan perihal polarisasi, antara lain :1. Suatu kation akan lebih mudah
mengalami polarisasi ketika ukuran kation tersebut kecil dengan muatan positif yang besar
2. Suatu anion akan lebih mudah mengalami polarisasi ketika ukuran
dan muatan negatif yang dimiliki anion tersebut besar.
3. Kation yang tidak memiliki konfigurasi gas mulia lebih mudah mengalami polarisasi.
MOMEN DIPOL . . .
Momen dipol (µ) merupakan suatu besaran vektor yang digambarkan menggunakan momen ikatan dan momen pasangan elektron bebas dalam suatu molekul.“Makin besar harga momen dipol suatu senyawa maka
kepolarannya semakin tinggi”
MOMEN DIPOL . . .
Harga momen dipol dapat dihitung menggunakan persamaan berikut :
Dimana : µ = momen dipol (D,debye)
Q = selisih muatan (C)r = jarak antara muatan (m)
d = muatan (ses)l = Jarak (cm)
µ = Q x r1 D = 3,33 x 10-30
C.m
µ = d x l
MOMEN DIPOL . . .
Momen dipol
molekul nonpolar yg
berimpit akibat
pergerakan
distribusi rata-rata
inti atom dan
elektron di sekitar
inti.
Momen dipol molekul nonpolar
DIPOL SESAAT. . .
Keadaan elektron yang selalu bergerak menyebabkan polarisasi rapatan elektron dan penyimpangan dari simetri bola,
sehingga pusat muatan positif dan muatan negatif memisah dan
molekul tersebut dikatakan memiliki dipol sesaat
DIPOL INDUKSI. . .
Induksi dipol (gaya London) terjadi akibat adanya interaksi molekul yg
memiliki dipol sesaat dengan molekul nonpolar. Sehingga
molekul nonpolar memiliki dipol induksi.
DIPOL INDUKSI. . .
Induksi dipol (gaya dipol induksi) juga dpt terjadi akibat adanya
interaksi molekul yg memiliki dipol permanen dengan molekul nonpolar. Sehingga molekul nonpolar memiliki
dipol induksi.
GAYA DIPOL-DIPOL. . .
Gaya dipol-dipol molekul polar
dengan molekul polar
Ketika molekul yang
polar berdekatan
dengan molekul yang
polar, maka akan timbul
gaya
elektrostatik di antara
keduanya. Gaya ini
disebut gaya dipol-
dipol.
MOMEN IKATAN . . . Momen ikatan terbentuk jika dua atom yang berikatan dalam suatu senyawa memiliki perbedaan keelektronegatifan.“Perbedaan keelektronegatifan → elektron tertarik ke atom yg lebih
elektronegatif”“Tarikan elektron → terbentuk
kutub positif dan negatif”“Kutub positif atau negatif = muatan
parsial”
MOMEN PASANGAN ELEKTRON BEBAS . . . Momen pasangan elektron
bebas dan momen ikatan
yang searah akan memiliki
tingkat kepolaran yang lebih
tinggi dibandingkan dengan
yang berlawanan arah.
Contohnya, NH3 dan PCl3
sama-sama bersifat polar,
namun tingkat kepolarannya
berbeda.
Do you
have a
question??
Raise up your hand!!
LAST SLIDE…
THANKS for your
ATENTION