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