PR Kimia 10A Ed. 2019

5. Cara Menggambar
Struktur Lewis

CONTOH:

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

5. Cara Menggambar Struktur Lewis
Cara

Penyelesaian
Soal

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

6. Ikatan Logam

Ikatan logam adalah ikatan • Ciri-ciri ikatan logam sebagai berikut.
antaratom dalam unsur logam yang a. Atom-atom logam dapat diibaratkan
terbentuk akibat adanya interaksi seperti bola pingpong yang berjejal rapat
antarelektron valensi. satu sama lain.
b. Atom logam mempunyai sedikit elektron
valensi sehingga sangat mudah dilepaskan
untuk membentuk ion positif.
c. Kulit terluar atom logam relatif longgar
(terdapat banyak tempat kosong) sehingga
elektron dapat berpindah dari satu atom
ke atom lain.
d. Mobilitas elektron dalam logam
sedemikian bebas sehingga elektron
valensi logam mengalami delokalisasi.
e. Elektron-elektron valensi tersebut berbaur
membentuk awan elektron yang
menyelimuti ion-ion positif logam.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

6. Ikatan Logam

Sifat-sifat logam sebagai berikut.
a. Pada suhu kamar berwujud

padat.
b. Dapat ditempa (tidak rapuh),

dapat dibengkokkan, dan dapat
direntangkan menjadi kawat.
c. Penghantar atau konduktor
listrik yang baik.
d. Penghantar panas yang baik.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

BAB V
BENTUK MOLEKUL DAN GAYA ANTARMOLEKUL

A. Berbagai Bentuk Molekul
B. Gaya Antarmolekul
<< Beberapa molekul berikatan
sehingga membentuk struktur piramida

Daftar
Isi

A. Berbagai Bentuk
Molekul

1. Teori Domain Elektron (VSEPR)
2. Kepolaran Senyawa Berdasarkan
Bentuk Molekulnya
3. Teori Hibridisasi

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

• Bentuk molekul dapat ditentukan 1. Teori Domain Elektron
berdasarkan tolakan antarpasangan (VSEPR)
elektron dalam kulit valensi atom
pusat. • Notasi VSEPR yang menunjukkan
jumlah PEI dan PEB sebagai berikut.
• Kekuatan tolakan PEB – PEB > AXnEm
tolakan PEB – PEI > tolakan PEI – PEI.
Keterangan:
• Jumlah domain elektron ditentukan A = atom pusat
sebagai berikut. X = PEI
– Setiap elektron ikatan, baik n = jumlah PEI
ikatan tunggal, rangkap dua, E = PEB
atau rangkap tiga, merupakan 1 m = jumlah PEB
domain.
– Setiap pasangan elektron bebas
merupakan 1 domain.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Teori Domain
Elektron (VSEPR)

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Teori Domain Elektron (VSEPR)

Beberapa langkah untuk meramalkan bentuk molekul ion poliatomik

a. Menghitung jumlah pasangan c. Menghitung jumlah pasangan
elektron pada atom pusat ion, elektron yang berada di sekitar
misal molekul ion NH4 atom pusat.

Pasangan elektron pusat
= pasangan elektron – (3 × jumlah
atom ujung (kecuali atom H))
Pasangan elektron pusat = 4 – (3 × 0) =
4

b. Menghitung jumlah pasangan d. Menghitung jumlah pasangan
elektron ikatan (PEI) pada atom elektron bebas
pusat
PEB = pasangan elektron pusat – PEI
PEI = jumlah atom – 1 PEB = 4 – 4 = 0
PEI = 5 – 1 = 4 Jadi, notasi VSEPR untuk ion NH4 yaitu
AX4 dengan bentuk geometri tetrahedral.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Teori Domain
Elektron (VSEPR)

Cara
penentuan
notasi VSEPR

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Kepolaran Senyawa Berdasarkan
Bentuk Molekulnya

Senyawa Polar Senyawa
Nonpolar
• Bentuk molekul tidak
simetris • Bentuk molekul simetris
• Tidak mempunyai
• Mempunyai kutub/dipol
• Rumus VSEPR: kutub/dipol
• Rumus VSEPR:
AX2E, AX3E, AX2E2, AX4E,
AX3E2, dan AX5E AX2, AX3, AX4, AX5, AX2E3,
• Contoh: NH3 AX6, dan AX4E2.
• Contoh: CO2

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Teori Hibridisasi

• Teori hibridisasi dijelaskan
berdasarkan proses
penggabungan (hibridisasi)
orbital-orbital atom yang
digunakan oleh elektron-
elektron yang saling
berikatan.

• Teori hibridisasi = teori
ikatan valensi.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Teori Hibridisasi

Cara Penentuan
Bantuk Orbital

Senyawa

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

B. Gaya Antarmolekul

1. Gaya Van der Waals
2. Ikatan Hidrogen

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Gaya Van der Waals

Gaya Van der Waals merupakan
gaya tarik-menarik

antarmolekul kovalen.

Gaya Gaya Van Gaya
London der Waals Dipol-Dipol

Gaya Dipol
Terimbas

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Gaya Van der Waals

Gaya London

• Gaya London = gaya dispersi = gaya
tarik-menarik antarmolekul nonpolar.

• Semakin besar massa molekul relatif,
molekul semakin mudah mengalami
polarisasi sehingga gaya London
semakin kuat (titik leleh dan titik didih
senyawa semakin tinggi)

• Contoh: gaya tarik-menarik
antarmolekul Br2

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Gaya Van der Waals

Gaya Dipol
Terimbas

• Gaya tarik-menarik antara
molekul polar dengan molekul
nonpolar.

• Molekul polar mengimbas
molekul nonpolar.

• Contoh: gaya tarik-menarik
antara molekul O2 dengan H2O

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Gaya Van der Waals

Gaya Dipol-
Dipol

• Gaya tarik-menarik antarmolekul
polar.

• Contoh: gaya tarik-menarik
antarmolekul HCl

• Kekuatan gaya dipol-dipol > gaya
dipol terimbas > gaya London

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Ikatan Hidrogen

• Gaya tarik-menarik antara atom
hidrogen dari molekul yang satu
dengan atom molekul lain yang
sangat elektronegatif (F, O, atau
N).

• Ikatan hidrogen jauh lebih kuat
daripada gaya-gaya Van der
Waals.

• Contoh: gaya tarik-menarik
antara NH3 dan H2O

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab