Ujian Akhir Semester I

Kerjakan Pada Laman Jawaban Yang Tersedia

Tugas 9

9.1 Ikatan ionik terbentuk antara kation A⁺ dan anion B⁻. Bagaimana energi ikatan ion [lihat Persamaan (9.2)] akan terpengaruh oleh perubahan berikut? (a) menggandakan jari-jari A⁺, (b) melipat-tigakan muatan pada A⁺, (c) menggandakan muatan pada A⁺ dan B⁻, (d) mengurangi jari-jari A⁺ dan B⁻ hingga setengah dari nilai awalnya.

9.2 Gunakan simbol titik Lewis untuk menunjukkan transfer elektron antara atom-atom berikut untuk membentuk kation dan anion: (a) Na dan F, (b) K dan S, (c) Ba dan O, (d) Al dan N

9.3 Untuk masing-masing pasangan unsur berikut, sebutkan apakah senyawa biner yang terbentuk cenderung ionik atau kovalen. Tuliskan rumus empiris dan nama senyawa: (a) I dan Cl, (b) Mg dan F.

9.4 Gunakan siklus Born-Haber yang diuraikan dalam Bagian 9.3 untuk LiF untuk menghitung energi kisi NaCl. [Kalor dari sublimasi Na adalah 108 kJ/mol dan 𝛥H°f (NaCl) = 2411 kJ / mol. Energi yang dibutuhkan untuk memisahkan ½ mol Cl₂ menjadi atom Cl = 121,4 kJ.]

9.5 Urutkan ikatan berikut ini berdasarkan peningkatan karakter ionik: ikatan litium-ke-florin dalam LiF, ikatan kalium-ke-oksigen dalam K₂O, ikatan nitrogen-ke-nitrogen dalam N₂, ikatan sulfur-ke-oksigen dalam SO₂ , ikatan klorin-ke-florin dalam ClF₃.

Latihan 9

9.1 Apa makna simbol titik Lewis? Untuk unsur apa simbol titik Lewis terutama berlaku?

9.2 Gunakan anggota kedua dari setiap golongan dari Golongan 1A sampai golongan 7A untuk menunjukkan bahwa jumlah elektron valensi pada atom unsur sama dengan nomor golongannya.

9.3 Tanpa mengacu pada Gambar 9.1, tulis simbol titik Lewis untuk atom unsur-unsur berikut: (a) Be (b) K, (c) Ca, (d) Ga, (e) O, (f) Br, (g) ) N, (h) I, (i) As, (j) F.

9.4 Tuliskan simbol titik Lewis untuk ion-ion berikut: (a) Li⁺, (b) Cl⁻, (c) S²⁻, (d) Sr²⁺, (e) N³⁻.

9.5 Tuliskan simbol titik Lewis untuk atom dan ion berikut: (a) I, (b) I⁻, (c) S, (d) S²⁻, (e) P, (f) P³⁻, (g) Na, (h) Na⁺, (i) Mg, (j) Mg²⁺, (k) Al, (l) Al³⁺, (m) Pb, (n) Pb²⁺.

9.6 Jelaskan apa ikatan ionik itu!

9.7 Jelaskan bagaimana energi ionisasi dan afinitas elektron menentukan apakah atom unsur akan bergabung membentuk senyawa ionik.

9.8 Sebutkan lima logam dan lima non logam yang sangat mungkin membentuk senyawa ionik. Tulis rumus untuk senyawa yang mungkin dihasilkan dari kombinasi logam dan non logam ini. Beri nama senyawa ini!

9.9 Sebutkan satu senyawa ionik yang hanya mengandung unsur non logam.

9.10 Sebutkan satu senyawa ionik yang mengandung kation poliatomik dan anion poliatomik (lihat Tabel 2.3).

9.11 Jelaskan mengapa ion dengan muatan lebih dari 3 jarang ditemukan dalam senyawa ionik.

9.12 Istilah "massa molar" diperkenalkan pada Bab 3. Apa keuntungan menggunakan istilah "massa molar" ketika kita membahas senyawa ionik?

9.13 Dalam kondisi manakah berikut ini NaCl menghantarkan arus listrik? (a) padat, (b) cair (yaitu, meleleh), (c) dilarutkan dalam air. Jelaskan jawaban Anda!

9.14 Berilium membentuk senyawa dengan klorin yang memiliki rumus empiris BeCl₂. Bagaimana Anda menentukan apakah itu senyawa ionik? (Senyawa ini tidak larut dalam air.)

9.15 Apakah energi kisi dan peran apa yang dimainkannya dalam stabilitas senyawa ionik?

9.16 Jelaskan bagaimana energi kisi senyawa ionik seperti KCl dapat ditentukan dengan menggunakan siklus Born-Haber. Berdasarkan hukum apa prosedur ini didasarkan?

9.17 Tentukan senyawa mana dalam pasangan senyawa ionik berikut yang memiliki energi kisi lebih tinggi: (a) KCl atau MgO, (b) LiF atau LiBr, (c) Mg₃N₂ atau NaCl. Jelaskan pilihan Anda.


9.18 Bandingkan stabilitas (dalam keadaan padat) dari pasangan senyawa berikut: (a) LiF dan LiF₂ (mengandung ion Li²⁺), (b) Cs₂O dan CsO (mengandung ion O⁻), (c) CaBr₂ dan CaBr₃ ( mengandung ion Ca³⁺).

9.19 Apa kontribusi Lewis terhadap pemahaman kita tentang ikatan kovalen? 

9.20 Gunakan contoh untuk menggambarkan masing-masing istilah berikut: pasangan bebas, struktur Lewis, aturan oktet, panjang ikatan.

9.21 Apa perbedaan antara simbol titik Lewis dan struktur Lewis?

9.22 Berapa banyak pasangan elektron bebas yang berada pada atom yang digarisbawahi dalam senyawa ini? HBr, H₂S, CH₄

9.23 Bandingkan ikatan tunggal, rangkap, dan rangkap tiga dalam molekul, dan berikan masing-masing contoh. Untuk atom ikatan yang sama, bagaimana panjang ikatan berubah dari ikatan tunggal menjadi ikatan rangkap tiga?


9.24 Bandingkan sifat-sifat senyawa ionik dan senyawa kovalen.

9.25 Definisikan elektronegativitas, dan jelaskan perbedaan antara elektronegativitas dan afinitas elektron. Jelaskan secara umum bagaimana elektronegativitas unsur berubah sesuai dengan posisinya dalam tabel periodik.


9.26 Apa itu ikatan kovalen polar? Sebutkan dua senyawa yang mengandung satu atau lebih ikatan kovalen polar.

9.27 Ringkas kata-kata penting dari aturan oktet Lewis. Aturan oktet berlaku terutama untuk unsur periode kedua. Jelaskan!


9.28 Jelaskan konsep muatan formal. Apakah muatan formal merupakan representasi sebenarnya dari muatan?

9.29 Jelaskan panjang ikatan, resonansi, dan struktur resonansi. Apa aturan untuk menulis struktur resonansi?

9.30 Apakah mungkin untuk "mendapatkan" struktur resonansi suatu senyawa untuk dipelajari? Jelaskan!

9.31 Mengapa aturan oktet tidak berlaku untuk kebanyakan senyawa yang mengandung unsur-unsur pada periode ketiga dan seterusnya pada tabel periodik?

9.32 Berikan tiga contoh senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet. Tuliskan struktur Lewis untuk masing-masing senyawa.

9.33 Karena florin memiliki tujuh elektron valensi (2s²2p⁵), tujuh ikatan kovalen pada prinsipnya dapat terbentuk di sekitar atom. Senyawa seperti itu mungkin FH₇ atau FCl₇. Senyawa ini belum pernah dibuat. Mengapa?


9.34 Apa yang dimaksud dengan ikatan kovalen koordinasi? Apakah ini berbeda dari ikatan kovalen normal?

9.35 Apa itu entalpi ikatan? Entalpi ikatan molekul poliatomik adalah nilai rata-rata, sedangkan molekul diatomik dapat ditentukan secara akurat. Mengapa?


9.36 Jelaskan mengapa ikatan entalpi suatu molekul biasanya didefinisikan dalam istilah reaksi fasa gas. Mengapa proses pemutusan ikatan selalu bersifat endotermik dan proses pembentukan ikatan selalu bersifat eksotermik?

Kata Kunci

Aturan oktet

Elektronegativitas

Entalpi ikatan

Hukum Coulomb,

Ikatan ionik

Ikatan kovalen

Ikatan kovalen koordinasi

Ikatan kovalen polar

Ikatan rangkap

Ikatan rangkap

Ikatan rangkap tiga

Ikatan tunggal

Muatan formal

Panjang ikatan

Pasangan mandiri

Resonansi

Senyawa kovalen

Siklus Born-Haber

Simbol Lewis dot

Struktur Lewis

Struktur resonansi

Ringkasan Pengetahuan Faktual dan Konseptual

1. Simbol Lewis dot menunjukkan jumlah elektron valensi yang dimiliki oleh atom unsur tertentu. Simbol Lewis dot berguna terutama untuk unsur representatif.
2. Unsur-unsur yang paling mungkin membentuk senyawa ionik memiliki energi ionisasi yang rendah (seperti logam alkali dan logam alkali tanah, yang membentuk kation) atau afinitas elektron yang tinggi (seperti halogen dan oksigen, yang membentuk anion).
3. Ikatan ionik adalah produk dari gaya tarik elektrostatik antara ion positif dan ion negatif. Senyawa ionik terdiri dari jaringan besar ion di mana muatan positif dan negatif seimbang. Struktur senyawa ion padat memaksimalkan gaya tarik bersih di antara ion-ion.
4. Energi kisi adalah ukuran stabilitas padatan ion. Ini dapat dihitung melalui siklus Born-Haber, yang didasarkan pada hukum Hess.
5. Dalam ikatan kovalen, dua elektron (satu pasangan) dibagi oleh dua atom. Dalam ikatan kovalen ganda, dua atau tiga pasang elektron dibagi oleh dua atom. Beberapa atom yang terikat secara kovalen juga memiliki pasangan elektron bebas, yaitu pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam ikatan. Susunan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas dalam molekul diwakili oleh struktur Lewis.
6. Elektronegativitas adalah ukuran kemampuan atom untuk menarik elektron dalam ikatan kimia.
7. Aturan oktet memprediksi bahwa atom membentuk ikatan kovalen yang cukup untuk mengelilingi diri mereka masing-masing dengan delapan elektron. Ketika satu atom dalam pasangan yang terikat secara kovalen menyumbangkan dua elektron ke ikatan, struktur Lewis dapat memasukkan muatan formal pada setiap atom sebagai alat untuk melacak elektron valensi. Ada pengecualian untuk aturan oktet, terutama untuk senyawa berilium kovalen, unsur-unsur dalam Golongan 3A, molekul elektron ganjil, dan unsur-unsur pada periode ketiga dan seterusnya dalam tabel periodik.
8. Untuk beberapa molekul atau ion poliatomik, dua atau lebih struktur Lewis berdasarkan struktur kerangka yang sama memenuhi aturan oktet dan tampak masuk akal secara kimia. Secara bersama-sama, struktur resonansi seperti itu mewakili molekul atau ion lebih akurat daripada struktur tunggal Lewis.
9. Kekuatan ikatan kovalen diukur berdasarkan entalpi ikatannya. Entalpi ikatan dapat digunakan untuk memperkirakan entalpi reaksi.

Rumus Penting

∆Hº = 𝛴Entalpi Ikatan (reaktan) - 𝛴Entalpi Ikatan (produk) (9.3) 

untuk Menghitung perubahan entalpi reaksi dari entalpi ikatan.

NO (Nitrogen Oksida)

Nitrogen Oksida (NO), nitrogen oksida paling sederhana, adalah molekul elektron ganjil, dan karena itu bersifat paramagnetik. Gas tidak berwarna (titik didih: -152°C), NO dapat disiapkan di laboratorium dengan mereaksikan natrium nitrit (NaNO₂) dengan zat pereduksi seperti Fe²⁺ dalam media asam.

NO₂⁻(aq) + Fe²⁺(aq) + 2H⁺ ⟶ NO(g) + Fe³⁺(aq) + H₂O(l) 

Sumber lingkungan nitogen oksida termasuk pembakaran bahan bakar fosil yang mengandung senyawa nitrogen dan reaksi antara nitrogen dan oksigen di dalam mesin mobil pada suhu tinggi.

N₂(g) + O₂(g) ⟶ 2NO(g)

Petir juga berkontribusi pada konsentrasi atmosfer NO. Terkena udara, nitrogen oksida dengan cepat membentuk gas nitrogen dioksida coklat:

2NO(g) + O₂(g) ⟶ 2NO₂(g)

Nitrogen dioksida adalah komponen utama kabut asap.

Sekitar 30 tahun yang lalu para ilmuwan yang mempelajari relaksasi otot menemukan bahwa tubuh kita memproduksi nitrogen oksida untuk digunakan sebagai neurotransmitter. (Neurotransmitter adalah molekul kecil yang berfungsi untuk memfasilitasi komunikasi sel-ke-sel.) Sejak itu, telah terdeteksi dalam setidaknya selusin jenis sel di berbagai bagian tubuh. Sel-sel di otak, hati, pankreas, saluran pencernaan, dan pembuluh darah dapat mensintesis nitrogen oksida. Molekul ini juga berfungsi sebagai racun seluler untuk membunuh bakteri berbahaya. Dan itu belum semuanya: Pada tahun 1996 dilaporkan bahwa NO mengikat hemoglobin, protein pembawa oksigen dalam darah. Tidak diragukan lagi itu membantu mengatur tekanan darah.

Penemuan peran biologis oksida nitrat telah menjelaskan bagaimana nitrogliserin (C₃H₅N₃O₉) bekerja sebagai obat. Selama bertahun-tahun, tablet nitrogliserin telah diresepkan untuk pasien jantung untuk menghilangkan rasa sakit (angina pectoris) yang disebabkan oleh gangguan singkat dalam aliran darah ke jantung, meskipun cara kerjanya tidak dipahami. Kita sekarang tahu bahwa nitrogliserin menghasilkan oksida nitrat, yang menyebabkan otot rileks dan memungkinkan pembuluh darah melebar. Dalam hal ini, menarik untuk dicatat bahwa Alfred Nobel, penemu dinamit (campuran nitrogliserin dan tanah liat yang menstabilkan bahan peledak sebelum digunakan), yang menetapkan hadiah bertuliskan namanya, memiliki masalah jantung. Tetapi dia menolak rekomendasi dokternya untuk menelan sedikit nitrogliserin untuk mengurangi rasa sakit.

Bahwa NO berevolusi sebagai molekul kurir sepenuhnya tepat. Oksida nitrat berukuran kecil sehingga dapat berdifusi dengan cepat dari sel ke sel. Ini adalah molekul yang stabil, tetapi dalam keadaan tertentu itu sangat reaktif, yang menyumbang fungsi pelindungnya. Enzim yang menyebabkan relaksasi otot mengandung zat besi yang nitrat oksida memiliki afinitas tinggi. Ini adalah pengikatan NO pada zat besi yang mengaktifkan enzim. Namun demikian, di dalam sel, di mana efektor biologis adalah molekul yang sangat besar, efek meresap dari salah satu molekul terkecil yang diketahui belum pernah terjadi sebelumnya.

Natrium Klorida - Senyawa Ionik Yang Penting dan Akrab

Kita semua akrab dengan natrium klorida sebagai garam dapur. Ini adalah senyawa ionik yang khas, padatan rapuh dengan titik leleh tinggi (801°C) yang menghantarkan listrik dalam keadaan cair dan dalam larutan berair. Struktur NaCl padat ditunjukkan pada Gambar 2.13.

Salah satu sumber natrium klorida adalah garam batu, yang ditemukan dalam endapan bawah tanah setebal ratusan meter. Garam itu juga diperoleh dari air laut atau air garam (larutan NaCl pekat) dengan penguapan matahari. Natrium klorida juga terjadi di alam sebagai mineral halit.

Natrium klorida lebih sering digunakan daripada bahan lain dalam pembuatan bahan kimia anorganik. Konsumsi zat ini di dunia sekitar 150 juta ton per tahun. Penggunaan utama natrium klorida adalah dalam produksi bahan kimia anorganik penting lainnya seperti gas klor, natrium hidroksida, logam natrium, gas hidrogen, dan natrium karbonat. Ini juga digunakan untuk mencairkan es dan salju di jalan raya dan jalan. Namun, karena natrium klorida berbahaya bagi kehidupan tanaman dan meningkatkan korosi mobil, penggunaannya untuk tujuan ini menjadi perhatian lingkungan yang cukup besar.

9.10 Entalpi Ikatan

Ukuran stabilitas suatu molekul adalah entalpi ikatannya, yang merupakan perubahan entalpi yang diperlukan untuk memutus ikatan tertentu dalam 1 mol molekul gas. (Entalpi ikatan dalam padatan dan cairan dipengaruhi oleh molekul tetangga.) Entalpi ikatan yang ditentukan secara eksperimental dari molekul hidrogen diatomik, misalnya, adalah

H₂(g) → H(g) + H(g) 𝛥H° = 436,4 kJ/mol

Persamaan ini memberi tahu kita bahwa memutus ikatan kovalen dalam 1 mol molekul H₂ gas membutuhkan 436,4 kJ energi. Untuk molekul klorin yang kurang stabil,

Cl₂(g) → Cl(g) + Cl(g) 𝛥H° = 242,7 kJ/mol

Entalpi ikatan juga dapat diukur secara langsung untuk molekul diatomik yang mengandung unsur-unsur yang tidak sama, seperti HCl,

HCl(g) → H(g) + Cl(g) 𝛥H° = 431,9 kJ/mol

serta untuk molekul yang mengandung ikatan rangkap dan rangkap tiga:

O₂(g) → O(g) + O(g) 𝛥H° = 498,7 kJ/mol

N₂(g) → N(g) + N(g) 𝛥H° = 941,4 kJ/mol

Mengukur kekuatan ikatan kovalen dalam molekul poliatomik lebih rumit. Misalnya, pengukuran menunjukkan bahwa energi yang diperlukan untuk memutus ikatan O-H pertama dalam H₂O berbeda dari yang diperlukan untuk memutus ikatan O-H kedua:

H₂O(g) → H(g) + OH(g) 𝛥H° = 502 kJ/mol

OH(g) → H(g) + O(g) 𝛥H° = 427 kJ/mol

Dalam setiap kasus, ikatan O-H terputus, tetapi langkah pertama lebih endotermik daripada yang kedua. Perbedaan antara dua nilai 𝛥H° menunjukkan bahwa ikatan O-H kedua itu sendiri telah mengalami perubahan, karena perubahan dalam lingkungan kimia.

Sekarang kita dapat memahami mengapa entalpi ikatan dari ikatan O-H yang sama dalam dua molekul berbeda seperti metanol (CH₃OH) dan air (H₂O) tidak akan sama: Lingkungan mereka berbeda. Jadi, untuk molekul poliatomik kita berbicara tentang entalpi ikatan rata-rata dari ikatan tertentu. Sebagai contoh, kita dapat mengukur energi ikatan O₋H dalam 10 molekul poliatomik yang berbeda dan memperoleh entalpi ikatan O₋H rata-rata dengan membagi jumlah entalpi ikatan dengan 10. Tabel 9.4 mencantumkan entalpi ikatan rata-rata dari sejumlah molekul diatomik dan poliatomik . Seperti yang dinyatakan sebelumnya, ikatan rangkap tiga lebih kuat dari ikatan rangkap dua, yang, pada gilirannya, lebih kuat dari ikatan tunggal.

Tabel 9.4 Beberapa Entalpi Ikatan Molekul Diatomik* dan Entalpi Ikatan Rata-rata untuk Ikatan dalam Molekul Poliatomik

* Entalpi ikatan untuk molekul diatomik (berwarna) memiliki angka yang lebih signifikan daripada entalpi ikatan untuk ikatan dalam molekul poliatomik karena entalpi ikatan molekul diatomik adalah jumlah yang dapat diukur secara langsung dan tidak dirata-rata pada banyak senyawa. 

† Entalpi ikatan C=O dalam CO₂ adalah 799 kJ/mol.

Penggunaan Entalpi Ikatan dalam Termokimia

Perbandingan perubahan termokimia yang terjadi selama sejumlah reaksi (Bab 6) mengungkapkan variasi yang sangat luas dalam entalpi reaksi yang berbeda. Misalnya, pembakaran gas hidrogen dalam gas oksigen cukup eksotermik:

H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) 𝛥H° = 2285,8 kJ/mol

Di sisi lain, pembentukan glukosa (C₆H₁₂O₆) dari air dan karbon dioksida, paling baik dicapai oleh fotosintesis, sangat endotermik:

6CO₂(g) + 6H₂O(l) → C₆H₁₂O₆(s) + 6O₂(g) 𝛥H° = 2801 kJ/mol

Kita dapat menjelaskan variasi tersebut dengan melihat stabilitas reaktan individu dan molekul produk. Bagaimanapun, sebagian besar reaksi kimia melibatkan pembentukan dan pemutusan ikatan. Oleh karena itu, mengetahui entalpi ikatan dan karenanya stabilitas molekul memberi tahu kita sesuatu tentang sifat termokimia dari reaksi yang dialami molekul.

Dalam banyak kasus, dimungkinkan untuk memperkirakan entalpi reaksi dengan menggunakan entalpi ikatan rata-rata. Karena energi selalu diperlukan untuk memutus ikatan kimia dan pembentukan ikatan kimia selalu disertai dengan pelepasan energi, kita dapat memperkirakan entalpi suatu reaksi dengan menghitung jumlah total ikatan yang putus dan terbentuk dalam reaksi dan mencatat semua perubahan energi yang sesuai. Entalpi reaksi dalam fase gas diberikan oleh

𝛥H° = 𝛴BE(reaktan) - 𝛴BE(produk)

= total energi diserap - total energi dilepas

di mana BE berarti entalpi ikatan rata-rata dan 𝛴 adalah tanda penjumlahan. Seperti ditulis, Persamaan (9.3) menangani konvensi tanda untuk 𝛥H°. Jadi, jika total energi diserap lebih besar dari total energi yang dilepaskan, 𝛥H° positif dan reaksinya adalah endotermik. Di sisi lain, jika lebih banyak energi dilepaskan dari yang diserap, 𝛥H° negatif dan reaksinya eksotermik (Gambar 9.8). Jika reaktan dan produk semua molekul diatomik, maka Persamaan (9.3) akan menghasilkan hasil yang akurat karena ikatan entalpi dari molekul diatomik diketahui secara akurat. Jika beberapa atau semua reaktan dan produk adalah molekul poliatomik, Persamaan (9.3) hanya akan menghasilkan hasil perkiraan karena entalpi ikatan yang digunakan adalah rata-rata.

Gambar 9.8 Perubahan entalpi ikatan pada (a) reaksi endotermik dan (b) reaksi eksotermik.

Untuk molekul diatomik, Persamaan (9.3) setara dengan Persamaan (6.18), sehingga hasil yang diperoleh dari dua persamaan ini harus sesuai, seperti digambarkan Contoh 9.13.

Contoh 9.13

Gunakan Persamaan (9.3) untuk menghitung entalpi reaksi untuk proses berikut:

H₂(g) + Cl₂(g) ⟶ 2HCl(g)

Bandingkan hasil Anda dengan yang diperoleh menggunakan Persamaan (6.18).

Strategi

Perlu diingat bahwa pemutusan ikatan adalah proses penyerapan energi (endotermik) dan pembentukan ikatan adalah proses pelepasan energi (eksotermik). Oleh karena itu, perubahan energi secara keseluruhan adalah perbedaan antara dua proses yang berlawanan ini, seperti yang dijelaskan oleh Persamaan (9.3).

Penyelesaian

Kita mulai dengan menghitung jumlah ikatan yang putus dan jumlah ikatan yang terbentuk serta perubahan energi yang terkait. Ini paling baik dilakukan dengan membuat tabel:

Jenis Pemutusan Ikatan	Jumlah Pemutusan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
H-H (H2)	1	436,4	436,4
Cl-Cl (Cl2)	1	242,7	242,7

Jenis Pembentukan Ikatan	Jumlah Pembentukan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
H-Cl (HCl)	2	431,9	863,8

Selanjutnya, kita memperoleh energi total yang diterima dan energi total yang dilepaskan:

Energi total yang diterima = 436,4 kJ/mol + 242,7 kJ/mol = 679,1 kJ/mol

Energi total yang dilepas   = 863,8 kJ/mol

Kita menggunakan Persamaan (9.3) untuk menulis

∆Hº= 679,1 kJ/mol − 863,8 kJ/mol = -184,7 kJ/mol

Atau, kita dapat menggunakan Persamaan (6.18) dan data dalam Lampiran 3 untuk menghitung entalpi reaksi:

∆Hº = 2∆H_f^o (HCl) - [∆H_f^o (H₂) + ∆H_f^o (Cl₂)]

       = (2) (92,3 kJ/mol) - (0+0)

       = - 184,6 kJ/mol 

Periksa

Karena reaktan dan produk semuanya adalah molekul diatomik, kita mengharapkan hasil Persamaan (9.3) dan (6.18) sama. Perbedaan kecil di sini disebabkan oleh cara pembulatan.

Latihan
Hitung entalpi reaksi berikut:

H₂(g) + F₂(g) ⟶ 2HF(g)

(a) menggunakan Persamaan (9.3)
(b) menggunakan Persamaan (6.18)

Contoh 9.14 menggunakan Persamaan (9.3) untuk memperkirakan entalpi suatu reaksi yang melibatkan molekul poliatomik.

Contoh 9.14

Perkirakan perubahan entalpi untuk pembakaran gas hidrogen.

2H₂(g) + O₂(g) ⟶ 2H₂O(g)

Strategi

Kita pada dasarnya mengikuti prosedur yang sama seperti pada Contoh 9.13. Namun, perlu diketahui bahwa H₂O adalah molekul poliatomik, jadi kita perlu menggunakan nilai entalpi ikatan rata-rata untuk ikatan O-H.

Penyelesaian
Kita membuat tabel berikut:

Jenis Pemutusan Ikatan	Jumlah Pemutusan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
H-H (H2)	2	436,4	872,8
O=O (O2)	1	498,7	498,7

Jenis Pembentukan Ikatan	Jumlah Pembentukan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
O-H (H2O)	4	460	1840

Selanjutnya, kita memperoleh energi total yang diterima dan energi total yang dilepaskan:

Energi total yang diterima = 872,8 kJ/mol + 498,7 kJ/mol = 1371,5 kJ/mol

Energi total yang dilepas   = 1840 kJ/mol

Kita menggunakan Persamaan 9.3 untuk menuliskan

∆Hº= 1371,5 kJ/mol − 1840 kJ/mol = -469 kJ/mol

Hasil ini hanya perkiraan karena entalpi ikatan O-H adalah jumlah rata-rata. Atau, kita dapat menggunakan Persamaan (6.18) dan data dalam Lampiran 3 untuk menghitung entalpi reaksi:

∆Hº = 2∆H_f^o (H₂O) - [2∆H_f^o (H₂) + ∆H_f^o (O₂)]

       = (2) (241,8 kJ/mol) - (0+0)

       = - 483,6 kJ/mol 

Periksa

Perhatikan bahwa nilai estimasi berdasarkan entalpi ikatan rata-rata cukup dekat dengan nilai yang dihitung menggunakan data ∆Hf°. Secara umum, Persamaan (9.3) bekerja paling baik untuk reaksi yang cukup endoterm atau cukup eksoterm, yaitu, reaksi yang ∆H°rxn >100 kJ/mol atau yang ∆H°rxn < -100 kJ/mol.

Latihan
Untuk reaksi berikut:

H₂(g) + C₂H₄(g) ⟶ C₂H₆(g)

(a) Perkirakan entalpi reaksi, dengan menggunakan nilai ikatan entalpi pada Tabel 9.4.

(b) Hitung entalpi reaksi, menggunakan entalpi pembentukan standar. (∆Hf° untuk H₂, C₂H₄, dan C₂H₆ masing-masing adalah 0; 52,3 kJ/mol; dan 284,7 kJ/mol.)

Ulasan Konsep

Berdasarkan pertimbangan entalpi ikatan, menjelaskan fakta bahwa reaksi pembentukan umumnya eksotermik dan reaksi penguraian umumnya endotermik.

9.9 Pengecualian Aturan Oktet

Seperti yang disebutkan sebelumnya, aturan oktet berlaku terutama untuk unsur periode kedua. Pengecualian terhadap aturan oktet dibagi ke dalam tiga kategori yang ditandai dengan oktet tidak lengkap, jumlah elektron ganjil, atau lebih dari delapan elektron valensi di sekitar atom pusat.

Oktet Tidak Lengkap

Dalam beberapa senyawa, jumlah elektron yang mengelilingi atom pusat dalam molekul stabil kurang dari delapan. Perhatikan, misalnya, berilium, yang merupakan unsur Golongan 2A (dan periode kedua). Konfigurasi elektron berilium adalah 1s²2s²; Be memiliki dua elektron valensi di orbital 2s. Dalam fase gas, berilium hidrida (BeH₂) berada sebagai molekul diskrit. Sturktu Lewis BeH₂ adalah

H-Be-H

Seperti yang Anda lihat, hanya empat elektron yang mengelilingi atom Be, dan tidak ada cara untuk memenuhi aturan oktet untuk berilium dalam molekul ini.

Unsur-unsur dalam Golongan 3A, khususnya boron dan aluminium, juga cenderung membentuk senyawa yang dikelilingi oleh kurang dari delapan elektron. Ambil boron sebagai contoh. Karena konfigurasi elektronnya adalah 1s²2s²2p¹, boron memiliki total tiga elektron valensi. Boron bereaksi dengan halogen membentuk kelas senyawa yang memiliki rumus umum BX₃, di mana X adalah atom halogen. Dengan demikian, dalam boron trifluorida hanya ada enam elektron di sekitar atom boron:

Struktur resonansi berikut semuanya mengandung ikatan rangkap antara B dan F dan memenuhi aturan oktet untuk boron:

Fakta bahwa panjang ikatan B-F dalam BF₃ (130,9 pm) lebih pendek dari ikatan tunggal (137,3 pm) memberikan dukungan kepada struktur resonansi meskipun dalam setiap kasus muatan formal negatif ditempatkan pada atom B dan muatan formal positif pada atom F yang lebih elektronegatif.

Meskipun boron trifluorida stabil, B mudah bereaksi dengan amonia. Reaksi ini lebih baik diwakili dengan menggunakan struktur Lewis di mana boron hanya memiliki enam elektron valensi di sekitarnya:

Tampaknya sifat-sifat BF₃ paling baik dijelaskan oleh keempat struktur resonansi.

Ikatan B-N dalam senyawa pada bagian atas tadi berbeda dari ikatan kovalen yang dibahas sejauh ini dalam arti bahwa kedua elektron disumbangkan oleh atom N. Jenis ikatan ini disebut ikatan kovalen koordinasi (juga disebut sebagai ikatan datif), yang didefinisikan sebagai ikatan kovalen di mana salah satu atom menyumbangkan kedua elektron. Meskipun sifat-sifat ikatan kovalen koordinasi tidak berbeda dari ikatan kovalen normal (karena semua elektron sama tidak peduli apa pun sumbernya), perbedaannya berguna untuk melacak elektron valensi dan menetapkan muatan formal.

Molekul Mengandung Jumlah Elektron Ganjil

Beberapa molekul mengandung jumlah elektron ganjil. Diantaranya adalah nitrogen oksida (NO) dan nitrogen dioksida (NO₂):

Karena kita membutuhkan jumlah elektron genap untuk pasangan sempurna (untuk mencapai delapan), aturan oktet jelas tidak dapat dipenuhi untuk semua atom dalam molekul ini.

Molekul elektron ganjil kadang-kadang disebut radikal. Banyak radikal sangat reaktif. Alasannya adalah bahwa ada kecenderungan elektron yang tidak berpasangan untuk membentuk ikatan kovalen dengan elektron yang tidak berpasangan pada molekul lain. Misalnya, ketika dua molekul nitrogen dioksida bertabrakan, mereka membentuk dinitrogen tetroksida di mana aturan oktet dipenuhi untuk atom N dan O:

Oktet yang Diperluas (Lebih Dari Delapan Elektron Valensi Di Sekitar Atom Pusat)

Atom-atom dari unsur-unsur periode kedua tidak dapat memiliki lebih dari delapan elektron valensi di sekitar atom pusat, tetapi atom-atom unsur di dalam dan di luar periode ketiga tabel periodik membentuk beberapa senyawa di mana lebih dari delapan elektron mengelilingi atom pusat. Selain orbital 3s dan 3p, unsur pada periode ketiga juga memiliki orbital 3d yang dapat digunakan dalam ikatan. Orbital ini memungkinkan atom untuk membentuk oktet yang diperluas. Salah satu senyawa di mana ada oktet diperluas adalah sulfur hexafluorida, senyawa yang sangat stabil. Konfigurasi elektron sulfur adalah [Ne] 3s²3p⁴. Dalam SF₆, masing-masing dari enam elektron valensi sulfur membentuk ikatan kovalen dengan atom fluor, jadi ada 12 elektron di sekitar atom sulfur pusat:

Dalam Bab 10 kita akan melihat bahwa 12 elektron ini, atau enam pasangan ikatan, ditampung dalam enam orbital yang berasal dari satu 3s, tiga 3p, dan dua dari lima orbital 3d. Belerang juga membentuk banyak senyawa di mana ia mematuhi aturan oktet. Dalam sulfur diklorida, misalnya, S dikelilingi oleh hanya delapan elektron:

Contoh 9.9–9.11 menyangkut senyawa yang tidak mematuhi aturan oktet.

Contoh 9.9

Gambarkan struktur Lewis untuk aluminium triiodida (AlI₃).

Strategi

Kita mengikuti prosedur yang digunakan dalam Contoh 9.5 dan 9.6 untuk menggambar struktur Lewis dan menghitung muatan formal. 

Penyelesaian 

Konfigurasi elektron terluar dari Al dan I masing-masing adalah 3s²3p¹ dan 5s²5p⁵. Jumlah total elektron valensi adalah 3 + 3 x 7 atau 24. Karena Al kurang elektronegatif daripada I, ia menempati posisi sentral dan membentuk tiga ikatan dengan atom I:

Perhatikan bahwa tidak ada muatan formal pada atom Al dan I.

Periksa

Meskipun aturan oktet dipenuhi untuk atom I, hanya ada enam elektron valensi di sekitar atom Al. Jadi, AlI₃ adalah contoh oktet yang tidak lengkap.

Latihan

Gambarkan struktur Lewis untuk BeF₂.

Contoh 9.10

Gambarkan struktur Lewis untuk fosfor pentafluorida (PF₅), di mana kelima atom F terikat pada atom P pusat.

Strategi

Perhatikan bahwa P adalah unsur periode ketiga. Kita mengikuti prosedur yang diberikan dalam Contoh 9.5 dan 9.6 untuk menggambar struktur Lewis dan menghitung muatan formal.

Penyelesaian

Konfigurasi elektron kulit terluar untuk P dan F masing-masing adalah 3s²3p³ dan 2s²2p⁵, sehingga jumlah total elektron valensi adalah 5 + (5 x 7), atau 40. Fosfor, seperti belerang adalah unsur periode-ketiga, dan karena itu dapat memiliki oktet diperluas. Struktur Lewis dari PF₅ adalah

Perhatikan bahwa tidak ada muatan formal pada atom P dan F.

Periksa

Meskipun aturan oktet dipenuhi untuk atom F, ada 10 elektron valensi di sekitar atom P, sehingga memberikan oktet yang diperluas.

Latihan

Gambarkan struktur Lewis untuk arsenik pentafluorida (AsF₅).

Contoh 9.11

Gambarlah struktur Lewis untuk ion sulfat (SO₄²⁻) di mana keempat atom O terikat pada atom S pusat.

Strategi

Perhatikan bahwa S adalah unsur periode ketiga. Kita mengikuti prosedur yang diberikan dalam Contoh 9.5 dan 9.6 untuk menggambar struktur Lewis dan menghitung muatan formal.

Penyelesaian

Konfigurasi elektron terluar dari S dan O masing-masing adalah 3s²3p⁴ dan 2s²2p⁴. 

Langkah 1: Struktur rangka (SO₄²⁻) adalah

Langkah 2: Baik O dan S adalah unsur golongan 6A dan masing-masing memiliki enam elektron valensi. Termasuk dua muatan negatif, oleh karena itu kita harus memperhitungkan total 6 + (4 x 6) + 2, atau 32, elektron valensi dalam SO₄²⁻.

Langkah 3: Kami menggambar ikatan kovalen tunggal antara semua atom ikatan:

Berikutnya kita menunjukkan muatan formal pada atom S dan O:

Periksa 

Salah satu dari enam struktur setara lainnya untuk SO₄²⁻ adalah sebagai berikut:

Struktur ini melibatkan oktet diperluas pada S tetapi dapat dianggap lebih masuk akal karena menanggung lebih sedikit muatan formal. Namun, perhitungan teoritis terperinci menunjukkan bahwa struktur yang paling mungkin adalah struktur yang memenuhi aturan oktet, meskipun memiliki pemisahan muatan formal yang lebih besar. Aturan umum untuk unsur dalam periode ketiga dan seterusnya adalah bahwa struktur resonansi yang mematuhi aturan oktet lebih disukai daripada yang melibatkan oktet diperluas tetapi menanggung lebih sedikit muatan formal.

Latihan

Gambar struktur asam sulfat Lewis (H₂SO₄).

Catatan terakhir tentang oktet yang diperluas: 

Dalam menggambar struktur senyawa Lewis yang mengandung atom pusat dari periode ketiga dan seterusnya, kadang-kadang kita menemukan bahwa aturan oktet dipenuhi untuk semua atom tetapi masih ada elektron valensi yang dibiarkan menempel. Dalam kasus seperti itu, elektron ekstra harus ditempatkan sebagai pasangan elektron bebas pada atom pusat. Contoh 9.12 menunjukkan pendekatan ini.

Contoh 9.12

Gambarlah struktur Lewis dari senyawa gas mulia xenon tetrafluorida (XeF₄) di mana semua atom F terikat pada atom Xe pusat.

Strategi

Perhatikan bahwa Xe adalah unsur periode kelima. Kita mengikuti prosedur dalam Contoh 9.5 dan 9.6 untuk menggambar struktur Lewis dan menghitung muatan formal.

Penyelesaian

Langkah 1: Struktur kerangka XeF₄ adalah 

Kita melihat bahwa atom Xe memiliki oktet yang diperluas. Tidak ada muatan formal pada atom Xe dan F.

Latihan

Tulis struktur Lewis belerang tetrafluorida (SF₄).

9.8 Konsep Resonansi

Gambar struktur Lewis untuk ozon (O₃) kita mematuhi aturan oktet untuk atom pusat karena kita menempatkan ikatan rangkap di antara itu dan salah satu dari dua atom O ujung. Faktanya, kita dapat menempatkan ikatan rangkap di kedua ujung molekul, seperti yang ditunjukkan oleh dua struktur Lewis yang setara ini:

Namun, tidak satu pun dari kedua struktur Lewis ini menjelaskan panjang ikatan yang diketahui pada O₃.

Kita berharap ikatan O-O dalam O₃ lebih panjang dari pada ikatan O=O karena ikatan rangkap diketahui lebih pendek dari pada ikatan tunggal. Namun bukti eksperimental menunjukkan bahwa kedua ikatan oksigen-ke-oksigen memiliki panjang yang sama (128 pm). Kita menyelesaikan perbedaan ini dengan menggunakan kedua struktur Lewis untuk mewakili molekul ozon:

Masing-masing struktur ini disebut struktur resonansi. Maka, struktur resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul tunggal yang tidak dapat diwakili secara akurat oleh hanya satu struktur Lewis. Panah berkepala dua menunjukkan bahwa struktur yang ditampilkan adalah struktur resonansi.

Istilah resonansi itu sendiri berarti penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk mewakili molekul tertentu. Seperti pelancong Eropa abad pertengahan ke Afrika yang menggambarkan badak sebagai persilangan antara griffi dan unicorn, dua hewan yang akrab tetapi imajiner, kita menggambarkan ozon, sebuah molekul nyata, dalam hal dua struktur yang akrab tetapi tidak ada.

Kesalahpahaman umum tentang resonansi adalah gagasan bahwa molekul seperti ozon entah bagaimana bergeser bolak-balik dengan cepat dari satu struktur resonansi ke yang lain. Perlu diingat bahwa tidak ada struktur resonansi yang cukup mewakili molekul aktual, yang memiliki struktur unik dan stabil sendiri. "Resonansi" adalah penemuan manusia, yang dirancang untuk mengatasi keterbatasan dalam model ikatan sederhana ini. Untuk memperluas analogi hewan, badak adalah makhluk yang berbeda, bukan osilasi antara mitos griffi dan unicorn!

Ion karbonat memberikan contoh resonansi yang lain:

Menurut bukti eksperimental, semua ikatan karbon-ke-oksigen dalam CO₃²⁻ adalah setara. Oleh karena itu, sifat-sifat ion karbonat paling baik dijelaskan dengan mempertimbangkan struktur resonansinya bersama-sama.

Konsep resonansi berlaku sama baiknya untuk sistem organik. Contoh yang baik adalah molekul benzena (C₆H₆):

Jika salah satu dari struktur resonansi ini bersesuaian dengan struktur benzena yang sebenarnya, akan ada dua panjang ikatan yang berbeda antara atom C yang berdekatan, satu karakteristik ikatan tunggal dan yang lainnya dari ikatan rangkap. Faktanya, jarak antara semua atom C yang berdekatan dalam benzena adalah 140 pm, yang lebih pendek dari ikatan C-C (154 pm) dan lebih panjang dari ikatan C=C (133 pm).

Cara yang lebih sederhana untuk menggambar struktur molekul benzena dan senyawa lain yang mengandung "cincin benzena" adalah dengan hanya menunjukkan kerangka dan bukan atom karbon dan hidrogen. Dengan konvensi ini struktur resonansi diwakili oleh

Perhatikan bahwa atom C di sudut-sudut segi enam dan atom H semuanya dihilangkan, meskipun mereka dipahami ada. Hanya ikatan antara atom C yang ditampilkan.

Ingat aturan penting ini untuk menggambar struktur resonansi: Posisi elektron, tetapi tidak pada atom, dapat disusun ulang dalam struktur resonansi yang berbeda. Dengan kata lain, atom yang sama harus terikat satu sama lain dalam semua struktur resonansi untuk spesi tertentu.

Sejauh ini, struktur resonansi yang diperlihatkan dalam contoh-contoh semuanya berkontribusi sama terhadap struktur molekul dan ion yang sebenarnya. Ini tidak selalu terjadi seperti yang akan kita lihat dalam Contoh 9.8.

Contoh 9.8

Gambarlah tiga struktur resonansi untuk molekul dinitogen oksida, N₂O (susunan atomnya adalah NNO). Tunjukkan muatan formal. Urutkan struktur dalam kepentingan relatifnya terhadap sifat keseluruhan molekul.

Strategi

Struktur kerangka untuk N₂O adalah

N N O

Kita mengikuti prosedur yang digunakan untuk menggambar struktur Lewis dan menghitung muatan formal dalam Contoh 9.5 dan 9.6.

Penyelesaian

Tiga struktur resonansi adalah

Kita melihat bahwa ketiga struktur menunjukkan muatan formal. Struktur (b) adalah yang paling penting karena muatan negatifnya ada pada atom oksigen yang lebih elektronegatif. Struktur (c) adalah yang paling tidak penting karena memiliki pemisahan muatan formal yang lebih besar. Juga, muatan positif ada pada atom oksigen yang lebih elektronegatif.

Periksa

Pastikan tidak ada perubahan posisi atom dalam struktur. Karena N memiliki lima elektron valensi dan O memiliki enam elektron valensi, jumlah total elektron valensi adalah 5 x 2 + 6 = 16. Jumlah muatan formal adalah nol pada setiap struktur.

Latihan

Gambarkan tiga struktur resonansi untuk ion tiosianat, SCN⁻. Buat peringkat struktur dalam urutan kepentingan yang menurun.

Ulasan Konsep

Model molekul yang ditunjukkan di sini mewakili asetamida, yang digunakan sebagai pelarut organik. Hanya koneksi antar atom yang ditampilkan dalam model ini. Gambarlah dua struktur resonansi untuk molekul, yang menunjukkan posisi ikatan rangkap dan muatan formal.