IKATAN KIMIA A. Susunan Elektron yang Stabil Pada umumnya atom tidak berada dalam keadaan bebas, tetapi bergabung dengan atom lain membentuk senyawa. Dari 90 buah unsur alami ditambah dengan belasan unsur buatan, dapat dibentuk senyawa dalam jumlah tak hingga. Atom-atom bergabung menjadi senyawa yang lebih stabil dengan mengeluarkan energi . Atom-atom bergabung karena adanya gaya tarik-menarik antara dua atom. Gaya tarik-menarik antar atom inilah yang disebut ikatan kimia. Konsep ikatan kimia pertama kali dikemukakan oleh Gilbert Newton Lewis dan Langmuir dari Amerika Serikat, serta Albrecht Kossel dari Jerman pada tahun 1916. Adapun konsep tersebut sebagai berikut: a.Kenyataan bahwa gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar membentuk senyawa (sekarang telah dapat dibuat senyawa dari gas mulia Kr, Xe, dan Rn), merupakan bukti bahwa gas-gas mulia memilki susunan elektron yang stabil. b.Setiap atom memiliki kecenderungan untuk mempunyai susunan elektron yang stabil seperti gas mulia, dengan cara melepaskan elektron, menerima elektron, atau menggunakan pasangan elektron secara bersama-sama. Bagaimana hal ini terjadi? Sebuah atom cenderung melepaskan elektron apabila memiliki elektron terluar 1, 2, atau 3 elektron dibandingkan konfigurasi elektron gas mulia yang terdekat. Contoh: 11 Na : 2 8 1
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
IKATAN KIMIA
A. Susunan Elektron yang Stabil
Pada umumnya atom tidak berada dalam keadaan bebas, tetapi bergabung dengan atom
lain membentuk senyawa. Dari 90 buah unsur alami ditambah dengan belasan unsur buatan,
dapat dibentuk senyawa dalam jumlah tak hingga. Atom-atom bergabung menjadi senyawa
yang lebih stabil dengan mengeluarkan energi. Atom-atom bergabung karena adanya gaya
tarik-menarik antara dua atom. Gaya tarik-menarik antar atom inilah yang disebut ikatan
kimia.
Konsep ikatan kimia pertama kali dikemukakan oleh Gilbert Newton Lewis dan
Langmuir dari Amerika Serikat, serta Albrecht Kossel dari Jerman pada tahun 1916. Adapun
konsep tersebut sebagai berikut:
a. Kenyataan bahwa gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar membentuk senyawa
(sekarang telah dapat dibuat senyawa dari gas mulia Kr, Xe, dan Rn), merupakan
bukti bahwa gas-gas mulia memilki susunan elektron yang stabil.
b. Setiap atom memiliki kecenderungan untuk mempunyai susunan elektron yang stabil
seperti gas mulia, dengan cara melepaskan elektron, menerima elektron, atau
menggunakan pasangan elektron secara bersama-sama. Bagaimana hal ini terjadi?
Sebuah atom cenderung melepaskan elektron apabila memiliki elektron terluar 1, 2, atau
3 elektron dibandingkan konfigurasi elektron gas mulia yang terdekat.
Contoh:
11Na : 2 8 1
Gas mulia terdekat ialah 10Ne : 2 8. Jika dibandingkan dengan atom Ne, maka atom Na
kelebihan satu elektron. Untuk memperoleh kestabilan, dapat dicapai dengan cara
melepaskan satu elektron.
Na (2 8 1) → Na+ (2 8) + e–
Sebuah atom cenderung menerima elektron apabila memiliki elektron terluar 4, 5, 6, atau
7 elektron dibandingkan konfigurasi elektron gas mulia yang terdekat.
Contoh:
9F : 2 7
Konfigurasi elektron gas mulia yang terdekat ialah 10Ne : 2 8. Konfigurasi Ne dapat dicapai
dengan cara menerima satu elektron.
F (2 7) + e– → F– (2 8)
Jika masing-masing atom sukar untuk melepaskan elektron (memiliki keelektronegatifan
tinggi), maka atom-atom tersebut cenderung menggunakan elektron secara bersama dalam
membentuk suatu senyawa. Cara Ini merupakan peristiwa yang terjadi pada pembentukan
ikatan kovalen. Misalnya atom fluorin dan fluorin, keduanya sama-sama kekurangan
elektron, sehingga lebih cenderung memakai bersama elektron terluarnya.
Jika suatu atom melepaskan elektron, berarti atom tersebut memberikan elektron kepada
atom lain. Sebaliknya, jika suatu atom menangkap elektron, berarti atom itu menerima
elektron dari atom lain. Jadi, susunan elektron yang stabil dapat dicapai dengan berikatan
dengan atom lain.
Konfigurasi elektron atom gas mulia
Unsur Nomor Atom Konfigurasi Elektron
He 2 2
Ne 10 2 8
Ar 18 2 8 8
Kr 36 2 8 18 8
Xe 54 2 8 18 18 8
Rn 86 2 8 18 32 18 8
Dari konfigurasi elektron gas mulia tersebut, Lewis dan Kossel menarik kesimpulan
bahwa konfigurasi elektron suatu atom akan stabil apabila elektron terluarnya 2 (duplet) atau
8 (oktet).
Pada saat terbentuk ikatan kimia, setiap atom yang bergabung harus memenuhi aturan
duplet atau oktet, dengan cara menerima atau melepaskan elektron (terjadi perpindahan
elektron).
B. Ikatan Ion
Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi akibat perpindahan elektron dari satu atom ke atom
lain (James E. Brady, 1990).
Ikatan ion (elektrovalen) adalah ikatan yang terjadi karena adanya gaya tarik-menarik
elektrostatik antara ion positif (kation) dan ion negatif (anion), ini terjadi karena kedua ion
tersebut memiliki perbedaan keelektronegatifan yang besar. Ikatan ion terbentuk antara atom
yang melepaskan elektron (logam) dengan atom yang menerima elektron (non logam). Atom
yang melepas elektron berubah menjadi ion positif, sedangkan atom yang menerima elektron
Kecenderungan atom-atom untuk memiliki delapan elektron di kulit terluar disebut Kaidah
Oktet.
menjadi ion negatif. Antara ion-ion yang berlawanan muatan ini, terjadi tarik-menarik (gaya
elektrostatik) yang disebut ikatan ion.
Ikatan ion terjadi antara atom-atom yang punya energi ionisasi rendah dengan atom-atom
yang punya afinitas elektron yang besar. Dengan catatan:
a. Unsur logam = ionisasi rendah
b. Unsur non-logam = afiitas elektron tinggi
Ikatan ion terjadi antara atom logam (golongan IA, kecuali H dan Golongan IIA) dengan
unsur non logam (golongan VIA dan golongan VIIA).
a. ION POSITIF (KATION):
Terbentuk bila suatu atom KEHILANGAN ELEKTRON, sehingga atom tersebut
memiliki jumlah elektron yang sama dengan gas mulia terdekat.
b. ION NEGATIF (ANION):
Terbentuk bila suatu atom MENDAPATKAN ELEKTRON, sehingga atom tersebut
memiliki jumlah elektron yang sama dengan gas mulia terdekat.
Pembentukan ikatan ion:
Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan elektron (logam) dengan atom yang
menangkap elektron (bukan logam). Atom logam, setelah melepaskan elektron berubah
menjadi ion positif. Sedangkan atom bukan logam, setelah menerima elektron berubah
menjadi ion negatif. Antara ion-ion yang berlawanan muatan ini terjadi tarik-menarik (gaya
elektrostastis) yang disebut ikatan ion (ikatan elektrovalen). Sehingga membentuk senyawa
yang netral.
Contoh:
1) Pada pembentukan senyawa MgCl2, satu atom Mg mengikat dua atom Cl. Konfigurasi
elektron 12Mg: 2 8 2. Atom Mg akan stabil jika melepaskan dua elektron valensinya
membentuk Mg2+ (2 8). Konfigurasi elektron 17Cl: 2 8 7. Atom Cl akan stabil jika
menerima satu elektron valensi menjadi Cl– (2 8 8).
Dengan demikian, dua elektron yang dilepaskan Mg akan diterima oleh dua atom Cl.
Ketiga ion ini akan tarik menarik membentuk ikatan ion.
2) Pembentukan senyawa natrium klorida (NaCl) dari atom natrium dan atom klorin.
Molekul NaCl
11Na : 2 8 1
17Cl : 2 8 7
Agar memenuhi kaidah oktet, maka atom Na harus melapaskan 1 elektron, & atom Cl
harus menangkap 1 elektron. Jadi, atom Na memberikan 1 elektron kepada atom Cl.
Na+ : 2 8
Cl- : 2 8 8
Antara Na+ dan Cl_ terjadi tarik-menarik, sehingga kedua ion itu bergabung
membentuk NaCl.
Atom Natrium Atom Klorin Ion Natrium Ion Klorin
Na Cl Na+ Cl–
Pembentukan ikatan NaCl
Senyawa-senyawa yang terbentuk melalui ikatan ion disebut senyawa-senyawa ionik.
Sifat Senyawa Ion
a. Dalam keadaan padat, senyawa ionis terdapat dalam bentuk kristal dengan susunan
tertentu dan kristalnya bersifat rapuh, sehingga hancur jika dipukul. Disebut dalam
ciri “Kristalnya Keras Tapi Rapuh”. Contoh: kristal NaCl.
b. Merupakan zat padat dengan titik leleh dan titik didih yang relatif tinggi. Sebagai
contoh, NaCl meleleh pada 801 °C. (Mempunyai titik Lebur dan titik didih yang
tinggi)
c. Dapat menghantarkan listrik.
Ion positif dan ion negatif apabila bergerak dapat membawa muatan listrik, apabila
dalam zat cair dapat menghatar listrik, tapi di zat padat tidak bisa menghantarkan
listrik.
d. Mudah Larut Di Dalam Air
Pada saat kristal senyawa ion dimasukkan ke dalam air, maka molekul-molekul air
akan menyusup di antara ion positif dan ion negatif, sehingga gaya tarik-menarik
elektrostatis dari ion positif dan ion negatif melemah, dan akhirnya pecah.
C. Ikatan Kovalen
Bila atom-atom yang memiliki keelektronegatifan sama bergabung, maka tidak akan
terjadi perpindahan elektron, tetapi kedua elektron itu digunakan bersama oleh kedua
atom yang berikatan. Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian
pasangan elektron bersama-sama. Ikatan kovalen
terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin
menangkap elektron (sesama atom bukan logam).
Dua atom bukan logam saling menyumbangkan
elektron agar tersedia satu atau lebih pasangan
elektron yang dijadikan milik bersama. Artinya,
pasangan elektron ditarik oleh inti kedua atom yang berikatan.
a. Penulisan ikatan kovalen dengan rumus Lewis
Rumus Lewis untuk beberapa molekul kovalen dan ion sangat penting, antara lain
untuk mempelajari geometri suatu molekul. Cara penulisan rumus Lewis, yaitu setiap
elektron di kulit terluar dilambangkan dengan titik atau silang kecil.
Keterangan:
1) Satu elektron dilambangkan dengan satu titik
2) Elektron yang ditampilkan hanya elektron valensi unsur.
3) Elektron dalam senyawa harus sesuai aturan oktet.
Contoh:
b. Ikatan kovalen
rangkap dua dan rangkap tiga
Dalam mencapai konfigurasi stabil gas mulia, dua atom tidak saja dapat memiliki
ikatan melalui sepasang elektron tetapi juga dapat 2 atau 3 pasang.
1) Ikatan dengan sepasang elektron milik bersama disebut ikatan tunggal.
Contoh: ikatan pada beberapa senyawa diatomik (senyawa yang terdiri dari 2
atom sejenis) dari unsur golongan 7 seperti Cl2, Br2, dan F2. Berikut mekanisme
pembentukan ikatan kovalen tunggal pada Cl2.
2) Ikatan dengan dua pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap dua.
Di gambarkan dengan tanda dua garis ikatan.
Contoh : ikatan antar atom O (non logam Ikatan ini melibatkan dua pasang
elektron yang diguanakan secara bersama-sama. Contoh senyawa ikatan kovalen
rangkap dua adalah O2 dan CO2.
3) Ikatan dengan tiga pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap tiga.
Di gambarkan dengan tanda tiga garis ikatan.
Contoh: ikatan antar atom N.
c. Kepolaran ikatan kovalen
Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang mempunyai perbedaan
keelektronegatifan dan bentuk molekulnya tidak simetris.
Contoh:
H – Cl (keelektronegatifan Cl = 3,0 dan H = 2,1)
(Cl mempunyai daya tarik elektron yang lebih besar daripada H), atau atom Cl yang
lebih negatif daripada H).
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang pasangan elektron
• Bila atom pusat masih belum memenuhi kaidah oktet maka dapat digunakan ikatan rangkap
agar setiap atom dapat memenuhi oktet.
• Jika sudah sesuai, ganti setiap pasangan elektron tersebut dengan garis tunggal (ikatan
tunggal). Apabila terdapat dua pasangan elektron, maka ganti dengan garis rangkap dua
(ikatan rangkap dua). Jika terdapat 3 pasangan elektron, ganti dengan garis rangkap tiga
(ikatan rangkap tiga).
E. Ikatan Kovalen Koordinasi
Ikatan kovalen terjadi jika pada pembentukan ikatan
terdapat pasangan elektron yang berasal dari salah satu atom yang berikatan, maka ikatan
yang terbentuk disebut ikatan kovalen koordinasi.
Contoh ikatan kovalen koordinasi :
NH3,terdiri atas tiga pasangan elektron sekutu untuk tiga ikatan kovalen
tunggal N-H. Namun karena atom N memiliki lima elektron valensi, maka masih
tersedia sepasang elektron bukan ikatan atau sepasang elektron menyendiri (lone pair
electron). Jika molekul NH3 bergabung dengan ion H+ (hidrogen tanpa elektron)
membentuk ion NH4+ .
Maka hanya ada satu kemungkinan pembentukan pasangan elektron sekutu
yang berasal dari atom N sebagai ikatan kovalen koordinasi, yang dapat dilukiskan
menurut gambar berikut.
Sehingga dalam suatu ikatan Kovalen koordinasi terdapat satu atom pemberi
pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagai penerimanya.
• Syarat-syarat pembentukan ikatan kovalen koordinasi antara lain adalah:
a. Salah satu atom memiliki pasangan elektron bebas
b. Atom yang lainnya memiliki orbital kosong
Contoh Ikatan Kovalen Koordinasi
1. Proses pelarutan hidrogen klorida di air untuk membuat asam hidroklorida
Terjadi sesuatu hal yang mirip. Ion hidrogen (H+) ditransferkan dari klor ke salah satu
pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.
Catatan bahwa sekali saja ikatan kovalen
koordinasi terbentuk, semua atom hidrogen yang menempel pada oksigen semuanya
sepadan. Ketika ion hidrogen diuraikan kembali, ion hidrogen dapat menjadi yang tiga.
2. Reaksi antara amonia dan hidrogen klorida
Jika kedua gas tak berwarna tersebut dicampurkan, maka akan terbentuk padatan
berwarna putih seperti asap amonium klorida.
Ion amonium, NH4+, terbentuk melalui transfer
ion hidrogen dari hidrogen klorida ke pasangan elektron mandiri pada molekul amonia.
• Ketika ion amonium, NH4+ terbentuk, empat hidrogen ditarik melalui ikatan kovalen
dativ, karena hanya inti hidrogen yang ditransferkan klor ke nitrogen. Elektron
kepunyaan hidrogen tertinggal pada klor untuk membentuk ion klorida negatif.
• Sekali saja ion amonium terbentuk hal ini menjadikannya tidak mungkin untuk
membedakan antara kovalen dativ dengan ikatan kovalen biasa. Meskipun elektron
ditunjukkan secara berlainan pada diagram, pada kenyataannya tidak ada perbedaan
diantara keduanya.
3. Reaksi antara Amonia dan Boron Trifluorida (BF3)
Boron trifluorida merupakan suatu senyawa yang tidak memiliki struktur gas mulia di
sekeliling atom boronnya. Boron hanya mempunyai 3 pasangan elektron pada tingkat
ikatannya, sedangkan boron sendiri memiliki ruangan untuk ditempati 4 pasang
elektron. BF3 digambarkan sebagai molekul yang kekurangan elektron.
• Pasangan elektron mandiri pada nitrogen dari molekul amonia dapat digunakan untuk
menanggulangi kekurangan ini, dan senyawa yang terbentuk melibatkan ikatan
kovalen koordinasi.
• Penggunaan garis untuk menunjukkan ikatan, hal ini dapat digambarkan dengan lebih
sederhana sebagai:
Ujung nitrogen pada ikatan menjadi positif karena pasangan elektron bergerak
menjauh dari nitrogen menuju ke arah boron, yang karena itu menjadi negatif.
Ikatan Logam
1. Pengertian Ikatan Logam
Adalah ikatan kimia yang terbentu akibat penggunaan bersama elektron-elektron
valensi antar atom-atom logam. Ini disebabkan oleh adanya tarik menari muatan
positif dari logam dan muatan negatif dari elektron yang bergerak bebas. Senyawa
yang terbentuk hasil dari ikatan logam disebut logam.
Contohnya, dalam tembaga, atom tembaga dikelilingi 12 atom tembaga (yang
berikatan) dan alloy (jika terdapat atom-atom yang berbeda) misalnya aton logam Be
dan Cu membentuk baja.
* Alloy/aloi = bahan hasil kombinasi antara dua unsur atau lebih, dimana salah satu
unsurnya harus logam
2. Pembentukan Ikatan Logam
• Logam memiliki sedikit elektron valensi dan memiliki elektronegativitas yang
rendah. Semua jenis logam cenderung melepaskan elektron terluarnya sehingga
membentuk ion-ion positif/atom-atom positif/kation logam.
• Kulit terluar unsur logam terdapat banyak tempat kosong sehingga elektron
terdelokalisasi, yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi tidak tetap posisinya
pada suatu atom, tetapi senantiasa berpindah pindah dari satu atom ke atom
lainnya.
• Elektron valensi logam bergerak dengan sangat cepat mengitari intinya dan berbaur
dengan elektron valensi yang lain dalam ikatan logam tersebut sehingga
menyerupai “awan” atau “lautan” yang membungkus ion-ion positif di dalamnya.
Elektron bebas dalam orbit ini bertindak sebagai perekat atau lem. Kation logam
yang berdekatan satu sama lain saling tarik menarik dengan adanya elektron bebas
sebagai ”lemnya”.
3. Ciri-ciri ikatan logam
1) Atom-atom logam dapat diibaratkan seperti bola pingpong yang terjejal rapat satu
sama lain.
2) Mempunyai sedikit elektron valensi, sehingga sangat mudah untuk dilepaskan dan
membentuk ion positif.
3) Kulit terluar atom logam terdapat banyak tempat kosong sehingga elektron dapat
berpindah dari 1 atom ke atom lain.
4) Mobilitas elektron dalam logam sedemikian bebas, sehingga elektron valensi
logam mengalami delokalisasi yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi
tersebut tidak tetap posisinya pada 1 atom, tetapi senantiasa berpindah-pindah dari
1 atom ke atom lain.
5) Elektron-elektron valensi tersebut berbaur membentuk awan elektron yang
menyelimuti ion-ion positif logam.
Struktur logam seperti gambar di atas, dapat menjelaskan sifat-sifat khas logam yaitu :
• Berupa zat padat pada suhu kamar, akibat adanya gaya tarik-menarik yang cukup
kuat antara elektron valensi (dalam awan elektron) dengan ion positif logam.
• Dapat ditempa (tidak rapuh), dapat dibengkokkan dan dapat direntangkan menjadi
kawat. Hal ini akibat kuatnya ikatan logam sehingga atom-atom logam hanya
bergeser sedangkan ikatannya tidak terputus.
• Penghantar / konduktor listrik yang baik, akibat adanya elektron valensi yang dapat
bergerak bebas dan berpindah-pindah. Hal ini terjadi karena sebenarnya aliran
listrik merupakan aliran elektron.
4. Klasifikasi dan Contoh Ikatan Logam.
1) Ikatan logam pada Natrium
Secara rata-rata logam seperti natrium (titik leleh 97.8°C) meleleh pada suhu
yang sangat jauh lebih tinggi dibanding unsur (neon) yang mendahuluinya pada
tabel periodik. Natrium memiliki struktur elektronik 1s2 2s2 2p6 3s1. Tiap atom
Natrium tersentuh oleh delapan atom natrium yang lainnya dan terjadi pembagian
(sharing) antara atom tengah dan orbital 3s di semua delapan atom yang lain. Dan
tiap atom yang delapan ini disentuh oleh delapan atom natrium lainya secara terus
menerus hingga diperoleh seluruh atom dalam bongkahan natrium. Semua orbital
3s dalam semua atom saling tumpang tindih untuk memberikan orbital molekul
dalam jumlah yang sangat banyak yang memeperluas keseluruhan tiap bagian
logam. Terdapat jumlah orbital molekul yang sangat banyak, tentunya, karena
tiap orbital hanya dapat menarik dua elektron.
2) Ikatan logam Magnesium
Ikatan logam magnesium lebih kuat dan titik leleh lebih tinggi. Magnesium
memiliki struktur elektronik terluar 3s2. Diantara elektron-elektronnya terjadi
delokalisasi, karena itu “lautan” yang ada memiliki kerapatan dua kali lipat
daripada yang terdapat pada natrium. Sisa “ion” juga memiliki muatan dua kali
lipat dan tentunya akan terjadi dayatarik yang lebih banyak antara “ion” dan
“lautan”. Atom-atom magnesium memiliki jari-jari yang sedikit lebih kecil
dibandingkan atom-atom natrium dan karena itu elektron yang terdelokalisasi
lebih dekat ke inti. Tiap atom magnesium juga memiliki 12 atom terdekat
dibandingkan delapan yang dimiliki natrium. Faktor-faktor inilah yang
meningkatkan kekuatan ikatan secara lebih lanjut.
3) Ikatan Logam pada Unsur Transisi
Logam transisi cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi.
Alasannya adalah logam transisi dapat melibatkan elektron 3d yang ada dalam
kondisi delokalisasi seperti elektron pada 4s. Lebih banyak elektron yang dapat
kamu libatkan, kecenderungan daya tarik yang lebih kuat.
4) Ikatan Logam pada Leburan Logam
Pada leburan logam, ikatan logam tetap ada, meskipun susunan strukturnya telah
rusak. Ikatan logam tidak sepernuhnya putus sampai logam mendidih. Hal ini
berarti bahwa titik didih merupakan penunjuk kekuatan ikatan logam
dibandingkan dengan titik leleh. Pada saat meleleh, ikatan menjadi longgar tetapi
tidak putus
5. Sifat fisis logam
• Sifat fisis logam ditentukan oleh ikatan logamnya yang kuat, strukturnya yang
rapat, dan keberadaan elektron-elektron bebas. Beberapa sifat fisis logam yang
penting:
• Berupa padatan pada suhu ruang
• Bersifat keras tetapi lentur/tidak mudah patah jika ditempa
• Mempunyai titik leleh dan titik didih yang tinggi
• Menghantarkan listrik dengan baik
• Menghantarkan panas dengan baik
• Mempunyai permukaan yang mengkilap
6. Model Lautan Elektron
Untuk menjelaskan ikatan pada logam, Lorentz mengusulkan sebuah model yang
dikenal dengan model gas elektron atau model lautan elektron. Model ini didasarkan
pada sifat logam berikut:
7. Energi ionisasi yang rendah
Logam umumnya mempunyai energi ionisasi yang rendah. Secara tak langsung,
pengertian ini merujuk pada elektron valensi yang tidak terikat dengan kuat oleh inti.
Elektron valensi dapat bergerak dengan bebas diluar pengaruh inti. Dengan demikian,
logam mempunyai elektron yang bebas bergerak.
8. Banyak orbital kosong
Telah diteliti bahwa logam mempunyai banyak orbital yang kosong sebagai akibat
elektron valensi logam lebih rendah daripada orbital valensi logam. Sebagai contoh,
logam litium mempunyai orbital 2p yang kosong; natrium mempunyai orbital 3p dan
5d yang kosong; dan magnesium mempunyai orbital 3p dan 3d yang juga masih
kosong.
F. Gaya Antarmolekul
Gaya antarmolekul adalah gaya aksi di antara molekul-molekul yang menimbulkan tarikan
antarmolekul dengan berbagai tingkat kekuatan. Ikatan kimia merupakan gaya tarik
menarik di antara atom- atom yang berikatan, sedangkan gaya antarmolekul merupakan
gaya tarik menarik di antara molekul.
Agar dapat memahami gaya antar molekul dengan baik. kita harus memahami terlebih
dahulu tentang apa yang dimaksud dengan dipol dalam suatu molekul.
1) DIPOL
Dipol adalah singkatan dari di polar, yang artinya dua kutub. Senyawa yang memiliki
dipol adalah senyawa yang memiliki kutub positif (δ+) di satu sisi, dan kutub
negatif (δ-) di sisi yang lain. Senyawa yang memiliki dipol biasa disebut
sebagai senyawa polar. Senyawa polar terbentuk melalui ikatan kovalen polar.
Perlu diperhatikan bahwa dipol berbeda dengan ion. Kekuatan listrik yang dimiliki
dipol lebih lemah dibanding kekuatan listrik ion. Kita pasti ingat, bahwa ion terdapat
pada senyawa ionik, dimana molekul terbagi menjadi dua , yaitu ion positif/kation (+)
dan ion negatif/anion (-).
Untuk memahami perbedaan antara ion dan dipol, mari kita perhatikan gambar
berikut:
Dari gambar di atas dapat dilihat bahwa pada senyawa ion, molekul terbagi (bisa juga
dikatakan terbelah) menjadi dua bagian. Jadi ion positif dan ion negatif sebenarnya
terpisah. Mereka bersatu hanya karena adanya gaya tarik-menarik antar ion positif dan
negatif (gaya coulomb).
Pada senyawa polar, tidak terjadi pemisahan. Molekul merupakan satu kesatuan.
Hanya saja pada satu sisi/tepi terdapat kutub positif (δ+) dan di sisi/tepi yang lain
terdapat kutub negatif (δ-).
Untuk senyawa non polar, sama sekali tidak ada muatan listrik yang terkandung.
1. Gaya dipol-dipol
Gaya dipol-dipol adalah gaya yang terjadi di antara molekul-molekul yang memiliki
sebaran muatan tidak homogen, yakni molekul-molekul dipol atau molekul polar.
Pada antaraksi dipol-dipol, ujung-ujung parsial positif suatu molekul mengadakan tarikan
dengan ujung-ujung parsial negatif dari molekul lain yang mengakibatkan orientasi
molekul-molekul sejajar.
Tarikan dipol-dipol memengaruhi sifat-sifat fisik senyawa, seperti titik leleh, kalor
peleburan, titik didih, kalor penguapan, dan sifat fisik lainnya. Semakin kuat gaya
antaraksi antarmolekul, semakin besar energi yang diperlukan untuk memutuskannya.
Dengan kata lain, semakin tinggi titik didihnya.
2. Gaya London
Gaya London merupakan gaya antar dipol sesaat pada molekul non polar.
Gaya London atau disebut juga gaya dispersi, yaitu gaya yang timbul akibat dari
pergeseran sementara (dipol sementara) muatan elektron dalam molekul homogen.
Seperti kita ketahui molekul non polar seharusnya tidak mempunyai kutub/polar
(sesuai dengan namanya). Namun, karena adanya pergerakan elektron mengelilingi
atom/molekul, maka ada saat-saat tertentu dimana elektron akan "berkumpul"
(terkonsentrasi) di salah satu ujung/tepi molekul, sedang di tepi yang lain
elektronnya "kosong". Hal ini membuat molekul tersebut "tiba-tiba" memiliki dipol,
yang disebut dipol sesaat. Munculnya dipol ini akan menginduksi dipol tetangga
disebelahnya. Ketika elektron bergerak lagi, dipol ini akan hilang kembali.
Kekuatan gaya London bergantung pada beberapa faktor:
a. Kerumitan Molekul
Lebih banyak terdapat interaksi pada molekul kompleks dari molekul sederhana,
sehingga Gaya London lebih besar dibandingkan molekul sederhana. Makin rumit
molekul (Mr makin besar), maka gaya london makin kuat.
b. Ukuran Molekul
Molekul yang lebih besar mempunyai tarikan lebih besar dari pada molekul
berukuran kecil. Sehingga mudah terjadi kutub listrik sesaat yang menimbulkan
Gaya London besar. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, ukurannya
bertambah besar, sehingga gaya londonnya juga semakin besar.
3. Ikatan Hidrogen
Ikatan hidrogen adalah ikatan yang terjadi antara atom hidrogen pada satu molekul dengan atom nitrogen (N), oksigen (O), atau fluor (F) pada molekul yang lain. Gaya tarik dipol yang kuat terjadi antara molekul-molekul tersebut. Gaya tarik antar molekul yang terjadi memiliki kekuatan 5 sampai 10% dari ikatan kovalen.
Diperlihatkan pada garis merah putus-putus.
Meskipun tidak terlalu kuat, ikatan hidrogen tersebar diseluruh molekul. Inilah
sebabnya air (H2O) memiliki titik didih yang relatif lebih tinggi bila dibandingkan
dengan senyawa lain dengan berat molekul (Mr) yang hampir sama. Sebut misalnya
CO2 (Mr=48) dalam suhu kamar sudah berwujud gas, sedangkan air (H2O) dengan
berat molekul lebih kecil (Mr=18) pada suhu kamar (20 0C) masih berada pada
fase cair.
4. Gaya Van der Waals
Gaya Van der Waals merupakan gaya tarik antar dipol pada molekul polar. Molekul
polar memiliki ujung-ujung yang muatannya berlawanan. Ketika dikumpulkan, maka
molekul polar akan mengatur dirinya (membentuk formasi) sedemikian hingga ujung
yang bermuatan positif akan berdekatan dengan ujung yang bermuatan negatif dari
molekul lain. Tetapi formasinya tidak statis/tetap, karena sebenarnya molekul selalu
bergerak dan bertumbukan/tabrakan.
Catatan:
Molekul/atom/zat akan diam tak bergerak jika energi kinetiknya = 0 (nol). Keadaan
ini disebut keadaan diam mutlak, dicapai jika benda berada pada suhu 00K (-2730C).
Gaya Van der Waals diperlihatkan dengan garis
merah (putus-putus). Kekuatan gaya tarik antara
dipol ini biasanya lebih lemah dari kekuatan
ikatan ionik atau kovalen (kekuatannya hanya 1%
dari ikatan). Kekuatannya juga akan berkurang
dengan cepat bila jarak antar dipol makin besar.
jadi gaya Van der Waaals suatu molekul akan
lebih kuat pada fase padat dibanding cair dan gas.
Lemahnya gaya Van Der Waals diakibatkan oleh dua sifat kepolaran molekul yaitu:
a. Kepolaran molekul Permanen yang terjadi akibat kepolaran ikatan dalam molekulnya
b. Kepolaran molekul terinduksi yang terjadi akibat terinduksi oleh partikel lain yang
bermuatan sehingga molekul bersifat polar sesaat secara spontan.
RINGKASAN
Gaya antar molekul adalah gaya tarik antar molekul-molekul yang berdekatan.
Gaya antar molekul pada umumnya merupakan gaya tarik listrik statis (elektrostatik)
antara muatan positif (+) dan negatif (-).
Kita mengenal empat jenis gaya antar molekul, yaitu gaya dipol-dipol, gaya
london, ikatan hidrogen, dan gaya van der waals,.
Gaya dipol-dipol adalah gaya yang terjadi di antara molekul-molekul yang memiliki
sebaran muatan tidak homogen.
Gaya london adalah gaya tarik elektrostatis pada senyawa kovalen non polar.
Ikatan hidrogen terjadi antara atom hidrogen (H) dengan
atom: nitrogen (N), oksigen (O), atau Fluor (F).
Gaya van der waals adalah gaya tarik elektrostatis pada senyawa ionik atau kovalen
polar.
G. SENYAWA POLAR1. Pengertian
Senyawa yang terbentuk akibat adanya suatu ikatan antar elektron pada unsur-unsurnya. Hal ini terjadi karena unsur yang berikatan tersebut mempunyai nilai keelektronegatifitas yang berbeda.
2. Ciri-ciria. Dapat larut dalam air dan pelarut lain(metanol dll)b. Memiliki kutub + dan kutub -, akibat tidak meratanya distribusi elektronc. Memiliki pasangan elektron bebas ( bila bentuk molekul diketahui ) atau
memiliki perbedaan keelektronegatifan.3. Contoh: alkohol, HCl, PCl3, H2O, N2O5.
H. SENYAWA NON POLAR1. Pengertian
Senyawa yang terbentuk akibat adanya suatu ikatan antar elektron pada unsur-unsur yang membentuknya. Hal ini terjadi karena unsur yang berikatan mempunyai nilai elektronegatifitas yang sama/hampir sama.
2. Ciri-ciri:tidak larut dalam air dan pelarut polar lain;tidak memiliki kutub + dan kutub – , akibat meratanya distribusi elektron;tidak memiliki pasangan elektron bebas (bila bentuk molekul diketahui) atau keelektronegatifannya sama.
3. Contoh: Cl2, PCl5, H2, N2.I. PERBEDAAN SENYAWA POLAR DAN NON POLAR
SENYAWA POLAR SENYAWA NON POLARDapat larut dalam air Tidak dapat larut dalam air
Memiliki pasangan elekton bebas (bentuk tidak simetris)
Tidak memiliki pasangan elektron bebas (bentuk simetris)
Berakhir ganjil , kecuali BX3 dan PX5 Berakhir genap
J. Teori Tolakan Pasangan Elektron (VSEPR)Konsep yang dapat menjelaskan bentuk geometri (struktur ruang) molekul dengan
pendekatan yang tepat adalah Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi (Valence Shell Electron Pair Repulsion = VSEPR). Teori ini disebut juga sebagai Teori Domain Elektron. Teori Domain dapat menjelaskan ikatan antar atom dari PEB dan PEI yang kemudian dapat mempengaruhi bentuk molekul. Dalam teori ini dinyatakan bahwa "pasangan elektron terikat dan pasangan elektron bebas, yang secara kovalen digunakan bersama-sama di antara atom akan saling menolak, sehingga pasangan itu akan menempatkan diri sejauh-jauhnya untuk meminimalkan tolakan". Teori VSEPR pertama kali dikembangkan oleh ahli kimia dari Kanada, R.J. Gillespie (1957).
Bentuk molekul dan strukturnya dapat diramalkan dengan tepat melalui Struktur Lewis. Struktur ini dapat menggambarkan bagaimana elektron tersusun pada suatu atom yang berikatan. Sebagai contoh adalah ikatan kovalen pada molekul HCl (Gambar 1).
Struktur Lewis juga dapat menggambarkan jumlah pasangan elektron bebas dan jumlah pasangan elektron ikatan yang berada di sekitar atom pusat.
Gambar 1.
PEI dan PEB pada ikatan kovalen molekul HCl.
Teori VSEPR tidak menggunakan orbital atom dalam meramalkan bentuk molekul, tetapi menggunakan titik elektron suatu atom. Jika suatu atom bereaksi, maka elektron pada kulit terluar (elektron valensi) akan bcrhubungan langsung terlebih dahulu. Elektron valensi akan menentu-kan bagaimana suatu ikatan dapat terjadi.
Teori VSEPR menjelaskan terjadinya gaya tolak-menolak antara pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat.
K. HIBRIDISASIDengan teori domain elektron kita dapat meramalkan bentuk molekul, misalnya CCl4
berdasarkan teori domain elektron diprediksikan berbentuk tertrahedral dan fakta percobaan juga mendukung ramalan tersebut. Akan tetapi bagaimana CCl4 dapat mempunyai bentuk tetrahedral tidak dijelaskan oleh teori domain elektron. Untuk menjelaskan mengapa suatu molekul mempunyai bentuk tertentu digunakan konsep hibridisasi.
Atom C berdasar diagram orbital di atas hanya mempunyai 2 elektron yang belum berpasangan di orbital 2px dan 2py sehingga hanya dapat membentuk 2 ikatan kovalen, tetapi pada kenyataan atom C dapat membentuk 4 ikatan kovalen, sehingga 1 elektron di orbital 2s akan promosi ke orbital 2pz kemudian 1 orbital s dan 3 orbital p melakukan hibridisasi membentuk 4 orbital sp3 yang identik tingkat energinya.
Promosi hibridisasi:1s2
2s2 2p 1s sp3
Dengan 4 orbital hibridisasi sp3 yang berisi 4 elektron yang tak berpasangan dapat membentuk 4 ikatan kovalen dengan 4 atom Cl yang masing-masing mempunyai 1 elektron yang belum berpasangan dengan bentuk geometri tetrahedral.
Selain menggunakan teori VSEPR, bentuk molekul juga dapat diramalkan melalui pembentukan orbital hibrida, yaitu orbital-orbital suatu atom yang diperoleh saat dua atau lebih orbital atom bersangkutan yang memiliki tingkat energi yang berbeda, bergabung membentuk orbital-orbital baru dengan tingkat energi sama (terjadi pada proses pembentukan ikatan kovalen). Hibridisasi adalah proses penggabungan orbital-orbital atom (biasanya pada atom pusat) untuk mendapatkan orbital hibrida.