IKATAN KIMIA

Dari 90 buah unsur alami dan ditambah belasan unsur buatan dapat dibentuk

senyawa dalam jumlah tak terhingga. Ikatan kimia terjadi karena kecenderungan

atom mempunyai konfigurasi elektron seperti gas mulia. Kecenderungan itu

melahirkan berbagai jenis ikatan, terutama ikatan ion dan ikatan kovalen. Oleh sebab

itu, akan dibahas berbagai macam ikatan kimia. Ikatan kimia itu sendiri adalah suatu

partikel baik berupa ion bermuatan, inti atom dan elektron diantara mereka, akan

membentuk ikatan kimia agar mencapai suatu kestabilan.

Sebagian besar unsur di alam tidak pernah dijumpai dalam atom bebas

(kecuali gas mulia), namun dalam bentuk berikatan dengan atom yang sejenis

maupun atom-atom yang lain. Tujuan utama pembentukan ikatan adalah untuk

meningkatkan kestabilan atom tersebut dalam molekul atau senyawa. Kestabilan

tersebut tercapai umumnya jika konfigurasi elektronnya menyerupai gas mulia

A. PERANAN ELEKTRON DALAM IKATAN KIMIA

Pada umumnya atom tidak berada dalam keadaan bebas tetapi

menyatu dengan atom lain membentuk senyawa. Hal ini merupakan suatu bukti

bahwa atom yang bergabung lebih stabil daripada yang menyendiri.

Penggabungan itu disebut ikatan kimia dan terjadi bila ada daya tarik satu sama

lain sehingga mengeluarkan energi paling kurang 42 kJ per mol atom.

Berdasarkan teori atom modern, para ahli menyelidiki cara

terbentuknya ikatan kimia. Daya tarik kedua atom terjadi karena adanya pada

kulit terluar. Elektron pada kulit ini mempunyai kecenderungan menyamai

konfigurasi elektron gas mulia, dengan cara menerima atau memberikan

elektron pada atom lain.

1. Gas Mulia

Kebanyakan atom ditemukan berikatan dengan atom lain, namun

masih ada yang ditemui dalam bentuk monoatom, yaitu gas mulia (He, Ne, Ar,

Kr, Xe, dan Rn). Sehingga gas mulia lebih stabil dalam keadaan monoatom

1

UNSUR

STABIL dalam monoatom

TIDAK STABIL dalam monoatom

(bebas), sedangkan unsur yang lain lebih stabil bila berikatan seperti pada

gambar berikut:

Gambar 1. Unsur dapat dibagi dua : stabil dan tidak stabil dalam monoatom

Pada sistem periodik, gas mulia terletak dalam golongan VIIIA atau

golongan O. Jumlah elektron pada masing-masing kulit sebagai berikut

He 2

Ne 2 8

Ar 2 8 8

Kr 2 8 18

Xe 2 8 18 18 8

Rn 2 8 18 32 18 8

Tabel 1. Jumlah elektron tiap kulit gas mulia

Keistimewaan gas mulia mempunyai jumlah elektron valensi = 8

(kecuali helium = 2). Teori atom mekanika gelombang menyatakan bahwa

elektron kulit terluar yang penuh adalah 1s2 untuk He, dan ns2 np6 untuk Ne, Ar,

Kr, dan Xe.

Oleh sebab itu, dapat disimpulkan bahwa atom akan stabil bila

elektron kulit terluar (elektron valensinya) terisi penuh. Jadi, bagi semua unsur

berlaku suatu ketentuan yang disebut aturan oktet.

Aturan oktet menyatakan bahwa suatu atom cenderung mempunyai

elektron valensi delapan, yaitu seperti gas mulia (kecuali helium = 2)

2. Kecenderungan Atom

2

Unsur selain gas mulia(golongan IA s/d VIIA)

Gas mulia(golongan VIII)

cenderung

Logam (cenderung melepaskan e)Bukan logam (cenderung menerima e)

+ 2e-

Unsur yang elektron valensinya tidak terisi penuh cenderung berubah

untuk menyamai gas mulia, yaitu dengan cara melepas atau menerima elektron.

Unsur yang energi ionisasinya kecil akan melepaskan elektron, dan

yang besar akan menerima elektron lain. Jumlah elektron yang dilepaskan atau

diterima bergantung pada jumlah elektron valensi unsur yang bersangkutan.

Berdasarkan nilai energi ionisasi dari kiri ke kanan sistem periodik,

maka unsur yang kecil energi ionisasinya adalah bagian kiri dan bagian bawah,

dan sebaliknya. Akibatnya, unsur golongan IA dan IIA cenderung melepaskan

elektron, sedangkan golongan VIIA dan VIA cenderung menerima elektron

untuk menyamai konfigurasi elektron gas mulia. Unsur golongan IIIA, IVA,

dan VA sebagian bersifat melepas, dan sebagian menerima

III IV A V A VI A VII A VIIIB C N O F NeAl Si P S Cl ArGa Ge As Se Br KrIn Sn Sb Te I XeTi Pb Sn Po Al Rn

Metaloid

Tabel 2. Pembagian unsur blok p: logam, metaloid, dan non logam

Contohnya:

Mg Mg2+ (seperti Ne)

3

e

melepaskan 1e

melepaskan 2e-

melepaskan 1e

Gambar 2. Unsur Mg dapat melepaskan elektron terluarnya sehingga

membentuk Mg2+

F F (seperti Ne)

Gambar 3. Kecenderungan atom F adalah menerima 1 elektron

3. Aturan Fajans (Teori Polaritas)

Teori polaritas (Fajan) adalah bila 2 ion saling berdekatan maka bentuk

awan elektron dari anion akan dipengaruhi oleh tarikan kation dan kedua inti

saling tolak-menolak (anion dan kation) sehingga terjadi deformasi/polarisasi

pada anion.

Umumnya ukuran kation jauh lebih kecil daripada anion sehingga

memiliki sifat polarisasi rendah.

Suatu atom akan netral bila jumlah elektron pada kulitnya sama dengan

jumlah proton pada inti. Jika atom melepaskan atau menerima elektron akan

membentuk partikel bermuatan yang disebut ion. Atom yang melepaskan

elektron membentuk ion positif dan yang meneriam elektron menjadi ion

negatif.

Tidak semua atom dapat menjadi ion bebas yang stabil karena harus

memnuhi aturan Fajans, yaitu

1) Struktur atom (konfigurasi elektronnya) harus stabil seperti gas mulia.

Contoh:

Na ( 2 8 1) Na+ (2 8) stabil

Ca (2 8 8 2) Ca2+ (2 8 8) stabil

Ca+ (2 8 8) tidak stabil

4

melepaskan 1e

stabil tidak stabil

Cl (2 8 7) Cl- (2 8 8) stabil

2) Muatan ion yang terbentuk harus kecil

Cl- N3+

S2- C4-

Na+ Be3+

3) Jari-jari ion positif lebih kecil dari atomnya. Contohnya:

Na+ ˂ Na Ca2+ ˂ Ca

4) Jari-jari ion negatif lebih besar dari atomnya. Contohnya:

Cl- ˃ Cl S2- ˃ S

Pengaruh polarisasi yaitu distribusi elektron, khususnya ev tidak lagi

sepenuhnya dipengaruhi oleh salah satu ion/atom saja melainkan oleh kedua

ion/atom. Bila pengaruhnya besar maka sifat ionik rendah, sifat kovalen tinggi.

Faktor yang mempengaruhi terjadinya polarisasi, yaitu

a. Besarnya muatan

Muatan makin besar menyebabkan sifat polarisasi ion lawan makin

besar sehingga sifat ionik makin rendah, sifat kovalen makin tinggi.

b. Ukuran ion

Kation makin kecil, makin terkonsentrasi muatan positifnya

sehingga makin efektif pengaruh polarisasinya terhadap anion, dan sifat

ionik makin rendah.

5

Anion makin besar, makin mudah awan elektron terpolarisasi oleh

kation sehingga sifat ionik makin rendah, sifat kovalen makin tinggi.

Faktor yang mempengaruhi ikatan, yaitu:

1. Jarak antar atom

Ada dua faktor utama yaitu, jarak inter atomik dan sela merupakan

faktor yang sangat penting, oleh karena itu perlu dibahas secara lebih rinci

gaya tarik – menarik antar atom, karena hal ini sangat mengikat, namun

timbul suatu pertanyaan yang sangat mendasar, apakah sebenarnya yang

menghalangi merapatnya atom‐atom tersebut. Dari gambar‐gambar dan

penjelasan terdahulu diketahui bahwa disekitar inti atom terdapat ruang

kosong.

Ruang ksosng yang dimaksudkan diatas adalah ruang diantara

atom‐atom yang ditimbulkan oleh gaya tolak antar atom disamping gaya

tari menarik antar atom. Gaya tolak‐menolak disebabkan oleh jarak yang

sangat dekat antar dua atom sehingga terlalu banyak elektron menempati

lokasi interaksi. Jarak seimbang tercapai bila gaya tarik menarik dan gaya

tolak menolak sama besar.

6

2. Gaya Coulomb.

Gaya Coulomb Fc antara dua titik muatan sebanding dengan besar

kedua muatan Z1q dan Z2q dan jarak antara kedua muatan tersebut tadi, a1‐2n

:

Dimana Z adalah valensi (+ dan ‐ ) dan q = 0,16 x 10‐18 Coulomb.

Konstantan ko = 9 x 109 V.m/C karena ko = 1/4∏ɛo.

3. Gaya tolak menolak elektron

Gaya tolak menolak antara medan elektron dua atom atau ion juga

merupakan fungsi kebalikan jarak, tetapi dengan pangkat yang lebih tinggi.

Baik b maupun n merupakan konstanta empiris, untuk bahan padat

ionik n kira‐kira sama dengan 9. Pada jarak yang lebih besar dari dari jarak

pemisah atom, gaya tarik menarik lebih dominan.

4. Energi ikatan

Jumlah kedua gaya yang telah dibicarakan diatas, menjadi dasar

untuk pembahasan energi ikatan, karena energi sama dengan gaya kali

jarak, maka :

B. MACAM-MACAM IKATAN KIMIA

Ikatan kimia dapat digolongkan menjadi 2 jenis, yaitu ikatan kimia

primer (ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam) dan ikatan kimia

sekunder (gaya van der Waals, ikatan hidrogen). Ikatan primer adalah ikatan

antar atom yang kuat. Sedangkan ikatan sekunder adalah ikatan inter atom yang

lemah.

7

H H H H

H H HH H Hatau

1. Ikatan Kovalen

Pembentukan ikatan kovalen

Unsur yang cenderung menerima elektron atau nilai

keelektronegatifannya ≥ 2,0 disebut unsur elektronegatif. Unsur ini terletak

pada bagian atas dan kanan blok p dalam sistem periodik dan ditambah

dengan hidrogen. Kecenderungan unsur elektronegatif menerima elektron

disebabkan oleh adanya dorongan untuk mencapai kestabilan. agar

elektron valensinya seperti gas mulia.

Dari penyelidikan diperoleh bahwa apabila unsur elektronegatif

memperoleh elektron kalau tidak ada yang memberi, maka dua atom dapat

memakai elektron secara bersama dengan bergabungnya orbital

luar.Orbital gabungan dan elektron yang ada di dalamnya menjadi milik

kedua atom, sehingga yang satu terikat dengan yang lain. Contohnya:

Gambar 4. Pembentukan ikatan kovalen dalam H2

Rumus lewis

Pada tahun 1910 Lewis menemukan cara yang praktis yang disebut rumus

lewis, dengan ketentuan sebagai berikut:

a. Satu elektron dilambangkan dengan satu titik.

b. Elektron yang ditampilkan hanya elektron valensi terluar.

c. Elektron dalam senyawa harus sesuai dengan aturan oktet.

Contohnya pembentukan molekul H2

Antara dua atom dapat terjadi:

8

1) Sepasang elektron dipakai bersama, disebut ikatan tunggal. Contohnya

H-H

2) Dua pasang elektron dipakai bersama, disebut ikatan rangkap dua.

Contohnya O=O

3) Tiga pasang elektron dipakai bersama, disebut ikatan rangkap tiga.

Contohnya N≡N

Contoh soal:

Tulislah struktur titik-elektron untuk senyawa yang dihasilkan nitrogen (N)

dan hidrogen (H) ketika berikatan kovalen.

Penyelesain:

2. Ikatan Kovalen Koordinasi

Pada pembahasan ini menjelaskan tentang apa itu ikatan koordinasi

(yang disebut pula ikatan dativ)

Sebuah ikatan kovalen terbentuk oleh dua atom yang melakukan

pemakaian bersama sepasang elektron atau lebih. Di sini terjadi penyatuan

atom-atom karena pasangan elektron ditarik oleh kedua inti atom.

Ikatan koordinasi (disebut ikatan kovalen dativ) adalah ikatan

kovalen yang kedua elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu

atom.

Reaksi antara amonia dan hidrogen klorida

Persamaan reaksi terbentuknya asap putih tebal amonium klorida

padat jika gas tidak berwarna dapat untuk dicampur.

9

Amonium ion NH4 terbentuk melalui transfer ion hidrogen dari

hidrogen klorida ke pasangan elektron mandiri pada molekul amonia.

Gambar 5. Pembentukan ikatan kovalen koordinasi antara NH3 dengan

HCl

Ketika ion amonium NH4 terbentuk empat hidrogen dipasang oleh

ikatan kovalen dativ karena hanya inti hidrogen yang ditransfer dari klor

ke nitrogen. Elektron hidrogen tertonggal pada klor untuk membentuk ion

klorida negatif.

Mewakili obligasi koordinasi

Gambar 6. Ikatan koordinasi NH4

Pembubaran hidrogen klorida dalam air untuk membuat asam

klorida

10

Ion hidrogen (H+) ditransfer dari klor ke salah satu pasangan

mandiri pada atom oksigen.

Gambar 7. Pembentukan ikatan koordinasi antara H2O dengan HCl

H3O+ disebut ion hidroksonium, ion hidronium atau ion oksonium.

Jika ikatan ion koordinasi telah terbentuk, semua atom hidrogen

melekat pada oksigen yang sama persis. Ketika ion hidrogen melepaskan

diri lagi, bisa jadi salah satu dari tiga.

Reaksi antara amonia dan boron trifluorida, BF3

Gambar 8. Pembentukan ikatan koordinasi antara NH3 dengan BF3

Cara lain yang lebih mudah dan sederhana adalah dengan

menggambarnya berupa garis untuk mewakili obligasi.

11

Gambar 9. Pembentukan ikatan koordinasi antara NH3 dengan BF3

Akhir dari nitrogen obligasi telah menjadi positif karena pasangan

elektron bergerak menjauh dari nitrogen menuju boron, inilah yang

menyebabkan boron menjadi negatif.

Struktur aluminium klorida

Aluminium klorida berubah dari bentuk solid

menjadi gas pada sekitar suhu 180oC. Jika senyawa

tersebut mengandung ion maka akan mempunyai

titik leleh dan titik didih yang sangat tinggi karena

terjadinya kontraksi yang kuat antara ion positif dan

ion negatif. Jadi, apabila senyawa tersebut menyublim pada suhu yang

relatif rendah, maka terjadi ikatan kovalen. Contohnya AlCl3, BF3.

Rumus massa relatif aluminium klorida dalam uap pada temperatur

sublimasi bukan AlCl3, tetapi Al2Cl6. Hal ini disebabkan terjadinya dimer

(dua molekul bergabung bersama-sama). Ikatan antara dua molekul pada

senyawa tersebut adalah ikatan koordinasi, yang menggunakan pasangan

elektron mandiri pada atom klor. Yang mana setiap atom klor memiliki 3

pasangan mandiri, tetapi hanya 2 pasangan mandiri yang digambarkan

pada diagram garis.

12

Gambar 10. Ikatan koordinasi antara molekul-molekul AlCl3

Energi dilepaskan ketika dua ikatan koordinasi terbentuk dan juga bimer

lebih stabil daripada dua molekul AlCl3 yang terpisah

Ikatan dalam ion terhidrasi logam

Molekul air sangat kuat tertarik ion dalam larutan, karena di sekitar

molekul air ada ion positif dan ion negatif. Tempat-tempat yang luas

menjadi peluang terjadinya ikatan formal dan ikatan ini nyata terjadi di

seluruh ion negatif logam. Terjadinya ion negatif yang menarik molekul

air ini digambarkan sebagai ion terhidrasi.

Contohnya walaupun aluminium klorida adalah kovalen tetapi

ketika larut dalam air maka akan menghasilkan ion. Enam molekul air

obligasi aluminium untuk memberikan ion dengan rumus Al (H2O)63+ ini

disebut ion hexaaquaaluminium, ”hexa” yang berati enam dan ”aqua”

yang berati molekul air yang membungkus ion aluminium. Ikatan yang

terjadi dalam ion yang dibentuk oleh sebagian besar logam lain ini adalah

ikatan koordinasi (kovalen dativ).menggunakan pasangan elektron tunggal

pada molekul air.

Gambar 11. Molekul air

Konfigurasi aluminium 1s22s22p63s23px1. Ketika membentuk ion

Al3+ itu akan kehilangan elektron pada orbital ke-3 dan menjadi 1s22s22p6.

Sehingga semua orbital pada kulit ke-3 kosong. Aluminium melakukan 13

hibridisasi enam ini (3s2, tiga 3p,dan dua 3d) untuk menghasilkan enam

orbital baru dengan energi yang sama. Keenam orbital hibrida menerima

pasangan tunggal dari enam molekul air.

Karena enam adalah jumlah maksimum molekul air yang mungkin

untuk memuat ion aluminium dan ion logam lainnya. Dengan memmuat

jumlah maksimum obligasi, ia melepaskan paling banyak energi sehingga

menjadi stabil. Terlihat pada gambar di bawah ini :

Gambar 12. Penstabilan molekul air

Hanya satu pasangan bebas digambarkan pada setiap molekul air.

Pasangan elektron mandiri yang lain jauh dari aluminium sehingga tidak

terlibat dalam ikatan. Ion yang dihasilkan terlihat seperti berikut :

Gambar 13. Pergerakan elektron pusat ion

Gambar tersebut merupakan pergerakan elektron pusat ion, muatan

ion 3+ tidak lagi terletak pada aluminium tetapi tersebar di seluruh ion.

14

Gambar ikatan yang terdapat pada karbon monoksida (CO)

Gambar 14. Ikatan koordinat CO

Pada karbon monoksida memilki ikatan kovalen biasa antara

karbon dan oksigen ditambah dengan ikatan koordinasi yang menggunakan

pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.

Gambar ikatan yang terdapat pada asam nitrat (HNO3)

Gambar 15. Ikatan koordinat HNO3

Pada salah satu atom oksigen dianggap melekat pada nitrogen

melalui ikatan koordinasi menggunakan pasangan elektron bebas pada

atom nitrogen.

Contoh soal:

Tuliskan struktur Lewis dari pernyataan berikut: “boron triklorida

membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan nitrogen dari molekul

amonia”.

Penyelesaian:

15

3. Ikatan Kovalen Polar

Jika dua atom yang berikatan kovalen mempunyai perbedaan harga

keelektronegatifan, maka pasangan elektron ikatan (PEI) akan tertarik ke

atom yang keelektronegatifannya lebih besar sehingga terjadilah dipol

(dwi kutub). Ikatan seperti ini disebut ikatan kovalen polar. Makin besar

selisih keelektronegatifan, makin besar sifat kepolaran ikatan.

Senyawa diatomik (dua atom) :

a. Sejenis : bersifat non polar, contoh : H2 , Cl2 , N2 , Br2.

b. Tidak sejenis : bersifat polar, contoh : HCl, HBr, BrCl.

Senyawa yang terdiri 3 atom atau lebih :

a. Atom pusat tidak mempunyai PEB : bentuk molekul simetris sehingga

bersifat non polar, contoh CCl4

b. Atom pusat mempunyai PEB : bentuk molekul tidak simetris sehingga

bersifat polar, contoh H2O

4. Ikatan Hidrogen

Hidrogen adalah unsur bukan logam yang kecil

keelektronegatifannya. Jika berikatan dengan unsur yang sangat

elektronegatif (seperti fluor, oksigen, dan nitrogen), pasangan elektron

yang dipakai bersama lebih tertarik ke unsur tersebut, sehingga bermuatan

agak negatif, sedangkan hidrogen agak positif. Dalam keadaan seperti itu,

hidrogen dapat membentuk ikatan tambahan dengan atom elektronegatif

lain yang berada di dekatnya. Ikatan tambahan berupa daya tarik listrik

antar molekul seperti pada HF, H2O, NH3. Jika ikatan ini terjadi dalam

molekul yang sama, disebut ikatan intra molekul, seperti pada

salisilaldehida. Inilah yang disebut ikatan hidrogen.

16

Pada pembahasan ini, menjelaskan asal mula ikatan hidrogen serta

tarik-menarik yang relatif kuat antar molekul.

Bukti untuk ikatan hidrogen

Kenaikan titik didih terjadi karena molekul memperoleh lebih besar

dan lebih banyak elektron, dan karena van der Waals gaya dispersi menjadi

lebih besar.

Hidrogen adalah unsur bukan logam yang kecil

keelektronegatifannya. Sehingga yang dimaksud dengan ikatan hidrogen

adalah ikatan tambahan berupa daya tarik listrik antara atom hidrogen

dengan unsur elektronegatif, sedangkan kedua atom ini sedang berikatan

kovalen dengan atom lain.

Ikatan hidrogen dapat terjadi antara dua molekul yang disebut

ikatan antar molekul, seperti pada HF, H20, dan NH3. Jika ikatan ini terjadi

dalam molekul yang sama, disebut ikatan intra molekul seperti pada

salisilaldehida.

17

Asal Ikatan Hidrogen

(a)

( (b)

Gambar 16. Asal ikatan hidrogen (a); ikatan hidrogen (b)

Hidrogen jika berikatan dengan unsur yang sangat elektronegatif

(seperti flour, oksigen, dan nitrogen), pasangan electron yang dipakai

bersama lebih tertarik ke unsur tersebut, sehingga bermuatan agak negatif

tetapi juga memiliki sedikitnya satu pasangan bebas, sedangkan hidrogen

agak positif. Dalam keadaan seperti itu, hidrogen dapat membentuk ikatan

tambahan dengan atom elektronegatif lain yang berada di dekatnya.

Pertimbangan dua molekul air yang datang bersama

Hidrogen+ pada gambar tersebut begitu kuat tertarik ke pasangan

bebas seolah-olah membentuk koordinasi (kovalen dativ) obligasi.

Air sebagai contoh "sempurna" ikatan hidrogen

Masing-masing molekul air dapat membentuk empat ikatan

hidrogen dan setiap satu dari empat ikatan hidrogen tersebut dapat terlibat

dalam ikatan hidrogen. Namun, ikatan hidrogen sangat lemah (kurang

lebih 20 Kj mol-1) tetapi mempengaruhi titik didih dan titik lebur senyawa.

Ini yang menyebabkan titik didih air lebih tinggi dibandingkan

amonia atau hidrogen flourida. Dalam kasus amonia, jumlah ikatan

18

hidrogen masing-masing hanya memiliki satu pasangan elektron bebas.

Sedangkan, dalam kelompok molekul amonia tidak terdapat pasangan

elektron bebas di sekitar hidrogen.

Dalam flourida hidrogen, terjadi kekurangan hidrogen. Dalam air,

ada nomor masing-masing yang benar. Inilah bahwa air dapat dianggap

sebagai ikatan hidrogen yang sempurna.

Dalam ikatan hidrogen ini juga terjadi proses hidrasi, yaitu proses

ketika sebuah substansi ionik larut dalam air, maka air di sekitar ion akan

terpisah.

Gambar 17. Proses hidrasi dalam

ikatan hidrogen

Diagram tersebut menunjukkan potensi ikatan hidrogen yang

terbentuk pada ion klorida (Cl-). Walaupun pasangan mandiri pada ion

klorida umumnya tidak cukup aktif untuk membentuk ikatan hidrogen,

namun ion klorida dibuat tertarik pada ikatan hidrogen oleh muatan negatif

pada klor.

Ikatan hidrogen pada alkohol

Alkohol adalah suatu molekul organik yang mengandung OH-. Dan

setiap molekul yang memiliki atom hidrogen yang terikat langsung ke

oksigen atau nitrogen adalah ikatan hidorgen yang sempurna. Ikatan

hidrogen membuat molekul mendekat dan memerlukan suhu yang tinggi

untuk memisahkan ikatan tersebut.

Contohnya ethanol, CH3COOH, dan methoxymethane, CH3-O-CH3,

yang mana keduanya memiliki rumus molekul yang sama.

19

Ikatan hidrogen dapat terjadi antara molekul etanol, meskipun tidak

secara efektif dalam air. Ikatan hidrogen dibatasi hanya ada satu hidrogen

pada tiap molekul etanol dengan muatan positif (+).

Dalam methoxymethane positif, atom hidrogen terpasang langsung

ke unsur yang sangat elektronegatif untuk terjadi ikatan hidrogen.

Titik didih etanol dan methoxymethane menunjukkan efek yang

drastis bahwa ikatan hidrogen sangat berpengaruh pada molekul etanol.

Etanol (dengan ikatan hidrogen) 78,5oC

Methoxymethane (tanpa ikatan hidrogen) -24,8oC

Membandingkan dua alkohol yang mengandung OH- tetapi dua

alkohol tersebut tidak sama. Titik didih tinggi karena ikatan hidrogen

tambahan langsung terikat pada oksigen.

Ikatan hidrogen dalam molekul organik yang mengandung nitrogen

Ikatan hidrogen juga terjadi pada molekul organik yang

mengandung kelompok NH- dalam jenis yang sama seperti yang terjadi

pada amonia. Contohnya yaitu CH3NH2 (metilamin) pada molekul

sederhana, protein dan DNA pada molekul besar.

Dua untai double helix yang terkenal pada DNA disatukan oleh

ikatan hidrogen antara atom hidrogen yang terikat pada nitrogen pada satu

20

untai rantai tersebut, dan pasangan bebas pada nitrogen atau oksigen yang

lain.

5. Ikatan Ion

Cara terbentuknya ikatan ion

Atom yang cenderung melepaskan elektron bertemu dnegan yang

cenderung menerima elektron akan membentuk ikatan ion. Ikatan ion

adalah ikatan antara ion positif dan negatif, karena partikel yang

muatannya berlawanan tarik menarik. Ion positif dan negatif dapat

terbentuk bila terjadi serah terima elektron antara atom. Atom yan

melepaskan elektron akan menjadi ion positif, dan sebaliknya yang

menerima elektron menjadi ion negatif, seperti Na dan Cl.

Secara ringkas dapat dituliskan :

Na → Na+ + e

(Cl2 + 2e→2 Cl-)1/2

Na + Cl → Na+ + Cl- atau NaCl (senyawa ion)

Contoh lain adalah atom K dengan S, Ca dengan F, dan Mg dengan S.

(K → K+ + e) x2

S + 2e→S2-

2K + S → 2K+ + S- atau K2S

Ca → Ca2+ + 2e

F2 + 2e→2 F-

Ca + F2 → Ca2+ + 2F- atau CaF2

Mg → Mg2+ + 2e

S + 2e→S2-

Mg + S → Mg2+ + S2- atau MgS

21

Jadi, ikatan ion terbentuk melalui proses serah terima elektron.

Supaya jumlah elektron yang diberikan suatu atom sama dengan yang

diterima atom lain, maka koefisien reaksinya harus disamakan.

Catatan :

1) Jumlah elektron yang dilepaskan atau diterima atom harus sesuai

dengan kecenderungan atau golongannya.

2) Unsur logam ditulis sebagai monoatom, seperti K, Co, dan Hg.

3) Unsur bukan logam yang berwujud gas ditulis sebagai diatom (H2, O2,

N2, F2, Cl2, Br2 dan I2).

4) Unsur karbon, belerang, dan fosfor dituliskan masing-masing sebagai

C, S atau S8, dan P4.

Contoh soal 1:

Tentukan rumus senyawa antara unsur :

a. Litium dengn oksigen

b. Barium dengan iod

c. Aluminium dengan klor

d. Aluminium dengan belerang

Jawab :

a. (Li → Li+ + e)x4

O2 + 4e→2O2-

4Li + O2 → 4Li+ + 2O2- atau 2Li2O

b. Ba → Ba2+ + 2e

I2 + 2e→2I-

Ba + I2 → Ba2+ + 2I- atau BaI2

c. (Al → Al3+ + 3e) x2

(Cl2 + 2e→2 Cl-)x3

2Al +3Cl2 → 2Al3+ + 6Cl- atau 2AlCl3

d. (Al → Al3+ + 3e) x2

(S + 2e→S2-)x3

22

2Al + 3S2-→ 2Al + 3S2- atau Al2S3

Rumus dan nama senyawa ion

Menuliskan rumus dan nama senyawa yang sesuai dengan aturan

sangat penting dalam ilmu kimia. Aturan untukm senyawa ion adalah

sebagai berikut.

1. Mengetahui ion positif (kation) dna ion negatif (anion) serta jumlah

muatan masing-masing. Seperti telah dinyatakan, bahwa ion unsur

golongan utama mempunyai konfigurasi elektron seperti gas mulia.

Akibatnya, muatan ionnya bergantung pada golongan masing-masing

unsur.

Tabel 2. Ion positif (kation) dan ion negatif (anion) beberapa unsur

golongan utama

1+ 2+ 3+ 3- 2- 1-Li+Na+ Mg2+ Al3+ N3- O2- F-

K+ Ca2+ P3- S2- Cl-

Rb+ Sr2+ Se2- Br-

Cs+ Br2+ Te2- I-

2. Menuliskan ion positif di depan dan ion negatif di belakang, serta

memberi indeks masing-masing ion agar jumlah muatan positif sama

dengan muatan negatif. Indeks itu harus sekecil mungkin sehingga

didapat rumus empiris.

BaI2 bukan I2Ba

AlCl3 bukan Cl3Al

Al2S3 bukan S3Al2

3. Menuliskan nama senyawa ion dimulai dari ion positif dan kemudian

negatifnya serta ditambah akhiran –ida.

Rumus NamaNaCl Natrium klorida

23

AlI3 Aluminium iodidaK2O Kalium oksidaMgS Magnesium sulfidaCaBr2 Kalsium bromida

Yang dikemukakan di atas hanyalah ion positif golongan utama

(IA, IIA, dan IIIA), tetapi harus diingat bahwa unsur golongan transisi juga

dapat membentuk ion positif dengan melepaskan elektron orbital s kulit

luar, dan juga ada yang diikuti oleh elektron orbital d-nya, contoh Zn2+ dan

Fe3+.

Zn → Zn2+ +2e

[Ar] 3d104s2 [Ar] 3d10

Fe → Fe3+ +3e

[Ar] 3d64s2 [Ar] 3d5

Unsur blok p bagian kiri dan bawah (disebut post transisi) juga

bersifat logam dan dapat melepaskan elektron orbital p dan jika perlu

orbital s kulit terluarnya, contohnya Sn.

Sn → Sn2+ + 2e

[Kr] 4d105s25p2 [Kr] 4d10

Jadi, ternyata elektron kulit terluar ion unsur transisi dna post

transisi tidak sama dengan gas mulia sehingga sulit meramalkan jumlah

muatan ionnya. Selain itu, sebagian unsur ini mempunyai ion lebih dari

satu macam.

Tabel 3. Bentuk kation dari beberapa unsur golongan transisi dan

post transisi

Krom Cr2+ Cr3+ Emas Au+ Au3+

Mangan Mn2+ Mn3+ Seng Zn2+ -Besi Fe2+ Fe3+ Kadmium Cd2+ -Kobalt Co2+ Co3+ Raksa Hg2+ Hg2+

Nikel Ni2+ - Timah Sn2+ Sn4+

Tembaga Cu+ Cu2+ Timbal Pb2+ Pb4+

Perak Ag+ - Bismut Bi3+ -

24

Untuk membedakan satu ion dengan yang lain, dibelakang nama

ion diberi angka sesuai muatannya, atau memberi akhiran tertentu, seperti

contoh berikut :

Fe2+ ion besi (II) atau ion feri

Fe3+ ion besi (III) atau ion fero

Cu+ Ion tembaga (I) atau ion kupro

Cu2+ ion tembaga (II) atau ion kupri

Hg+ ion raksa (I) atau ion merkuro

Hg2+ ion raksa (II) atau ion merkuri

Au+ ion emas (I) atau ion auro

Au3+ ion emas (III) atau ion auri

Cr2+ ion krom (II) atau ion kromo

Cr3+ ion krom (III) atau ion kromi

Mn2+ ion mangan (II) atau ion mangano

Mn3+ ion mangan (III) atau ion mangani

Co2+ ion kobalt (II) atau ion kobalto

Co3+ ion kobalt (III) atau ion kobalti

Sn2+ ion timah (II) atau stano

Sn4+ ion timah (IV) atau stani

Pb2+ ion timbal (II) atau plumbo

Pb4+ ion timbal (IV) atau plumbi

Contoh soal 2:

Tuliskan rumus dan nama senyawa antara :

a. Besi dengan klor

b. Emas dengan belerang

c. Raksa dengan belerang

d. Seng engan flour

e. Perak dengan oksigen

Jawab :

25

a. FeCl2 fero kloroda atau besi (II) klorida

FeCl feri kloroda atau besi (II) klorida

b. Au2S auro sulfida atau emas (I) sulfida

Au2S3 auri sulfida atau emas (III) sulfida

c. HgBr merkuro bromida atau raksa (I) bromida

HgBr2 merkuri bromida atau raksa (II) bromida

d. ZnF2 seng flourida atau seng (II) flourida

e. Ag2O perak oksida atau perak (I) oksida

Ion tidak hanya terbentuk dari satu atom (monoatom) tetapi juga

dari sekelompok atom yang disebut ion poliatom, contohnya ion nitrat

bermuatan negatif satu. Artinya muatan negatif bukan hanya untuk N atau

salah satu O, tetapi milik keempat atom, dan biasa dituliskan NO3-. ion

poliatom yang banyak ditemukan tercantum pada tabel 5.

Jika diperhatikan, ternyata kebanyakan ion poliatom mengandung

oksigen, dengan nama berakhiran at dan yang lain diberi kahiran it. Cara

terbentuknya ion ini akan dibicarakan pada pasal 6.3. Rumus dan nama

senyawa ion poliatom sama dnegan monoatom, tetapi anion yang poliatom

tidak perlu ditambah akhiran ida. Indeks ion poliatom harus ditulis setelah

diberi tanda kurung.

Tabel 4. Contoh penulisan indeks ion poliatom setelah diberi tanda kurung

Ion Rumus Nama2NH4+ + S2- (NH4)2S Amonium sulfidaCa2+ + 2NO3- Ca9NO3)2 Kalsium nitrat2NH4+ + SO4

2- (NH4)2SO4 Amonium sulfatFe3+ + 3OH- Fe(OH)3 Feri hidroksidaAl3+ + 3CH3COO- Al(CH3COO)3 Aluminium asetatZn2+ + Cr2O7

2- ZnCr2O7 Zink dikromat

Tabel 5. Ion poliatom yang umum ditemukan

Kation Nama NH4+ AmoniumH3O+ Hidronium

26

N2H5+ Hidrozinium

Anion Nama CO3

2- KarbonatHCO3

- BikarbonatC2O4

2- OksalatCN- Sianida NO3- NitratOH- hidroksida

Anion Nama Anion NamaSO4

2- Sulfat H2PO4- Dihidrogen fosfatSO3

2- Sulfit Cr2O4- Kromat HSO4

- Bisulfat Cr2O72- Dikromat

HSO42- Bisulfit MnO4

- permanganatClO4

- Perklorat CH3COO- asetatClO3- Klorat CNS- tiosianatClO2- Klorit S2O3

2- TiosulfatClO- Hipoklorat AlO2

- AluminatPO4

3- Fosfat IO3- Iodat

HPO42- Hidrogen fosfat

Sifat senyawa ion

Senyawa ion yang terbentuk dari ion positif dan negatif tersusun

selang-seling membentuk molekul raksasa dan akan mempunyai sifat

tertentu.

1) Titik didih dan titik lebur

Daya tarik antara ion positif dan negatif dalam senyawa ion cukup

besar, dan satu ion berikatan dengan beberapa ion yang muatannya

berlawanan. Akibatnya, titik lebur dan titik didih senyawa ion lebih

tinggi dibandingkan senyawa kovalen.

Tabel 6. Perbandingan titik lebur dan titik didih beberapa senyawa ion

dan kovalen

Senyawa ion Titik Lebur Titik didihNaClCaCl2

MgCl2

800772712

147014121412

Senyawa kovalen

27

HClCONH3

CH4

-86,8-199-77,7-162

-114,2-192-33,4-33

2) Kelarutan

Pada umumnya senyawa ion larut dalam pelarut polar (seperti air dan

amonia), karena sebagian molekul pelarut menghadapkan kutub

negatifnya ke ion positif, dan sebagian lagi menghadapkan kutub

positifnya ke ion negatif. Akhirnya, ion-ion terpisah satu sama lain.

3) Hantaran listrik

Hntaran listrik terjadi bila medium mengandung partikel bermuatan

yang dapat bergerak bebas, seperti elektron dalam sebatang logam.

Senyawa ion berwujud padat tidak menghantarkan listrik karena ion

positif dan negatif terikat kuat satu sama lain. Akan tetapi cairan

senyawa ion akan menghantarkan listrik karena ion-ionnya menjadi

lepas dan bebas. Hal ini dapat terjadi bila dilarutkan dalam pelarut

polar (misalnya air) karena terionisasi.

4) Kekerasan

Karena kuatnya ikatan antara ion positif dan negatif, maka senyawa

ion berupa padatan keras dan berbetuk kristal. Permulaan kristal itu

tidak mudah digores atau digeser.

6. Ikatan Logam

Pada pembahasan ini akan diperkenalkan mengenai ikatan dalam

logam, dan akan dijelaskan bagaiman terjadinya ikatan logam dan

mengapa terjadi perbedaan kekuatan ikatan logam dari logam yang satu

dengan logam yang lainnya.

Apakah Ikatan Logam ?

28

1) Ikatan Logam Natrium (Gol. I A)

Logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi

untuk menunjukkan ikatan yang kuat antar atomnya. Bahkan untuk

sebuah logam natrium (titik lebur 97,8o C), meleleh pada suhu yang

lebih tinggi daripada unsur Neon.

Natrium memiliki struktur elektronik 1s2 2s2 2p6 3s1. Ketika atom

natrium berikatan bersama-sama, elektron dalam orbital 3s dari satu

atom natrium akan berbagi ruangan dengan elektron yang terikat dari

atom tetangganya untuk membentuk orbital molekul dengan ikatan

kovalen.

Dalam orbital molekul tersebut, elektron dapat bergerak bebas,

dan setiap elektron dapat terlepas dari atom induknya, sehingga keadaan

seperti ini disebut dengan keadaan terdelokalisasi. Hal yang menjadi

dasar terbentuknya ikatan logam adalah adanya penyatuan dari orbital

atom terluar yang berisi elektron dan membentuk sistem terdelokalisasi

tersebut.

Gambar 19. Ion positif tersebar dalam lautan elektron.

Gambar ini menunjukkan teori elektron bebas, dalam Kristal

logam terdapat elektron yang bergerak bebas. Atom melepaskan

elektron valensinya sehingga terbentuk ion positif (kation) yang

dikelilingi oleh banyak elektron. Dan dari gambar tersebut pandangan

yang benar adalah bahwa logam terbuat daripada atom. Setiap atom

pusat positif pada gambar mewakili semua sisa atom yang terpisah dari

elektron terluar, tetapi elektron tersebut tidak hilang dan tetap ada pada

29

struktur, hanya kemungkinannya tidak memiliki keterikatan pada atom

tertentu. Oleh karena itu logam natrium ditulis sebagai Na- bukan Na+.

2) Ikatan Logam Magnesium (Gol. II A)

Setiap atom magnesium memiliki lebih dari satu proton di alam

inti atom jika dibandingkan dengan atom natrium, sehingga pada atom

magnesium tidak hanya akan ada lebih banyak elektron terdelokalisasi,

tetapi juga akan terjadi daya tarik yang lebih besar antar elektron

tersebut.

Kemudian, atom magnesium memiliki jari-jari yang lebih

pendek daripada atom natrium , sehingga elektron yang terdelokalisasi

lebih dekat ke inti. Dan atom magnesium dapat membentuk ikatan,

yaitu ikatan valensi yang lebih banyak dengan atom tetangganya

dibandingkan dengan atom natrium. Kedua hal ini menyebabkan

terjadinya peningkatan kekuatan logam pada atom magnesium.

3) Ikatan Logam Transisi

Titik leleh dan titik didih pada logam transisi cenderung sangat

tinggi, karena logam transisisi melibatkan elektron di 3d dan 4s dalam

sistem terdelokalisasi. Semakin banyak elektron yang dilibatkan dalam

delokalisasi, maka ikatan logam akan semakin kuat.

4) Ikatan Logam pada Logam Cair

Ikatan logam, pada logam yang cair tetap ada, meskipun

strukturnya telah hancur. Ikatan logam tidak sepenuhya rusak hingga

logam tesebut mendidih, Pada pencairan logam, ikatan logam tersebut

hanya berubah mejadi kendur namun tidak hancur.

Teori elektron bebas

Drude dan Lorentz menyatakan bahwa dalam kristal logam terdapat

elektron yang bergerak bebas. Atom melepaskan elektron valensinya

30

K – KK - KK – KK - KK – KK - K

K K - K KK K - K KK – KK - K

K+ K - K KK – K - K KK – K K - K

K K K - K+K K - K KK – K - K K

sehingga terbentuk ion positif (kation) yang dikelilingi oleh banyak

elektron. Teori ini bertolak dari sifat hantaran logam. Sebatang logam

dapat menghantarkan listrik karena elektron dapat mengalir dari satu ujung

ke ujung lain bila diberi tegangan.

Pendekatan dengan teori ikatan valensi

Berdasarkan teori ikatan valensi, elektron valensi atom logam dapat

membentuk pasangan terikat dengan elektron valensi atom lain di

dekatnya. Pasangan ini tidak tetap antara dua atom, tetapi terjadi sesaat dan

pindah membentuk pasangan dengan atom tetangga lain. Proses

pemindahan ini berlangsung sangat cepat sehingga tidak dapat diamati,

contohnya kalium. Seperti pada gambar 20.

Pendekatan dengan teori orbital molekul

Dalam logam yang berupa molekul raksasa, tidak terdapat molekul

atom melainkan orbital molekul raksasa itu. Karena semua elektron atom

logam berada dalam orbital molekul, maka atom-atom tersebut terikat kuat

satu sama lain.

Gambar 20. Atom K dapat membentuk pasangan elektron sesaat dengan

atom K lain di sekitarnya

31

Cl Cl Cl Cl...........................

Gaya van der Waals

Elektron dalam orbital molekul dapat tereksitasi keluar bila diberi

energi potensial, sehingga logam dapat mengahantarkan arus listrik

(konduktor).

Sifat logam

Atom logam berikatan kuat dengan atom logam sekitarnya. Jika

diberi tekanan maka sebaris atau selapis atom itu dapat bergeser

kedudukannya, dan kemudian dapat berikatan lagi dengan atom yang di

sampingnya. Akibatnya, logam dapat ditempa, dibengkokkan, atau

dibentuk sesuai dengan keinginan.

7. Gaya van der Waals

Banyak bukti menunjukkan bahwa ada gaya tarik antar molekul,

contohnya pada Cl2

Gaya ini disebut gaya van der waals dan sangat lemah

dibandingkan ikatan ion dan kovalen. Gaya van der waals dapat terjadi

antara partikel yang sama atau berbeda. Gaya ini terjadi karena adanya

sifat kepolaran partikel tersebut. Makin kecil kepolaran makin kecil pula

gaya van der waals-nya.

Kepolaran partikel ada yang permanen dan ada yang tidak.

Kepolaran permanen terjadi akibat kepolaran ikatan dalam molekul,

sedangkan kepolaran tidak permanen karena terinduksi oleh partikel

bermuatan sehingga molekul bersifat polar sesaat secara spontan. Gaya van

der waals dibagi berdasarkan kepolaran partikelnya sebagai berikut

32

1) Antaraksi ion-dipol

Partikel yang berbeda dapat saling berikatan atau tarik-menarik bila

yang pertama adalah ion dan yang lain molekul polar (dipol). Gaya

tarik listrik ini disbut antaraksi ion-dipol, contohnya:

H+ + H2O → H3O+

Ag+ + 2NH3 → Ag(NH3)2+

Al3+ + 6H2O → Al(H2O)63+

Na+ + nH2O → Na(OH2)n+

2) Antaraksi dipol-dipol

Antaraksi antara molekul polar 9dipol) terjadi antara ekor dan kepala.

artinya, kutub positif molekul yang satu tarik-menarik dengan kutub

negatif yang lain. Ikatan hidrogen termasuk antaraksi jenis

ini.Antaraksi dipol-dipol antara molekul yang berbeda merupakan

faktor yang menentukan kelarutan zat dalam pelarut.

3) Antaraksi ion-dipol terinduksi

Antaraksi ion-dipol terinduksi adalah mokelul netral menjadi dipol

akibat induksi partikel bermuatan yang berada di dekatnya. Jika

induksi disebabkan oleh ion, maka terjadi antaraksi antara ion tersebut

dengan molekul dipol yang terinduksi sehingga disebut antaraksi ion-

dipol terinduksi.. Contohnya:

I- + I2 → I3-

Hg2+ + Hg → Hg22+

Pada pembahasan ini akan menjelaskan mengenai asal-usul dari

dua bentuk antaraksi antar molekul yang lemah- gaya dispersi van der

waals, dan antaraksi dipol-dipol.

Apa Daya Tarik Antar Molekul Itu?

5) Antarmolekul vs Intramolekul

33

Kiri Kanan

Antaraksi antarmolekul adalah antaraksi antara satu molekul

dengan molekul tetangganya. Sedangkan kekuatan daya tarik

tersendiri yang memegang molekul individu bersama (misal, ikatan

kovalen) dikenal sebagai antaraksi intramolekul. Dua kata ini pada

kenyataannya adalah sejenis, sehingga yang dipergunakan dalam

pembahasan selanjutnya hanyalah kata antarmolekul. Selanjutnya,

semua molekul nantinya akan mengalami daya tarik antarmolekul,

meskipun dalam beberapa kasus mereka terjadi antaraksi yang sangat

lemah.

6) Gaya Van Der Waals : Gaya Dispersi

Gaya dispersi merupakan salah satu dari dua jenis gaya van der

waals, gaya dispersi ini disebut juga dengan gaya London.

Asal gaya dispersi van der waals, yaitu :

: molekul nonpolar memiliki sebaran muatan

(awan elektron yang simetris)

: namun, pergerakan elektron yang sewaktu-waktu

berada lebih dekat ke salah satu ujung molekul,

mengakibatkan ujung yang lain kelebihan

elektron dan bermuatan negative (-), sementara

ujung yang lainnya akan kekurangan elektron,

sehingga bermuatan positif (+). Sesaat kemudian

elektron akan kembali bergerak ke ujung yang

lain, dan membalikkan polaritas molekul,

peristiwa-peristiwa ini dikenal dengan

pembentukan dipol sesaat.

Kemudian, bagaimana dipol sesaat tersebut dapat

menimbulkan gaya tarik antarmolekul?

34

Sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara (dipol

sesaat) akan didekati oleh salah satu molekul non polar. Pada

kenyataannya, salah satu molekul cenderung memiliki polaritas yang

lebih besar pada waktu yang sama, sehingga akan menjadi dominan

terhadap molekul yang lainnya. Pada diagram di atas, dipol sesaatnya

(sebelah kiri), di sisi kanan bermuatan positif dan di sisi kirinya

bermuatan negatif.

Hal ini selanjutnya mengakibatkan molekul non polar yang

berada di sebelah kanan, elektronnya akan cenderung tertarik oleh

ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri, peristiwa ini

mengakibatkan terbentuknya dipol terimbas/terinduksi untuk molekul

non polar yang mendekati dipol sesaat dan berorientasi sedemian rupa,

sehingga sisi kanan dari dipol terinduksi menjadi bermuatan negatif.

Sesaat kemudian, elektron yang berada pada dipole sesaat akan

bergerak ke ujung yang lain. Dalam melakukannya mereka akan

menolak elektron yang berada pada dipol terinduksi.

Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi masih ada

muatan positif (+) dan negatif (-). Selama molekul tetap berdekatan

satu dengan yang lainya, polaritas akan terus berfluktuasi dalam

sinkronisasi sehingga daya tarik antarmolekul selalu dipertahankan.

Dan selama molekul selalu berdekatan, maka gerakan disinkronisasi

dari elektron dapat terjadi atas sejumlah besar molekul.

35

Diagram ini menunjukkan bagaimana seluruh kisi molekul

dapat disatukan dalam bentuk padat dengan gaya dispersi van der

waals.

Kekuatan gaya dispersi antarmolekul adalah lebih lemah dari

pada ikatan kovalen dalam molekul. Dan ukuran daya tarik tersebut

bervariasi tergantung dengan ukuran serta bentuk molekul.

Semakin banyak elektron yang dimiliki, dan semakin jauh

elektron tersebut dapat bergerak, maka akan semakin besar ukuran

dipole sesaat, yang akan mengakibatkan semakin besar gaya dispersi.

Dan hal ini juga menunjukkan bahwa semakin besar ukuran molekul,

maka molekul tersebut akan memiliki titik didih yang lebih tinggi

pula.

Bentuk molekul juga penting. Molekul yang tipis panjang

dapat mengembangkan dipol sesaatnya (pergerakan elektronnya) lebih

besar daripada molekul yang pendek dan gemuk, meskipun

mempunyai jumlah elektron yang sama. Molekul tipis panjang juga

bias tersusun erdekatan secara bersama-sama.

Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-

metilpropana keduanya memiliki rumus molekul C 4 H 10, tetapi atom-

atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai

tunggal, tetapi 2-metilpropana adalah sebuah rantai yang lebih pendek

dengan sebuah cabang.

Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya

dispersi yang lebih besar. Molekul-molekul lebih panjang (dan

36

mengatur dipol sesaat lebih besar) dan bisa tersusun lebih dekat

bersama-sama daripada molekul 2-metilpropana.

7) Gaya Van Der Waals : Interaksi dipol-dipol

Semua antaraksi antarmolekul secara kolektif dikenal sebagai

gaya van der Waals. Berbagai jenis antaraksi antar molekul pertama

kali dijelaskan oleh orang yang berbeda dan pada waktu yang berbeda

pula. Gaya dispersi, misalnya, digambarkan oleh London pada tahun

1930; dan interaksi dipol-dipol oleh Keesom pada tahun 1912.

Sangat penting untuk diketahui, bahwa semua molekul

mengalami gaya dispersi. Tetapi interaksi dipol-dipol bukan

merupakan pilihan dari gaya dispersi, interaksi ini terjadi di luar gaya

dispersi. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik

didih yang lebih tinggi dibandingkan molekul yang hanya memiliki

dipol sesaat.

Interaksi dipol-dipol lebih kuat jika dibandingkan dengan gaya

dispersi. Dan pengaruh dari interaksi ini hanya benar-benar dapat

dilihat jika kita membandingkan dua molekul dengan jumlah elektron

yang sama dan dengan ukuran yang sama pula. Misalnya, titik didih

etana, CH3CH3, dan flouromethane, CH3F.

Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, ukurannya

pun mirip, sehingga gaya dispersi kedua molekul harus dalam

keadaan sama.

Titik didih yang lebih tinggi dari fluoromethane disebabkan

oleh dipol permanen yang besar pada molekul karena

37

elektronegativitas tinggi fluor. Namun, ketika diberi polaritas

permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat

sekitar 10o.

Berikut ini adalah contoh lain yang menunjukkan

dominasi kekuatan dispersi. Trichloromethane, CHCl 3, merupakan

molekul yang sangat polar karena elektronegativitas dari tiga klor.

Akan ada antaraksi dipol-dipol yang cukup kuat antara satu molekul

dan tetangganya.

Di sisi lain, tetraklorometana, CCL 4, adalah non-polar. Bagian

luar molekul secara seragam tersusun ke segala arah. CCL 4 harus

mengandalkan hanya pada gaya dispersi.

Jadi yang memiliki titik didih tertinggi? CCL 4, karena

merupakan molekul yang lebih besar dengan lebih banyak elektron.

Kenaikan gaya dispersi lebih baik daripada mengganti hilangnya

interaksi dipol-dipol..

Titik didihnya adalah:

CHCl3 = 61,2oC dan CCl4 = 76.8oC

Faktor yang mempengaruhi ikatan logam

Faktor yang mempengaruhi ikatan logam, yaitu:

1) Jumlah elektron valensi (semakin banyak elektron valensi maka

semakin kuat ikatan logam)

2) Ukuran atom (semakin kecil jari-jari atom semakin kuat ikatan logam)

38

3) Struktur logam (semakin kompak struktur logam maka semakin kuat

ikatan logam)

C. ELEKTRONEGATIVITAS

Pada pembahasan ini, menjelaskan apa, bagaimana dan mengapa

elektronegativitas bervariasi pada tabel periodik serta bagaimana perbedaan

elektronegativitas mempengaruhi jenis ikatan dan menjelaskan apa yang

dimaksud dengan ikatan polar dan molekul polar

Elektronegativitas adalah ukuran kecenderungan untuk menarik

pasangan elektron yang dipakai bersama dalam ikatan kovalen.

(i) (ii) (iii)

Pasangan elektron yang dipakai bersama ditarik oleh kedua inti atom.

Jika intinya (A dan B) sama, pasangan itu akan berada di tengah inti atom, pada

gambar (i). Jika intinya berbeda (A dan B), pasangan lebih cenderung ke atom

yang lebih kuat daya tariknya, pada gambar (ii) yang mana B sedikit lebih

elektronegatif dari A sehingga B sedikit negatif dan A sedikit positif.

Contohnya terdapat pada kebanyakan ikatan kovalen, ikatan hidrogen-klor

pada HCl atau ikatan hidrogen-oksigen dalam air yang khas. Sedangkan pada

gambar (iii) B jauh lebih elektronegatif dari A, sehingga B mempunyai kontrol

penuh terhadap pasangan elektron dan A tidak mempunyai kontrol penuh atas

kedua elektron. Daya tarik tersebut biasanya disebut keelektronegatifan unsur.

Contohnya molekul H2 atau Cl2.

Jadi implikasi dari semua ini adalah tidak ada pembagian yang jelas

antara ikatan kovalen dan ikatan ion. Pada ikatan kovalen murni, elektron

pasangan berada persis di tengah antara dua atom. Pada ikatan polar, elektron

telah menarik sedikit ke arah salah satu ujungnya. Tidak adanya perbedaan

mengenai elektronegativitas mengarah pada ikatan kovalen murni non-polar.

39

Perbedaan elektronegativitas yang kecil menyebabkan ikatan kovalen polar dan

perbedaan yang besar menyebabkan ikatan ion.

Berikut ini nilai elektronegativitas:

Polar obligasi dan molekul polar

Diagram hubungan elektronegatifitas dan polaritas ikatan:

40

Diagram hubungan elektronegatifitas dengan ukuran atom:

Pada CCl4, tiap ikatannya adalah ikatan polar

Secara keseluruhan, molekul tersebut bukan merupakan ikatan polar

karena tidak memiliki akhir (sisi) yang sedikit negatif dan salah satu yang

sedikit positif. Seluruh bagian luar molekul agak negatif, tetapi tidak ada

pemisahan keseluruhan baik dari atas ke bawah maupun dari kiri ke kanan.

Sebaliknya pada CHCl3 adalah polar

Hidrogen di bagian atas molekul kurang negatif daripada karbon dan

juga kurang positif. Ini berarti bahwa molekul sekarang memiliki sedikit positif

41

“atas” dan sedikit negatif “bawah”, dan begitu juga pada seluruh molekul polar.

Namun, sebuah molekul polar bisa tidak sebanding dalam hal.

Pola elektronegativitas dalam tabel periodik

Pola elektronegatif dalam tabel periodik, unsur yang paling

elektronegatif adalah flour.

Tren elektronegativitas di periode

Grafik menunjukkan elektronegativitas dari natrium hingga klor yang

tidak memiliki elektronegativitas karena tidak membentuk ikatan.

Grafik menunjukkan pola elektronegativitas di Grup 1 dan 7.

Daya tarik sepasang elektron untuk inti tertentu tergantung pada :

42

1. Jumlah proton dalam inti

2. Jarak dari inti

3. Jumlah elektron screening dalam elektron

Gambar 21. Daya tarik

elektron pada senyawa

NaCl

Natrium dan klor memiliki ikatan pada tingkat-3. Pasangan elektro

disaring dari kedua nuklei oleh 1s, 2s dan elektron 2p, tetapi inti klor memiliki

6 proton lebih banyak di dalamnya. Sehingga pasangan elektron akan tertarik

begitu jauh ke arah klorin yang terbentuk ion karena jumlah energi akan

bertambah pada inti yang menarik pasangan elektron lebih kuat.

(hidrogen florida) (hidrogen klorida)

Pasangan ikatan terlindung dari inti flour karena adanya electron 1s2.

Pada klorin tersebut terlindung oleh semua elektron 1s22s22p6 . Jika pasangan

electron lebih dekat ke inti, daya tarik lebih besar, dan begitu pula sebaliknya.

Kemampuan polarisasi ion positif

Gambar 22. Kemampuan polarisasi ion

aluminium terhadap ion klorida

Contohnya adalah ion aluminium yang polarisasi ion klorida. Dalam

contoh aluminium klorida, pasangan elektron ditarik kembali ke arah 43

aluminium sehingga ikatan memjadi kovalen. Tetapi karena klorin lebih

elektronegatif dari aluminium, pasangan elektron tidak akan ditarik setengah

antara dua atom sehingga ikatan yang terbentuk akan polar.

Faktor-faktor yang mempengaruhi kemampuan polarisasi, yaitu

1. ion positif elektrik memdistorsi ion negatif terdekat

2. densitas muatan pada ion positif

D. MUATAN FORMAL DAN RESONANSI

Saat menentukan strukur lewis sering terdapat beberapa kemungkinan

struktur. Misalnya N2O

Struktur yang benar dapat ditentukan dengan muatan formal (Formal

Charge atau FC) .

Atau

Contoh:

Jumlah elektron ikatan = 2 x jumlah ikatan

44

Struktur lewis diterima jika muatan formal masing-masing atom = 0

atau muatan formal yang negatif berada di atom yang lebih elektronegatif pada

tiap dua atom yang berikatan.

a. Struktur A tidak diterima karena muatan formal kedua N = -1 dan O = +1

padahal O lebih elektronegatif dibandingkan N

b. Struktur B diterima karena muatan formal yang -1 berada di O yang lebih

elektronegatif

c. Struktur C diterima karena N kiri dan N kanan memiliki kelektronegatifan

sama (keduanya sama-sama nitrogen) sehingga tidak penting mana di

antaranya yang negatif.

Struktur B dan struktur C merupakan struktur yang saling resonansi.

Struktur resonansi adalah strukur yang memiliki perbedaan posisi

elektron, namun posisi atomnya.

Muatan formal

Muatan formal adalah suatu langkah untuk mengetahui struktur Lewis

mana yang lebih stabil bagi senyawa yang memiliki lebih dari satu struktur

Lewis.

Kriteria muatan formal

1) Muatan formal kecil (positif atau negatif) lebih disukai daripada besar

2) Muatan sama yang bersebelahan tidak disukai (gaya tolak)

3) Muatan formal dengan nilai lebih negatif harus diposisikan ada pada atom

yang elektronegatif

H2SO4 memiliki dua struktur Lewis yang memenuhi :

45

Eksperimen:

Ada 2 jenis ikatan antara S dan O pada H2SO4 → 157 pm

(S - O) & 142 pm (S=O) ¨ Struktur (2) yang realistis�

Alat bantu untuk memilih: Muatan formal

MF = Σ e- valensi – Σ e- nonikatan – ½ Σ e- ikatan

Seperti:

Struktur (1) memiliki 3 atom bermuatan → energi sangat tinggi (tidak stabil).

Contoh soal:

Gunakan konsep muatan formal untuk menentukan manastruktur

hidroksilamina, NH3O, yang terbaik.

Penyelesaian

Struktur (2) terbaik karena muatan formal semua atomnya adalah nol.

46

Resonansi

Resonansi adalah delokalisasi elektron pada molekul atau ion

poliatomik tertentu dimana ikatannya tidak dapat dituliskan dalam satu struktur

Lewis. Struktur molekul atau ion yang mempunyai delokaliasi elektron disebut

dengan struktur resonan.

Masing-masing struktur resonan dapat melambangkan struktur Lewis,

dengan hanya satu ikatan kovalen antara masing-masing pasangan atom.

Beberapa struktur Lewis digunakan bersama-sama untuk menjelaskan struktur

molekul. Namun struktur tersebut tidak tetap, melainkan ada sebuah osilasi

antara ikatan rangkap dengan elektron, saling berbolak-balik. Maka dari itu

disebut dengan resonansi. Struktur yang sebenarnya mungkin saja adalah

peralihan dari dua struktur resonan. Bentuk peralihan (intermediet) dari struktut

resonan disebut dengan hibrida resonan.

Resonansi dalam kimia diberi simbol garis dengan dua arah panah

(↔).contoh resonansi ozon (O3) Pada ozon, terdapat perpindahan elektron antar

inti yang dijelaskan dengan anak panah.

Kebanyakan ikatan dapat dideskripsikan dengan menggunakan lebih

dari satu struktur Lewis yang benar (misalnya pada ozon, O3). Dalam diagram

lewis (LDS: Lewis dot structure) O3, atom pusat akan memiliki ikatan tunggal

dengan satu atom dan ikatan rangkap dua dengan satu atom lainnya. Diagram

LDS tidak dapat memberitahukan kita atom mana yang berikatan rangkap;

atom pertama dan kedua yang berikatan dengan atom pusat memiliki

probabilitas yang sama untuk memiliki ikatan rangkap. Dua struktur yang

memungkinkan ini disebut sebagai struktur resonansi. Pada kenyataannya,

struktur ozon adalah hibrid resonansi antara dua struktur resonansi yang

memungkinkan. Daripada satu ikatan tunggal dan satu ikatan rangkap dua,

sebenarnya terdapat dua ikatan 1,5 dengan kira-kira tiga elektron pada setiap

atom.

Kasus resonansi yang khusus terlihat pada atom-atom yang membentuk

cincin aromatik (contohnya benzena). Cincin aromatik terdiri dari atom-atom

47

yang tersusun menjadi lingkaran (dihubungkan dengan ikatan kovalen) dan

menurut LDS akan memiliki ikatan tunggal dan rangkap dua yang saling

bergantian. Dalam kenyataannya, elektron-elektron cenderung secara merata

berada di seluruh ruang cincin. Pembagian elektron pada struktur aromatik

seringkali diwakili dengan cincin di dalam lingkaran atom.

Struktur titik Lewis (LDS) untuk molekul-molekul beresonansi

diperlihatkan dengan menciptakan struktur titik untuk setiap bentuk yang

memungkinkan, mengurung struktur-struktur tersebut, dan menghubungkan

satu sama lain dengan tanda panah berkepala ganda.

Sifat Umum Resonansi

Molekul atau ion yang dapat beresonansi mempunyai sifat-sifat berikut:

1. Dapat dituliskan dalam beberapa struktur Lewis yang disebut dengan

struktur resonan. Tetapi tidak satupun struktur tersebut melambangkan

bentuk asli molekul yang bersangkutan.

2. Di antara struktur yang saling beresonansi bukanlah isomer. Perbedaan

antar struktur hanyalah pada posisi elektron, bukan posisi inti.

3. Masing-masing struktur Lewis harus mempunyai jumlah elektron valensi

dan elektron tak berpasangan. yang sama.

4. Ikatan yang mempunyai orde ikatan yang berbeda pada masing-masing

struktur tidak mempunyai panjang ikatan yang khas.

5. Struktur yang sebenarnya mempunyai energi yang lebih rendah

dibandingkan energi masing-masing struktur resonan.

Contoh:

Bentuk kanonik (resonansi) benzena adalah

48

Jika persamaan gelombangnya diselesaikan, maka dengan

memperhitungkan partisipasi bentuk 1 dan bentuk 2 secara seimbang maka

diperoleh suatu bentuk yang energinya lebih rendah dari pada energi bentuk 1

dan bentuk 2. Perlu diperhatikan bahwa di dalam menjumlahkan fungsi

gelombang pada persamaan di atas, yang boleh dijumlahkan adalah fungsi

gelombang bentuk kanonik yang tingkat energinya sama atau paling tidak

hampir sama. Perbedaan energi antara molekul yang sebenarnya dengan energi

struktur. Lewis yang terendah energinya disebut energi resonansi.

Aturan resonansi

Ada beberapa petunjuk penting untuk menuliskan struktur resonansi

(biasa disebut struktur kanonik) dan untuk prakiraan secara kualitatif tentang

pentingnya.

1) Pergeseran elektron. Struktur resonansi adalah perubahan bolak-balik oleh

satu atau sederet. Biasanya satu senyawa dapat dituliskan dengan satu

struktur yang baik untuknya, dan beberapa struktur yang lain diturunkan

dari struktur pertama tersebut untuk keperluan konsistensi dengan semua

sifat-sifatnya yang teramati. Sebagai ilustrasi, kovalensi unsur-unsur di

dalam vinil klorida, rumus molekul dan prinsip-prinsip kimia organik

klasik mengarah pada struktur 1a sebagai rumus struktur yang baik untuk

senyawa tersebut. Akan tetapi bila dikaitkan dengan hasil penghitungan

panjang ikatan C-Cl, ikatan tersebut jauh lebih pendek daripada ikatan C-

Cl dalam alkil klorida sederhana (1,78 Å), momen dipole-nya lebih kecil

(1,44 D) daripada etil klorida (2,05 D), dan lebih inert terhadap nukleofil;

maka bentuk struktur 1 dipandang memberi kontribusi yang penting

kepada struktur hibrida resonansi vinil klorida. Struktur 2 diturunkan dari

struktur 1 melalui dua pergeseran elektron yang melibatkan pasangan

elektron bebas dan elektron π.

49

1 2

3 4 5

2) Struktur-struktur resonansi harus mempunyai elektron tak berpasangan

dalam jumlah yang sama.

Apabila kedua struktur mempunyai total elektron yang berbeda

maka strukturstruktur tersebut menyatakan spesies molekul yang berbeda

dan tidak dapat menjadi kontributor resonansi kepada hidrida resonansi

yang sama. Akan tetapi ada kemungkinan struktur-struktur mempunyai

elektron yang sama tapi berbeda jumlah elektron tak berpasangannya.

Jika elektron tak berpasangan dalam 4 mempunyai spin

antiparalel maka elektronelektron tersebut akan bergabung membentuk

ikatan dan akan ekuivalen dengan 3. Jika spin antiparalel dalam 5

kemudian bergeser lagi sampai membentuk pasangan elektron

menghasilkan 5 maka pastilah 5 ekuivalen dengan 1. Akan tetapi jika

elektron tak berpasngan dalam 4 dan 5 mempunyai spin yang paralel maka

struktur-struktur tersebut mempunyai multiplisitas yang berbeda, maka

struktur-struktur tersebut bukan kontributor kepada spesiaes molekul yang

sama seperti struktur 3.

3) Struktur resonansi yang mengikuti aturan (2) adalah struktur yang paling

stabil.

Sistem ikatan kovalen dengan dua, empat, atau enam elektron

adalah lebih stabil daripada sistem ikatan satu atau tiga elektron. Panjang

ikatan C-C dan kekuatan ikatan dalam benzena semuanya sama, dan

berada di antara nilai ikatan dalam etana dan etilena. Hal yang perlu

dipikirkan adalah ikatan dalam benzena adalah sistem ikatan tiga elektron.

Meskipun demikian, sistem ikatan tiga elektron jauh lebih lemah (±60

kkal/mol) dibanding dengan ikatan yang ada dalam benzena.

50

6 a 7 a6 b 7 a

Struktur di mana hidrogen mempunyai lebih dari dua elektron

dalam kulit valensinya (1s) atau atom unsur-unsur periode kedua

mempunyai lebih dari delapan elektron dalam kulit valensinya adalah jauh

lebih tidak stabil untuk menjadi kontributor dalam resonansi suatu molekul

dalam kondisi normal. Telah menjadi kenyataan bahwa unsur-unsur

berusaha untuk mempunyai delapan elektron valensi, dan prinsip ini

disebut aturan oktet Lewis. Unsur-unsur dalam periode ketiga dapat

menggunakan orbital 3s, 3p, atau 3d dan bukanlah hal yang tidak umum

bagi unsur-unsur periode tersebut untuk menampun lebih dari delapan

elektron dalam kulit valensinya. Sebagai contoh adalah senyawa belerang

dan fosfor.

4) Semakin kovalen ikatan-ikatan yang ada dalam suatu struktur ikatan

kovalen, semakin tinggi kestabilannya.

Ketika atom-atom saling mendekati satu sama lain di dalam jarak

ikatan kovalen, masing-masing orbital valensinya akan berganbung

membentuk orbital molekul ikatan atau atom-atom tersebut saling tolak-

menolak dengan kuat sampai berpisah. Setiap ikatan akan menambah

sekitar 50-100 kkal/mol kepada kestabilan sistem, sedangkan perbedaan

kestabilan bentuk resonansi hanyalah satu bagian dari jumlah tersebut,

struktur resonansi dengan jumlah ikatan yang lebih besar biasanya akan

lebih stabil.

5) Struktur ikatan kovalen dipolar umumnya lebih kurang stabil daripada

struktur nonpolar.

51

8 a 8 b

9 a

9 d

9 c9 b

Dua struktur resonansi asam karboksilat (8a dan 8b) mempunyai

jumlah ikatan yang sama tetapi 8b kurang stabil karena adanya pemisahan

muatan

Semakin jauh terpisah muatan yang tak sejenis, semakin tidak

stabil bentuk resonansi tersebut. Oleh karena itu, bentuk resonansi ionik

butadiena 9d ialah yang paling tidak stabil, dan 9b yang paling stabil.

Tentu saja bentuk non polar 9a yang paling stabil di antara semuanya dan

memberikan kontribusi yang paling tinggi kepada hibrida resonansi. Dapat

dikatakan bahwa struktur molekul normal adalah yang paling menyerupai

9a.

6) Struktur yang melibatkan muatan formal akan lebih stabil apabila muatan

negatif berada pada atom yang paling elektronegatif dan muatan positif

pada atom yang paling kurang elektronegatif.

Aturan ini menunjukkan bahwa bagi keton, bentuk ionik 10b lebih

stabil daripada 10c, dan hal ini diperkuat secara eksperimen dengan

momen dipole dan sifat-sifat kimia keton. Jadi jika pereaksi karbonil

mengadisi ke ikatan rangkap dua suatu keton, bagian positif pengadisi

selalu masuk kepada atom oksigen.

52

10 a 10 b 10 c

7) Semakin berdekatan derajat kestabilan struktur-struktur resonansi semakin

tinggi derajat resonansinya.

Sistem yang melibatkan struktur-struktur ikatan valensi yang

ekuivalen mempunyai derajat resonansi yang tinggi. Spesies-spesies

tersebut boleh bermuatan atau tidak bermuatan. Beberapa contoh sebagai

berikut:

Di dalam hal tersebut di atas, muatan berpindah-pindah sehingga

memberikan efek penyebaran muatan dan menghindari akumulasi muatan

berlebih pada satu atom. Prinsip elektronetralitas Pauling ini diketahui

mempunyai efek penstabil. Resonansi struktur-struktur yang mempunyai

jumlah ikatan yang sama (disebut resonansi isovalen) memberikatn

kontribusi beberapa kali lipat daripada jika struktur kontributor

mempunyai jumlah ikatan yang berbeda.

53

8) Resonansi hanya dapat terjadi antara struktur yang hubungannya sangat

dekat di mana posisi semua inti atom relatif sama.

Hal ini harus karena berguna untuk membatasi antara resonansi

dengan isomerisomer. Isomer adalah kenyataan sedangkan struktur

resonansi adalah hipotetik dan hanya pendekatan kepada struktur nyata.

Efek resonansi

Resonansi selalu menghasilkan perbedaan distribusi kerapatan

elektron bila dibandingkan dengan tidak adanya resonansi dalam suatu

molekul. Sebagai contoh, jika 11 adalah struktur nyata anilin, kedua pasangan

elektron bebas pada nitrogen akan sepenuhnya terletak pada atom tersebut.

Tetapi karena struktur nyata anilin bukanlah 11, tapi hibrida yang merupakan

sumbangan dari bentuk-bentuk kanonik seperti yang diperlihatkan maka

kerapatan elektron bebas tidak hanya terpusat pada nitrogen namun tersebar

merata ke dalam cincin. Penurunan kerapatan elektron pada satu posisi ini

disebut efek resonansi atau mesomeri. Dapat dikatakan bahwa NH2

berkontribusi atau mendonorkan elektronnya ke cincin melalui efek resonansi,

meskipun tidak ada kontribusi yang benar-benar terjadi. Efek ini muncul dari

fakta berubahnya posisi elektron dari posisi yang diharapkan di mana resonansi

tidak ada.

Di dalam amoniak di mana resonansi tidak ada, pasangan elektron

bebas berlokasi pada nitrogen. Jika satu atom hidrogen pada amoniak diganti

dengan cincin benzena maka elektron akan tertarik oleh efek resonansi, persis

sama dengan jika satu gugus metil menggantikan satu hidrogen benzena,

elektron akan disumbangkan dari metil oleh efek medan. Ide pemberian atau

54

11. Struktur nyata anilin

penarikan elektron hanya muncul dari proses membandingkan suatu senyawa

dengan senyawa yang sangat mirip, atau senyawa nyata dengan bentuk

kanonik.

E. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI: SIFAT IKATAN KIMIA

KOVALEN

Struktur molekul yang stabil ditentukan oleh susunan 3D atom-atom

dalam molekul itu:

1) Panjang ikatan ⇒ ukuran molekul

(jarak antarinti atom dalam ikatan tertentu)

2) Sudut ikatan ⇒ bentuk molekul

(orientasi relatif dua ikatan yang berdekatan)

Vibrasi molekul → panjang & sudut ikatan berubah-ubah → nilai rerata

diukur dengan spektroskopi & difraksi sinar-X.

1. Panjang dan Energi Ikatan

Panjang ikatan adalah Jarak antara atom-atom di dalam molekul

adalah sifat khas molekul dan dapat memberikan informasi berharga

apabila dibandingkan dengan ikatan yang sama dalam molekul yang

berbeda.

55

Tabel 7. Panjang dan energi ikatan

1 golongan: Z↑ →ukuran atom ↑ → panjang ikatan ↑ � → energi ikatan ↓

Contoh: Panjang ikatan F2 < Cl2 < Br2 < I2; ClF < ClBr

Energi ikatan HF > HCl > HBr > HI

Anomali energi ikatan

F2 << Cl2 > Br2 > I2 ⇒ kuatnya tolak-menolak antar atom F

yang sangat elektronegatif

N2 >> O2 >> F2 ⇒ faktor orde ikatan

Panjang ikatan dari sepasang atom tertentu hanya berubah sedikit dari satu

molekul ke molekul lain, sedangkan energi ikatan tidak begitu terulangkan

(+10%).

Contoh:

2. Orde Ikatan

Suatu ikatan kovalen mempunyai panjang dan energi tertetu.

Panjang ikatan kovalen adalah jarak antara dua inti yang berikatan.

Contohnya ikatan dalam H2. Energi ikatan adalah energi yang diperlukan

untuk memisahkan kedua atom sehingga menghasilkan partikel bebas atau

radikal bebas. Contoh ikatan H – H dalam H2:

H−H ( g ) → H ( g )+H (g)56

H H H H

H C H HH C. + : C H

H H (g) H (g) H (g)

etana etunaetena

dan ikatan C- C dalam C2H6

Orde ikatan adalah jumlah ikatan kovalen yang terdapat pada dua

atom yang berikatan.

Sebagai contoh:

Orde ikatan karbon-karbon pada etana, etena, dan etuna (asetilen)

berturut-turt adalah 1, 2, dan 3. Kerapatan lektron di antara dua atom yang

sejenis bergantung pada orde ikatan. Makin besar orde ikatan makin besar

kerapatan dan energinya, tetapi panjang ikatan makin kecil. Contoh ikatan

C – C, O – O, dan C – N. Seperti pada tabel berikut:

Ikatan Orde Ikatan Panjang Ikatan (pm)

Energi Ikatan (kJ mol-1)

Frekuensi Vebrasi (Hz)

C – C 1 154 370 3,0 x 1013

C = C 2 137 699 4,9 x 1013

C ≡ C 3 120 960 6,6 x 1013

O – O 1 143 350 3,2 x 1013

O = O 2 123 750 5,2 x 1013

C – N 1 147 300 3,7 x 1013

C ≡ N 3 116 730 6,8 x 1013

Tabel 8. Variasi orde ikatan dengan sifat-sifat lainnya

Orde ikatan rangkap juga ada pada ikatan antaratom selain C dan

antaratom tak sejenis, seperti pada tabel berikut:

57

Tabel 9. Orde ikatan rangkap pada ikatan antaratom selain C

F. STRUKTUR MOLEKUL : TEORI VSEPR

1. Teori VSEPR

Struktur lewis hanya menunjukkan bentuk molekul secara dua

dimensi. Bentuk molekul sebanarnya (3D) dapat ditentukan dengan teori

domain (pengembangan dari VSEPR).

Ide dasar teori VSEPR adalah adanya tolakan antara pasangan

elektron sehingga pasangan elektron tersebut akan menempatkan diri pada

posisi sejauh mungkin dari pasangan elektron lainnya. Posisi pasangan

elektron satu dengan yang lain yang semakin berjauhan akan menyebabkan

tolakan antar mereka menjadi semakin kecil. Pada posisi yang paling jauh

yang dapat dicapai, tolakan antar pasangan elektron menjadi minimal.

Tolakan antar pasangan elektron terjadi antara pasangan elektron

non-ikat yang terlokalisasi pada atom pusat dan elektron ikat secara ikatan

koordinasi. Teori VSEPR mengasumsikan bahwa masing-masing molekul

akan mencapai geometri tertentu sehingga tolakan pasangan antar elektron

di kulit valensi menjadi minimal.

Teori VSEPR, memaparkan prosedur untuk memprediksi bentuk

molekul dengan energi potensial terendah sebagai akibat adanya tolakan

pasangan elektron.

Perkiraan bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR

Teori VSEPR mengasumsikan bahwa setiap atom akan mencapai

bentuk dengan tolakan antar elektron yang dalam kulit terluar seminimal

58

mungkin. Aplikasi teori VSEPR pada senyawa sederhana dapat dilihat

pada Gambar 23.

Gambar 23. Struktur Lewis dan Bentuk Molekul BeF2, BF3, CH4, PF5 dan

SF6.

Pada BeF2 tidak ada lagi pasangan elektron non-ikat, karena semua

elektron dipakai untuk berikatan. Pasangan elektron akan saling menolak

satu dengan yang lain. Tolakan antar pasangan elektron minimal bila

kedua pasangan elektron menempati posisi yang sejauh mungkin. Berdasar

kenyataan tersebut, kedua atom F akan menempati posisi yang saling

berseberangan. Teori VSEPR memprediksi bentuk molekul BF2 adalah

linear dengan sudut ikat F-Be-F 1800.

Ada tiga tempat menemukan elektron di atom pusat ion boron

triflorida (BF3). Tolakan antar pasangan elektron dapat diminimalkan

dengan mengatur ketiga pasangan elektron ke ketiga sudut segitiga.

VSEPR memprediksi bentuk molekul BF3 adalah segitiga datar dengan

suduk ikat F-B-F 1200.

59

Molekul BeF2 dan BF3 merupakan molekul dua dimesional, dimana

atom-atom berada pada bidang yang sama. Jika metana (CH4) ditempatkan

pada bidang dua dimensi, maka metana akan mengadopsi bentuk molekul

segiempat datar dengan sudut ikat H-C-H 90o. Jika metana ditempatkan

pada bidang 3 dimensi, metana akan mengadopsi bentuk molekul

tetrahedral dengan sudut ikat H-C-H 109o28’

Tolakan antar kelima pasangan elektron di kulit terluar atom

belerang dalam molekul PF5 dapat diminimalkan dengan cara

mendistribusikan elektron-elektron tersebut ke sudut-sudut trigonal

bipiramidal. Tiga pasangan elektron dalam trigonal bipiramidal berada di

posisi ekuatorial dengan sudut ikat F-S-F sebesar120o, dan dua pasangan

di posisi aksial (posisi yang tegak lurus dengan bidang ekuatorial) dengan

sudut ikat F-S-F sebesar 90o.

Terdapat 6 atom F yang terikat secara langsung pada atom pusat

SF6. Tolakan antara keenam pasangan elektron tersebut diminimalkan

dengan cara mendistribusikan elektron-elektron ke sudut-sudut

oktahedron. Istilah oktahedron secara literatur berarti “delapan sisi”, tetapi

dalam konteks ini oktahedron diartikan sebagai “bangun yang mempunyai

enam sudut”. Untuk menggambarkan bentuk molekul SF6, tempatkan

atom-atom F di sisi yang berseberangan sepanjang sumbu X, Y dan Z yang

melewati atom S pada sistem koordinat Cartesian.

P eranan ikatan rangkap dua dan rangkap tiga dalam teori VSEPR

Senyawa yang mengandung ikatan rangkap dua atau tiga,

memainkan peranan yang penting pada penentuan bentuk molekul suatu

senyawa. Geometri di sekitar atom pusat ditentukan oleh banyaknya

tempat ditemukannya pasangan elektron, bukan ditentukan oleh banyaknya

60

pasangan elektron valensi. Struktur Lewis karbondioksida dan ion

karbonat disajikan pada Gambar 24.

Gambar 24. Struktur Lewis CO2 dan

CO32-

Berdasar Gambar 24, terdapat empat pasangan elektron yang terikat

pada atom C dalam molekul CO2, tetapi hanya dua tempat dimana elektron

dapat ditemukan, yaitu di ujung kiri dan kanan ikatan rangkap C=O. Gaya

tolak antar pasangan elektron menjadi minimal apabila kedua ikatan

rangkap C=O berada pada posisi yang berseberangan dan letaknya sejauh

mungkin. Teori VSEPR memprediksi bentuk molekul CO2 adalah linear,

seperti halnya BeF2, dengan sudut ikat 180o.

Berdasar struktur Lewis ion karbonat, terdapat empat pasangan

elektron pada atom pusat (atom C). Pasangan elektron tersebut terlokalisasi

di tiga tempat, yaitu di dua ikatan tunggal C-O, dan 1 ikatan rangkap dua

C=O. Tolakan antar pasangan elektron diminimalkan dengan cara

mendistribusikan ketiga atom oksigen ke sudut-sudut segitiga ekuilateral.

Berdasarkan hal tersebut dapat diprediksikan bahwa ion karbonat

mengadopsi bentuk molekul segitiga datar (trigonal planar), seperti pada

BF3, dengan sudut ikat 120o.

Aturan elektron non-ikat pada teori VSEPR

Elektron valensi pada atom pusat pada NH3 dan H2O

didistribusikan ke sudut tetrahedron. Teori VSEPR memprediksikan

61

elektron valensi atom pusat dalam amonia dan air akan mengarah ke sudut

tetrahedron, seperti yang terlihat pada Gambar 25.

Gambar 25. Distribusi Elektron dan Bentuk Molekul NH3 dan H2O

Karena elektron non-ikat tidak bisa ditempatkan pada posisi yang

akurat, prediksi bentuk molekul tidak bisa dilakukan secara langsung.

Tetapi hasil yang dikemukakan oleh teori VSEPR dapat digunakan untuk

memprediksi posisi atom pusat dalam molekul. Posisi atom pusat ini

ditentukan secara eksperimental. Berdasarkan posisi atom pusat amonia,

VSEPR memprediksikan bahwa molekul amonia mengadopsi bentuk

trigonal bipiramidal, dengan nitrogen berada di puncak piramid.

Sedangkan air mengadopsi bentuk bengkok atau menyudut.

Jika teori VSEPR diperluas terhadap molekul yang elektronnya

terdistribusi ke sudut trigonal bipiramidal, pertanyaan yang muncul adalah:

Elektron non-ikat akan berada pada posisi aksial ataukah ekuatorial?

Secara eksperimen, umumnya elektron non-ikat menempati posisi

ekuatorial dalam trigonal bipiramidal.

Untuk memahami hal itu, harus ditekankan bahwa elektron non-

ikat menempati ruang yang lebih besar dibandingkan elektron ikat. Posisi

elektron non-ikat berdekatan dengan salah satu inti atom, dan hal ini yang

berkaitan dengan ruang yang ditempati dimana elektron non-ikat

menyesuaikan diri dengan ruang yang ada tetapi tetap berdekatan dengan

salah satu inti atom.

Keberadaan pasangan elektron non-ikat akan sedikit mengubah

situasi pembentukan geometri molekul senyawa. Tiga tipe tolakan yang

terjadi dimulai dari gaya tolak yang terkecil, adalah:

62

a. Tolakan antara pasangan elektron ikat dengan pasangan elektron ikat

b. Tolakan antara pasangan elektron ikat dengan pasangan elektron non-

ikat

c. Tolakan antara pasangan elektron non-ikat dengan pasangan elektron

non-ikat.

Karena elektron non-ikat menempati ruang yang lebih besar,

menyebabkan gaya tolak antar elektron non-ikat menjadi relatif besar, gaya

tolak antara pasangan elektron non-ikat dengan elektron ikat menjadi lebih

kecil dan gaya tolak antar pasangan elektron ikat menjadi jauh lebih kecil.

Posisi pasangan elektron non-ikat pada molekul SF4 disajikan pada

Gambar 25.

Gambar 26. Posisi Pasangan

Elektron Non-ikat Pada Molekul

SF4

Jika elektron non-ikat pada molekul SF4 ditempatkan pada posisi

aksial, menyebabkan elektron non-ikat menjadi relatif dekat dengan tiga

pasangan elektron ikat yang menempati posisi ekuatorial. Tetapi jika

pasangan elektron non-ikat ditempatkan pada posisi ekuatorial, jarak

dengan elektron ikat pada posisi aksial menjadi cukup jauh. Hasilnya, jika

elektron non-ikat ditempatkan pada posisi ekuatorial, tolakan antara

elektron non-ikat dan ikat pada molekul SF4 menjadi minimal.

Aplikasi teori VSEPR pada senyawa SF4, ClF3 dan I3- tersaji pada

Gambar 27. Apabila pasangan elektron non-ikat belerang pada molekul

SF4 ditempatkan di posisi ekuatorial, bentuk molekul yang paling sesuai

adalah bentuk jungkat-jungkit (see-saw). Tolakan antar pasangan elektron

di kulit valensi atom klor dalam ClF3 dapat diminimalkan dengan

63

menempatkan kedua pasangan non-ikat dalam trigonal bipiramidal di

posisi ekuatorial. Hal ini menyebabkan bentuk paling baik yang diadopsi

ClF3 adalah bentuk T. Struktur Lewis dari ion triiodida (I3-) memprediksi

distribusi elektron valensi atom pusat dalam trigonal bipiramidal. Bila tiga

pasangan elektron non-ikat ditempatkan di posisi ekuatorial, akan

didapatkan bentuk linear.

Bentuk molekul didasarkan pada distribusi elektron valensi pada

bidang oktahedron sehingga lebih mudah digunakan untuk

memprediksikan bentuk molekul karena semua sudut oktahedron adalah

identik.

Gambar 27. Struktur Lewis dan

Bentuk Molekul SF4, ClF3 dan I3-

Bilangan sterik

Penentuan bentuk molekul yang diadposi oleh suatu senyawa dapat

dilakukan dengan cara menentukan bilangan sterik (steric number, SN)

atom pusat. Bilangan sterik (SN) didefinisikan sebagai penjumlahan atom

yang terikat pada atom pusat dan jumlah pasangan elektron non-ikat.

64

Bilangan sterik molekul ditentukan berdasarkan struktur Lewis

senyawa yang bersangkutan. Apabila pada senyawa ABn, dengan n adalah

atom yang terikat pada atom pusat, tidak terdapat pasangan elektron non-

ikat, maka bilangan sterik atom pusat sama dengan jumlah atom yang

terikat pada atom pusat, yaitu n.

Ikatan rangkap dua dan tiga dalam penentuan bilangan sterik

dihitung sama dengan ikatan tunggal. Misalnya pada molekul CO2.

terdapat dua ikatan rangkap dua dari atom oksigen yang terikat pada atom

pusat C, sehingga tidak ada lagi pasangan elektron non-ikat pada atom C.

Maka bilangan sterik CO2 adalah 2.

Pengaturan posisi yang meminimalkan tolakan secara alami

tergantung pada jumlah pasangan elektron. Jumlah atom yang terikat pada

atom pusat, jumlah pasangan elektron, struktur Lewis dan bentuk molekul

yang memberikan energi potensial minimum disajikan pada Tabel 10.

Nama Sudut ikatan

Jumlah PEI (X)

Jumlah PEB (E)

Rumus (AXnEm)

Contoh senyawa

Linear 180 2 0 AX2 CO2

Trigonal planar 120 3 0 AX3 BF3

Planar huruf V 2 1 AX2E SO2

Tetrahedral 4 0 AX4 CH4

Piramida trigonal 3 1 AX3E NH3

Planar bentuk V 2 2 AX2E2 H2O

Bipiramida trigonal

5 0 AX5 PCl5

Bipiramida trigonal

4 1 AX4E SF4

Planar bentuk T 3 2 AX3E2 ClF3

Linear 2 3 AX2E3 XeF2

Oktahedral 90 6 0 AX6 SF6

Piramida segiempat

5 1 AX5E BrF5

Segiempat datar 4 2 AX4E2 XeF4

65

Keterangan: PEI = pasangan elektron ikatan, PEB = pasangan elektron

bebas, A= atom pusat, Xn = jumlah atom yang diikat atom pusat, Em =

jumlah pasangan elektron bebas

Tabel 10. Hubungan jumlah atom yang terikat pada atom pusat dengan

pengaturan elektron dan bentuk molekul

Jadi, langkah-langkah meramal bentuk molekul sebagai berikut:

Langkah-langkah yang digunakan untuk meramal struktur molekul

tidak berbeda jauh dengan langkah-langkah yang digunakan untuk

menggambar struktur Lewis suatu molekul atau ion poliatomik. Langkah-

langkah yang digunakan untuk meramal bentuk molekul sebagai berikut.

1. Menentukan atom pusat.

2. Tuliskan jumlah elektron valensi dari atom pusat.

3. Menentukan jumlah elektron valensi dari masing-masing substituen

jika berupa atom.

4. Satu elektron dari substituen dipasangkan dengan satu elektron dari

atom pusat sehingga membentuk pasangan elektron (pasangan

elektron ikatan, PEI). Perlu diperhatikan bahwa, bahwa jumlah

elektron atom pusat tidak selalu memenuhi kaidah oktet. Jika masih

terdapat substituen dan masih terdapat elektron pada atom pusat, maka

semuanya harus dipasangkan.

5. Jika semua susbtituen telah dipasangkan dengan elektron atom pusat

dan masih terdapat elektron yang tidak berpasangan, maka elektron

tersebut tetap ditulis pada atom pusat sebagai elektron bebas atau

pasangan elektron bebas (PEB).

6. Jika berupa ion poliatomik, maka setelah semua substituen

dipasangkan kurangi elektron jika ion bermuatan positif dan

tambahkan elektron jika ion bermuatan positif.

7. Menentukan bentuk molekul serta memperkirakan besarnya sudut-

sudut ikatan disekitar atom pusat dengan memperhatikan tolakan-

66

tolakan yang terjadi agar diperoleh bentuk dengan tolakan yang

minimum.

Keterbatasan teori VSEPR

Seperti teori-teori yang lain, teori VSEPR juga memiliki

kelemahan-kelemahan. Beberapa diantaranya sebagai berikut.

Banyak senyawa logam transisi strukturnya tidak dapat dijelaskan

menggunakan teori VSEPR. Teori VSPER gagal meramalkan struktur

NH3+. Berdasarkan teori VSEPR bentuk molekul NH3

+ adalah trigonal

bipiramidal dengan sudut ikatan lebih kecil dari 120° (sedut normal untuk

atom dengan bilangan koordinasi 3) tetapi lebih besar dari 109,47° (sudut

normal untuk atom bilangan koordiansi 4) karena terdapat satu elektron

tidak berpasangan pada atom N.

Namun berdasarkan hasil eksperimen ternyata bentuk dari NH3+

adalah segitiga planar dengan sudut ikatan sebesar 120°. Hal ini

disebabkan elektron bebas terdistribusi secara merata pada bagian depan

belakang atom N.

Struktur senyawa halida triatomik dengan logam golongan 2

tidaklah linear pada fase gas seperti yang diprediksi oleh teori VSEPR,

melainkan berbentuk tekuk (sudut X-M-X : CaF2, 145°; SrF2, 120°; BaF2,

108°; SrCl2, 130°; BaCl2, 115°; BaBr2, 115°; BaI2, 105°). Gillespie

mengajukan bahwa ini disebabkan oleh interaksi ligan dengan elektron

pada inti atom logam yang menyebabkan polarisasi atom, sehingga

kelopak dalam atom tidaklah simetris berbentuk bola dan memengaruhi

geometri molekul.

Teori VSEPR dapat digunakan untuk meramal bentuk molekul dari

hidrida-hidrida unsur-unsur pada periode 3 dan 4 seperti H2S, H2Se, PH3,

AsH3 dan SbH3, namun gagal meramal besar sudut ikatan yang ada.

Berdasarkan teori VSEPR H2S dan H2Se berbentuk huruf V dengan

besar sudut ikatan H-E-H (E=S atau Se) sekitar 104,5°C seperti sudut

67

ikatan H2O. Namun berdasarkan eksperimen diperoleh besar sudut H-E-H

mendekati 90° walaupun berbentuk V.

Sedangkan bentuk molekul PH3, AsH3 dan SbH3 berdasarkan teori

VSEPR berbentuk trigonal piramidal dengan sudut ikatan H-E-H (E = P,

As atau Sb) sekitar 107,3° seperti sudut ikatan NH3. Namun berdasarkan

eksperimen diperoleh bahwa besar sudut ikatan H-E-H m,endekati 90°

walaupun berbentuk trigonal piramidal.

2. Struktur Molekul

1) Molekul Raksasa

Pada pembahasan ini, mengenai struktur dari zat kovalen

raksasa seperti intan, grafit, dan silikon dioksida serta struktur yang

berhubungan sifat fisik zat tersebut.

Struktur intan

Struktur kovalen raksasa dari intan

Karbon memiliki susunan elektronik 2,4. Masing-masing

karbon elektron dengan empat atom karbon lain membentuk empat

ikatan tunggal.

Gambar 29. Struktur intan

Pada diagram struktur kovalen raksasa tersebut beberapa atom

karbon hanya tampak akan membentuk dua ikatan (atau bahkan satu

ikatan) tetapi itu tidak benar-benar terjadi. Struktur ini bukan molekul

karena jumlah atom bergabung dalam suatu berlian yang

sesungguhnya bervariasi tergantung pada ukuran kristal.

68

Gambar 30. Macam-macam ukuran kristal intan

Sifat fisik dari intan

1. memiliki titik lebur yang sangat tinggi hamper 4000oC.

2. intan bersifat sangat keras

3. tidak menghantarkan listrik

4. tidak larut dalam air dan pelarut organik.

Struktur grafit

Struktur kovalen raksasa dari garfit

Grafit memiliki struktur lapisan yang cukup sulit untuk

digambarkan dalam tiga dimensi. Diagram di bawah ini menunjukkan

susunan atom di setiap lapisan :

Diagram tersebut adalah sebuah penyederhanaan dan

menunjukkan susunan atom pada ikatan.

Ikatan dalam grafit

Elektron dalam ikatan ini terdelokasi bebas untuk bergerak di

mana saja dalam masing-masing elektron dan tidak lagi tetap pada

atom karbon. Karena terdelokalisasi elektron bergerak di sekitar

lembaran, dipole temporer yang sangat besar dapat diatur dan

69

menyebabkan dipole yang berlawanan. Dalam setiap atom karbon

menggunakan tiga electron untuk membentuk ikatan sederhana untuk

tiga ikatan lainnya yang terdekat.

Sifat fisik grafit

1. memiliki titik lebur yang tinggi mirip dengan berlian

2. memiliki rasa lembut, licin dan digunakan pada pensil

3. memiliki kepadatan lebih rendah daripada berlian

4. tidak larut dalam air dan pelarut organic

5. menghantarkan listrik.

Struktur silikon dioksida ( SiO2) dikenal juga sebagai silikon (IV)

oksida

Kristal silikon memiliki struktur yang sama dengan berlian.

Untuk mengubahnya menjadi silikon dioksida adalah dengan cara

memodifikasi struktur silikon dengan memasukkan beberapa atom

oksigen.

Gambar 31. Struktur silikon

(mirip struktur berlian/intan)

Pada gambar tersebut setiap atom silikon dijembatani dengan

atom oksigen.

Sifat fisik silikon dioksida

1. memiliki titik lebur yang berbeda-beda

2. sulit untuk memecahkan ikatan kovalen yang sangat kuat

3. tidak dapat menghantarkan listrik

4. tidak dapat larut dalam air dan pelarut organik.

70

2) Struktur Ion

Pada pembahasan ini, menjelaskan tentang susunan ion-ion

pada natrium klorida, sifat fisik,titik lebur, titik didih, titik lebur,

kerapuhan, dan kelarutan serta perilaku listrik

Ion negatif dan ion positif dapat terbentuk bila terjadi serah

terima elektron antara atom. Atom yang melepaskan elektron akan

menjadi ion positif, dan atom yang menerima elektron akan menjadi

ion negatif. Ion tidak hanya terbentuk dari satu atom (monoatom)

tetapi juga terbentuk dari sekelompok atom yang disebut ion poliatom,

contohnya ion nitrat bermuatan negatif 1 (1-).

Struktur khas dari ionik solid yaitu natirum klorida

Natrium klorida adalah senyawa ionik yang khas. Senyawa ini

terdiri dari kisi raksasa ion. Jadi, natrium klorida dan setiap senyawa

ion lainnya digambarkan memilki struktur ionik raksasa. Seperti pada

gambar berikut dimana sebuah molekul air yang selalu mengandung 2

atom hidrogen dan 1 atom oksigen.

Gambar 32. Molekul air yang

mengandung 2 atom H dan 1

atom O2

Ion natrium berada di tengah dan 6 ion klorida menempel di

sekitar ion natrium. Natrium klorida digambarkan sebagai 6:06-co-

ordinasi karena mempunyai daya tarik lebih antara ion positif dan ion

negatif sehingga energi lebih banyak yang dilepaskan. Semakin

banyak energi yang dilepaskan, struktur menjadi lebih stabil.

Jadi setiap ion dikelilingi oleh 6 muatan ion yang berbeda

karena untuk mewakili jumlah maksimum ion klorida di sekitar pusat

ion natrium sebelum ion natrium menempel satu sama lain. Jika kedua

ion tersebut saling menempel maka akan terjadi tolakan ke dalam

kristal yang membuatnya menjadi kurang stabil.

71

Gambar 33. Struktur sodium

klorida

Cara menggambar strruktur sodium klorida tersebut yaitu ;

1. menggambar persegi yang sempurna

2. menggambar sebuah persegi yang sebangun di belakang

3. menggabung gambar tersebut sehingga menjadi bangun kubus

4. membagi kubus besar tersebut menjadi 8 kubus kecil dengan

menggabungkan titik setiap sisinya ke titik tengah pada tepi yang

berlawanan, menggabungkan titik tengah bidang masing-masing

ke titik tengah bidang yang berlawanan

72

5. meletakkan ion dengan cara menggunakan warna yang berbeda

atau ukuran yang berbeda untuk dua ion yang berbeda dalam tiga

dimensi

Perbedaan struktur caesium klorida

Diagram letak ion yang diatur pada cesium klorida

(34.a)

(34.b)

Pada diagram jika ion cesium terjepit di antara dua lapisan ion

klorida, maka akan menyentuh ion klorida empat di lapisan bawah dan

empat lagi di lapisan atas. Jadi setiap ion cesium disentuh oleh delapan

ion klorida (8-co-ordinasi).

Diagram akhir yang dibentuk adalah struktur tersebut di atas

sedikit dimiringkan seolah-olah ion dari muatan yang sama saling

bersentuhan.

(34.c)

73

Gambar 34. Contoh lapisan ion klorida. Letak ion cesium klorida (a);

Letak ion cesium klorida di antara 2 lapisan klorida (b); Struktur

cesium klorida seperti saling bersentuhan.

Ada pula diagram ionik yang biasanya disederhanakan untuk

menunjukkan unit paling dasar dari pola yang berulang. Untuk cesium

klorida, berikut gambar diagram yang menunjukkan susunan di sekitar

ion klorida pada masing-masing ion cesium :

Gambar 35. Susunan ion

klorida pada masing-masing ion

cesium

Dengan membalikkan warna yaitu warna hijau berupa ion

klorida di letakkan mengitari ion caesium yang berwarna orange maka

gambar diagram sama persis dengan susunan ion cesium yang

mengitari tiap-tiap ion klorida.

Namun terdapat perbedaan struktur kalsium klorida dengan

natrium klorida yaitu ketika natrium klorida terkoordinasi, maka tidak

ada tolakan dan itu merupakan cara yang dapat mengatur natrium

tersebut.

Struktur senyawa sederhana seperti mengkristalnya NaCl atau

CsCl tergantung pada rasio jari-jari ion positif dan ion negatif. Jika

jari-jari ion positif lebih besar dari 73% dari ion negatif maka 8:08-

koordinasi adalah mungkin. Bila kurang dari 73% maka 6:06

terkoordinasi.

Sifat fisik natrium klorida

Natrium klorida merupakan senyawa ion yang khas karena

memiliki titik lebur dan titik didih yang tinggi, dan ada terjadi

74

elektostatik kuat antara ion positif dan ion negatif serta tidak memiliki

energy panas untuk mengatasinya. Perbedaan antara zat ionik akan

tergantung pada :

1. jumlah harga pada ion negatif

2. ukuran ion

Jika ion yang lebih kecil mendekat bersama-sama maka atraksi

elektrostatik lebih besar.

Natrium klorida Kristal yang rapuh

Kerapuhan merupakan tipe zat ion.

Gambar 36. Kerapuhan ion natrium klorida

Ion dengan harga yang sama terpisah dari sisi sehingga kristal

terlihat terpotong atau terpisah menjadi dua bagian.

Natrium klorida larut dalam air

Tergantung pada tempat yang cukup besar antara molekul air

dan ion untuk mengatasi atraksi antara ion. Ion positif yang tertarik ke

pasangan amndiri pada molekul air dan koordinasi (kovalen dativ)

obligasi bisa terbentuk, sehingga molekul air membentuk ikatan

hidrogen dengan ion negatif.

Natrium klorida yang tidak larut dalam air

Terjadi karena molekul pelarut dan ion tidak mampu untuk

mengatasi atraksi kristal yang bersama-sama.

75

Perilaku listrik natrium korida

Natrium padat tidak dapat menghantarkan listrik karena tidak

ada elektron yang dapat bergerak bebas. Ketika meleleh natrium

klorida mengalami elektrolisis yang melibatkan konduksi listrik

karena gerakan dan debit dari ion. Kemudian ion-ion positif bergerak

menuju elektroda bermuatan negatif (katoda). Ketika sampai di sana

masing-masing ion natrium mengambil satu elektron dari elektroda

untuk membentuk-atom-natrium.

Dalam klorida padat, gerakan ion tidak dapat terjadi dan dapat

menghentikan setiap arus dalam rangkaian.

3) Struktur Logam

Pada pembahasan ini, akan digambarkan atau dideskripsikan

mengenai struktur logam, dan hubungan struktur tersebut dengan sifat

fisik logam.

Struktur Logam

1. Susunan Atom

Logam merupakan struktur raksasa dari atom yang

melakukan ikatan bersama, sehingga disebut dengan ikatan

logam. Kata “raksasa” menunjukkan bahwa banyak atom yang

terlibat dalam ikatan logam tersebut, namun jumlah atom tersebut

tergantung kepada ukuran potongan logam itu sendiri.

Macam-macam struktur logam, yaitu :

1) 12 – koordinasi

Kebanyakan logam disusun berdekatan, yaitu atom

akan tersusun sebanyak mungkin ke dalam volume ruangan

yang tersedia. Setiap atom di dalam struktur akan berikatan

dengan 12 atom lainnya, sehingga logam dideskripsikan

dengan 12-koordinasi

76

Setiap atom memiliki enam atom lain di setiap

lapisannya seperti berikut ini:

Dan ada juga di mana setiap atom memiliki tiga atom

lain pada lapisan atas dan tiga lagi di lapisan bawah

2) 8 – koordinasi

Logam yang ada pada golongan satu dari table

periodik disusun kurang efisien, karena hanya memiliki atau

berikatan dengan delapan dari atom lain, sehingga disebut 8 –

koordinasi seperti berikut ini:

Diagram sebelah kiri menunjukkan tidak adanya atom

yang berikatan satu sama lain pada lapisan tertentu, atom-

atom tersebut hanya berikatan oleh atom lain di lapisan atas

dan bawah, sedangkan pada diagram di sebelah kanan

menunjukkan adanya delapan atom yang berikatan (empat di

atas dan empat di bawah).

2. Butir Kristal

Atom pada sepotong logam tidaklah tersusun secara

teratur. Setiap potong logam terdiri atas sejumlah butir kristal

77

sebagai daerah keteraturannya. Dan pada batas butir Kristal,

atom-atom akan menjadi sejajar/teratur susunannya.

Gambar 37. Butir

kristal

Sifat Fisik Logam

1. Titik Leleh dan Titik Didih

Titik leleh dan titik didih pada logam cenderung tinggi,

karena adanya kekuatan ikatan logam. Kekuatan ikatan logam

bervariasi antara logam yang satu dengan logam lainnya,

tergantung pada jumlah elektron yang terdelokalisasi dan

penyusunannya.

Titik leleh dan titik didih cenderung rendah, apabila

jumlah elektron yang berkontribusi pada ikatan berjumlah sedikit.

Selain itu hal yang turut mempengaruhi titik leleh dan titik didih

dari logam adalah jarak inti atom dari dari elektron yang

terdelokalisasi.

2. Konduktivitas Listrik

Logam dapat menghantarkan listrik, begitu pula dengan

logam cair, hal ini menunjukkan bahwa meskipun atom logam

dapat bergerak bebas, delokalisasi tetap berlaku hingga

pendidihan logam dan ikatan logam akan tetap ada selama atom

saling bersentuhan satu dengan yang lainnya.

3. Konduktivitas Termal

Logam merupakan konduktor panas yang baik. Energi

panas dihunakan oleh elektron sebagai tambahan energi kinetik

yang membuat elektron-elektron dapat bergerak lebih cepat. Dan

energi akan ditransfer sepanjang logam oleh pergerakan elektron.

4. Kekuatan dan Kemungkinan perubahan

78

Logam mudah ditempa (dapat dipukul menjadi lembaran)

dan bersifat ulet (dapat diulur menjadi kawat), elastis (dapat

beubah bentuk ketika diberi tekanan, dan apabila diberi tekanan

yang lebih besar maka akan terjadi perubahan bentuk dari logam

secara permanen).

Logam bersifat keras namun rapuh, hal ini tejadi karena

adaanya peningkatan jumlah batas butir kristal pada logam.

Mengontrol ukuran butiran kristal untuk mendapatkan

perubahan pada bentuk logam dapat dilakukan dengan dua cara,

yaitu : dengan perlakuan panas, logam dipanaskan agar menjadi

lunak dan memukul-mukulnya pada keadaan dingin sehingga

logam akan berubah menjadi bentuk baru dan kembali menjadi

keras. Cara yang lain adalah dengan memasukkan atom-atom

yang sedikit berbeda ukuran ke dalam struktur logam, dan cara ini

disebut dengan paduan.

G. TATA NAMA ANORGANIK DAN BILANGAN OKSIDASI

Tata Nama Anorganik

1. Tata Nama Ion

1) Kation monoatomik (1 ion stabil):

Golongan I dan II + 3 unsur pertama dari Golongan III

Nama = unsur induknya

Contoh: Na+: ion natrium Ca2+: ion kalsium

Gol. I, II → kation monoatomik +1, +2

2) Kation monoatomik (beberapa ion stabil):

Unsur transisi + Golongan III, IV, dan V

Contoh: Cu+: ion tembaga(I) atau ion kupro

Cu2+: ion tembaga(II) atau ion kupri

(a) Angka Romawi dalam kurung → muatan.

79

(b) Akhiran –o → ion yang muatannya lebih rendah;

Akhiran –i → yang lebih tinggi (sudah ditinggalkan).

3) Kation poliatomik

Contoh: NH4+: ion amonium H3O+: ion hidronium

Hg22+: ion merkuro(I)

[bedakan dengan Hg2+:ion merkuri(II)]

4) Anion monoatomik

Bagian pertama nama unsur + akhiran -ida

Contoh: Cl-: ion klorida (diturunkan dari klorin)

O2-: ion oksida (diturunkan dari oksigen)

Gol. V, VI, VII → anion monoatomik .3, .2, .1

5) Anion poliatomik

Contoh: SiO43-: ion silikat

NO2- : ion nitrit

NO3- : ion nitrat

ClO- : ion hipoklorit

ClO3- : ion klorat

ClO2- : ion klorit

ClO4- : ion perklorat

HCO3- : ion hidrogen karbonat

(nama biasa: ion bikarbonat)

Tata nama senyawa ionik: (Nama kation)_(Nama anion)

Asas kenetralan muatan: Muatan + dari kation dibalanskan oleh

muatan – dari anion.

Contoh soal 1:

Apakah rumus kimia untuk (a) barium oksida dan

(b) sesium nitrida.

Penyelesain:

(a) Ba : golongan II → Ba2+

O : golongan VI → O2-

Asas kenetralan muatan:

80

Setiap 1 ion Ba2+ dibalanskan oleh 1 ion O2- ⇒ BaO

(b) Cs3N.

Contoh soal 2:

Namai senyawa ionik yang mengandung ion poliatom berikut.

(a) NH4ClO3 (b) NaNO2 (c) Li2CO3

Penyelesaian:

(a) Amonium klorat

(b) Natrium nitrit

(c) Litium karbonat

2. Tata Nama Kovalen

Penulisan rumus senyawa kovalen yang terdiri dari dua unsur

disusun menurut nilai keelektronegatifannya, dimulai dengan yang rendah

dan diakhiri dengan yang tinggi. Contoh:

HCl bukan ClH

H2O bukan OH2

Nama senyawa kovalen didasarkan nama kedua unsur secara

berurutan dan ditambah akhiran –ida. Contoh:

HCl hidrogen klorida

H2O hidrogen oksida (nama umum: air)

ClF klor flourida

BrCl brom klorida

Jika kedua unsur membentuk lebih dari satu senyawa, seperti CO

dan CO2 harus menggunakan awalan:

1 = mono

2 = di

3 = tri

4 = tetra

5 = penta

6 = heksa

7 = hepta

8 = okta

81

9 = nona 10 = deka

Aturan pemberian awalan sebagai berikut:

a. Unsur pertama tidak diberi awalan mono bila indeksnya satu,

sedangkan unsur kedua diberi akhiran –ida. Contohnya:

CO karbon monoksida

CO2 karbon dioksida

PCl5 fosfor pentaklorida

SO2 belerang dioksida

b. Kedua unsur diberi awalan bila indeks keduanya bervariasi. Contoh:

NO2 nirogen dioksida

N2O3 dinitrogen triklorida

P4O6 tetrafosfor heksaoksida

NH3 nitrogen hidrida (nama umum: amonia)

Senyawa kovalen yang mengandung lebih dari dua jenis unsur

umumnya adalah asam oksi dan senyawa organik. Asam oksi adalah

senyawa yang mengandung hidrogen, oksigen, dan unsur lain (yang

umumnya non logam). Contohnya pada tabel berikut ini:

Senyawa Nama Senyawa NamaH2CO3 Asam karbonat HClO2 Asam kloritH2C2O4 Asam oksalat HClO Asam hipokloritHNO3 Asam nitrat H3PO4 Asam fosfatHNO2 Asam nitrit H3PO3 Asam fosfitH2SO4 Asam sulfat C2H3OOH Asam asetatH2SO3 Asam sulfit H2CrO4 Asam kromatH2S2O3 Asam tiosulfat H2CrO7 Asam dikromatHClO4 Asam perklorat HMnO4 Asam

permanganatHClO3 Asam klorat HCN Asam sianida

HCNS Asam tiosianida

Tabel 11. Beberapa senyawa asam oksi

82

Dari tabel di atas, ternyata ada dua asam oksi yang jenis unsurnya

sama tetapi jumlah atomnya berbeda, maka yang memilki oksigen lebih

banyak diberi akhiran –at dan yang lain diberi akhiran –it. Contohnya

asam sulfat (H2SO4) dan asam sulfit (H2SO3). Jika senyawa seperti ini lebih

dari dua, maka yang paling tinggi diberi awalan per- dan yang paling

rendah diberi awalan hipo-. Contohnya asam perklorat (HClO4), asam

klorat (HClO3), asam klorit (HClO2), dan asam hipoklorit (HClO).

83