Logam Kumpulan

95
Logam Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas Belum Diperiksa Langsung ke: navigasi , cari Kristal gallium Dalam kimia , sebuah logam (bahasa Yunani : Metallon) adalah sebuah unsur kimia yang siap membentuk ion (kation) dan memiliki ikatan logam , dan kadangkala dikatakan bahwa ia mirip dengan kation di awan elektron. Metal adalah salah satu dari tiga kelompok unsur yang dibedakan oleh sifat ionisasi dan ikatan , bersama dengan metaloid dan nonlogam . Dalam tabel periodik , garis diagonal digambar dari boron (B) ke polonium (Po) membedakan logam dari nonlogam. Unsur dalam garis ini adalah metaloid, kadangkala disebut semi-logam; unsur di kiri bawah adalah logam; unsur ke kanan atas adalah nonlogam. Nonlogam lebih banyak terdapat di alam daripada logam, tetapi logam banyak terdapat dalam tabel periodik. Beberapa logam terkenal adalah aluminium , tembaga , emas , besi , timah , perak , titanium , uranium , dan zink . Alotrop logam cenderung mengkilap, lembek, dan konduktor yang baik, sementara nonlogam biasanya rapuh (untuk nonlogam padat ), tidak mengkilap, dan insulator . Dalam bidang astronomi , istilah logam seringkali dipakai untuk menyebut semua unsur yang lebih berat daripada helium . Sifat-sifat logam

Transcript of Logam Kumpulan

Logam Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Belum DiperiksaLangsung ke: navigasi, cari

Kristal gallium

Dalam kimia, sebuah logam (bahasa Yunani: Metallon) adalah sebuah unsur kimia yang siap membentuk ion (kation) dan memiliki ikatan logam, dan kadangkala dikatakan bahwa ia mirip dengan kation di awan elektron. Metal adalah salah satu dari tiga kelompok unsur yang dibedakan oleh sifat ionisasi dan ikatan, bersama dengan metaloid dan nonlogam. Dalam tabel periodik, garis diagonal digambar dari boron (B) ke polonium (Po) membedakan logam dari nonlogam. Unsur dalam garis ini adalah metaloid, kadangkala disebut semi-logam; unsur di kiri bawah adalah logam; unsur ke kanan atas adalah nonlogam.

Nonlogam lebih banyak terdapat di alam daripada logam, tetapi logam banyak terdapat dalam tabel periodik. Beberapa logam terkenal adalah aluminium, tembaga, emas, besi, timah, perak, titanium, uranium, dan zink.

Alotrop logam cenderung mengkilap, lembek, dan konduktor yang baik, sementara nonlogam biasanya rapuh (untuk nonlogam padat), tidak mengkilap, dan insulator.

Dalam bidang astronomi, istilah logam seringkali dipakai untuk menyebut semua unsur yang lebih berat daripada helium.

Sifat-sifat logam

Sifat kimia

Logam biasanya cenderung untuk membentuk kation dengan menghilangkan elektronnya, kemudian bereaksi dengan oksigen di udara untuk membentuk oksida basa. Contohnya:

4 Na + O2 → 2 Na2O (natrium oksida)2 Ca + O2 → 2 CaO (kalsium oksida)4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 (aluminium oksida)

Logam-logam transisi seperti besi, tembaga, seng, dan nikel, membutuhkan waktu lebih lama untuk teroksidasi. Lainnya, seperti palladium, platinum dan emas, tidak bereaksi dengan udara sama sekali. Beberapa logam seperti aluminium, magnesium, beberapa macam baja, dan titanium memiliki semacam "pelindung" di bagian paling luarnya, sehingga tidak dapar dimasuki oleh molekul oksigen.

Proses pengecatan, anodisasi atau plating pada logam biasanya merupakan langkah-langkah terbaik untuk mencegah korosi.

Sifat fisika

Logam pada umumnya mempunyai angka yang tinggi dalam konduktivitas listrik, konduktivitas termal, sifat luster dan massa jenis. Logam yang mempunyai massa jenis, tingkat kekerasan, dan titik lebur yang rendah (contohnya logam alkali dan logam alkali tanah) biasanya bersifat sangat reaktif. Jumlah elektron bebas yang tinggi di segala bentuk logam padat menyebabkan logam tidak pernah terlihat transparan.

Mayoritas logam memiliki massa jenis yang lebih tinggi daripada nonlogam. Meski begitu, variasi massa jenis ini perbedaannya sangat besar, mulai dari litium sebagai logam dengan massa jenis paling kecil sampai osmium dengan logam dengan massa jenis paling besar.

Paduan logam

Paduan logam merupakan pencampuran dari dua jenis logam atau lebih untuk mendapatkan sifat fisik, mekanik, listrik dan visual yang lebih baik. Contoh paduan logam yang populer adalah baja tahan karat yang merupakan pencampuran dari besi (Fe) dengan Krom (Cr).

Penggunaan Logam

Umumnya, logam bermanfaat bagi manusia, karena penggunaannya di bidang industri, pertanian, dan kedokteran.[1] Contohnya, merkuri yang digunakan dalam proses klor alkali.[1] Proses klor alkali merupakan proses elektrolisis yang berperan penting dalam industri manufaktur dan pemurnian zat kimia.[1] Beberapa zat kimia yang dapat diperoleh dengan proses elektrolisis adalah natrium, kalsium, magnesium, aluminium, tembaga, seng, perak, hidrogen, klor, fluor, natrium hidroksida, kalium bikromat, dan kalium permanganat.[1] Proses elektrolisis larutan natrium klorida tersebut merupakan proses klor-alkali.

Elektrolisis larutan NaCl menghasilkan natrium hidroksida di katode (kutub positif) dan gas klor di anode (kutub negatif).[1] Pada industri angkasa luar dan profesi kedokteran dibutuhkan bahan yang kuat, tahan karat, dan bersifat noniritin, seperti aloi titanium.[1] Sebagian jenis logam merupakan unsur penting karena dibutuhkan dalam berbagai fungsi biokimiawi.[1] Pada zaman dahulu, logam tertentu, seperti tembaga, besi, dan timah digunakan untuk membuat peralatan, perlengkapan mesin, dan senjata.[1]

Logam mulia

Secara umum logam mulia berarti logam-logam termasuk paduannya yang biasa dijadikan perhiasan, antara lain emas, perak, tembaga dan platina. Logam-logam tersebut memiliki

warna yang bagus, tahan karat, lunak dan terdapat dalam jumlah yang sedikit di alam. Emas dan perak memiliki sifat penghantar listrik yang sangat baik sehingga banyak dipakai untuk melapisi konektor-konektor pada perangkat elektronik.

Logam berat

Logam berat (heavy metal) adalah logam dengan massa jenis lima atau lebih, dengan nomor atom 22 sampai dengan 92. Logam berat dianggap berbahaya bagi kesehatan bila terakumulasi secara berlebihan di dalam tubuh. Beberapa di antaranya bersifat membangkitkan kanker (karsinogen). Demikian pula dengan bahan pangan dengan kandungan logam berat tinggi dianggap tidak layak konsumsi.

Kasus-kasus pencemaran lingkungan menyebabkan banyak bahan pangan mengandung logam berat berlebihan. Kasus yang populer adalah sindrom Minamata, sebagai akibat akumulasi raksa (Hg) dalam tubuh ikan konsumsi.

Di Indonesia, pernah dilaporkan bahwa ikan-ikan di Teluk Jakarta juga memiliki kandungan raksa yang tinggi. Udang dari tambak Sidoarjo pernah ditolak importir dari Jepang karena dinilai memiliki kandungan kadmium (Cd) dan timbal (Pb) yang melebihi ambang batas. Diduga logam-logam ini merupakan dampak buangan limbah industri di sekitarnya. Kakao dari Indonesia juga pernah ditolak pada lelang internasional karena dinilai memiliki kandungan Cd di atas ambang batas yang diizinkan. Cd diduga berasal dari pupuk TSP yang diberikan kepada tanaman di perkebunan.

Skripsi Teknik Mesin - blog aadesanjaya.blogspot.com yang berisikan beberapa contoh makalah, ptk, rpp berkarakter, skripsi dan artikel pendidikan yang lainnya kali ini sedang posting skripsi teknik mesin, mudah mudahan saya bisa menambah beberapa contoh skripsi teknik mesin yang lainnya.

Selain skripsi teknik mesin ini saya juga sudah memposting beberapa contoh skripsi seperti skripsi ekonomi, keperawatan, bahasa indonesia, psikologi, matematika, kimia, fpok, skripsi akutansi kata pengantar. tesis nah silahkan baca skripsi teknik mesinnya dibawah. ^_^Judul  :“  ANALISA   PENGARUH  WAKTU  TAHAN   TERHADAP  BAJA  KARBON  RENDAH  DENGAN  METODE   PACK  CARBURIZING 

BAB   I PENDAHULUAN

skripsi teknik mesin

1.1.    PendahuluanSemakin  meningkatnya  perkembangan  hidup  manusia  maka  jamanpun  ikut  berkembang  dengan  pesat.  Karena  perkembangan  manusia  bertambah  maju  maka  bidang  teknologipun  ikut  berkembang  sangat  pesat  dengan  harapan  segala  kebutuhan  manusia  dapat  terpenuhi  dengan  baik.

Jika  diperhatikan,  segala  kebutuhan  manusia  tidak  lepas  dari unsur  logam.  Kerena  hampir  semua  alat  yang  digunakan  manusia  terbuat  dari  unsur  logam.  Sehingga  logam 

Struktur atomStruktur atom merupakan satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta

awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya.[1] Inti atom mengandung campuran proton yang bermuatan positif dan neutron yang bermuatan netral (terkecuali pada Hidrogen-1 yang tidak memiliki neutron). Elektron-elektron pada sebuah atom terikat pada inti atom oleh gaya elektromagnetik. Demikian pula sekumpulan atom dapat berikatan satu sama lainnya membentuk sebuah molekul. Atom yang mengandung jumlah proton dan elektron yang sama bersifat netral, sedangkan yang mengandung jumlah proton dan elektron yang berbeda bersifat positif atau negatif dan merupakan ion. Atom dikelompokkan berdasarkan jumlah proton dan neutron pada inti atom tersebut. Jumlah proton pada atom menentukan unsur kimia atom tersebut, dan jumlah neutron menentukan isotop unsur tersebut.

Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani, yang berarti tidak dapat dipotong ataupun sesuatu yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi-bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan ke-18, para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan bahwa zat-zat tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20, para fisikawan berhasil menemukan struktur dan komponen-komponen subatom di dalam atom, membuktikan bahwa 'atom' tidaklah tak dapat dibagi-bagi lagi.[1] Prinsip-prinsip mekanika kuantum yang digunakan para fisikawan kemudian berhasil memodelkan atom. [1]

Relatif terhadap pengamatan sehari-hari, atom merupakan objek yang sangat kecil dengan massa yang sama kecilnya pula. Atom hanya dapat dipantau menggunakan peralatan khusus seperti mikroskop penerowongan payaran. Lebih dari 99,9% massa atom berpusat pada inti atom, dengan proton dan neutron yang bermassa hampir sama. Setiap unsur paling tidak memiliki satu isotop dengan inti yang tidak stabil yang dapat mengalami peluruhan radioaktif. Hal ini dapat mengakibatkan transmutasi yang mengubah jumlah proton dan neutron pada inti. Elektron yang terikat pada atom mengandung sejumlah aras energi, ataupun orbital, yang stabil dan dapat mengalami transisi di antara aras tersebut dengan menyerap ataupun memancarkan foton yang sesuai dengan perbedaan energi antara aras. Elektron pada atom menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur dan memengaruhi sifat-sifat magnetis atom tersebut. [1]

Perkembangan Model Atom

Seorang filsuf Yunani yang bernama Democritus berpendapat bahwa jika suatu benda dibelah terus menerus, maka pada saat tertentu akan didapat akan didapat bagian yang tidak dapat dibelah lagi. Bagian seperti ini oleh Democritus disebut atom. Istilah atom berasal dari bahasa yunani “a” yang artinya tidak, sedangkan “tomos” yang artinya dibagi. Jadi, atom artinya tidak dapat dibagi lagi. Pengertian ini kemudian disempurnakan menjadi, atom adalah bagian terkecil dari suatu unsur yang tidak dapat dibelah lagi namun namun masih memiliki sifat kimia dan sifat fisika benda asalnya.

Atom dilambangkan dengan ZXA, dimana A = nomor massa (menunjukkan massa atom, merupakan jumlah proton dan neutron), Z = nomor atom (menunjukkan jumlah elektron atau proton). Proton bermuatan positif, neutron tidak bermuatan (netral), dan elektron bermuatan negatif. Massa proton = massa neutron = 1.800 kali massa elektron. Atom-atom yang memiliki nomor atom sama dan nomor massa berbeda disebut isotop, atom-atom yang memiliki nomor massa sama dan nomor atom berbeda dinamakan isobar, atom-atom yang memiliiki jumlah neutron yang sama dinamakan isoton.

Macam-macam Model Atom

1. Model Atom John Dalton

Pada tahun 1808, John Dalton yang merupakan seorang guru di Inggris, melakukan perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus. Bayangan Dalton dan Democritus adalah bahwa atom berbentuk pejal. [2]. Dalam renungannya Dalton mengemukakan postulatnya tentang atom:

1. Setiap unsur terdiri dari partikel yang sangat kecil yang dinamakan dengan atom2. Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama3. Atom dari unsur berbeda memiliki sifat yang berbeda pula4. Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain dengan reaksi

kimia, atom tidak dapat dimusnahkan dan atom juga tidak dapat dihancurkan5. Atom-atom dapat bergabung membentuk gabungan atom yang disebut molekul6. Dalam senyawa, perbandingan massa masing-masing unsur adalah tetap

Teori atom Dalton mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom. Namun, teori atom Dalton memiliki kekurangan, yaitu tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menghantarkan arus listrik. [3]

2. Model Atom J.J. Thomson

Teks tebal

Kelemahan model atom Thomson

Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

3. Model Atom Rutherford

Model atom Rutherford

Rutherford melakukan penelitian tentang hamburan sinar α pada lempeng emas. Hasil pengamatan tersebut dikembangkan dalam hipotesis model atom Rutherford.

a. Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.

b. Atom memiliki inti atom bermuatan positif yang merupakan pusat massa atom.

c. Elektron bergerak mengelilingi inti dengan kecepatan yang sangat tinggi.

d. Sebagian besar partikel α lewat tanpa mengalami pembelokkan/hambatan. Sebagian kecil dibelokkan, dan sedikit sekali yang dipantulkan.

Kelemahan Model Atom Rutherford

a. Menurut hukum fisika klasik, elektron yang bergerak mengelilingi inti memancarkan energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Akibatnya, lama-kelamaan elektron itu akan kehabisan energi dan akhirnya menempel pada inti.

b. Model atom rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron dan cara rotasinya terhadap ini atom.

c. Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi tidak stabil.

d. Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H).

4. Model Atom Niels Bohr

Model Atom Niels Bohr

Pada tahun 1913, Niels Bohr mengemukakan pendapatnya bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit atom. [4] Model atom Bohr merupakan penyempurnaan dari model atom Rutherford.

Kelemahan teori atom Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr dengan postulat bohr :

a. Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai lintasan dan energi tertentu.

b. Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap. Elektron akan menyerap energi jika berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan membebaskan energi jika berpindah ke orbit yang lebih dalam

Kelebihan model atom Bohr

atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.

Kelemahan model atom Bohr

a. tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.

b. Tidak dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik, pengaruh medan magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang berelektron lebih banyak

STRUKTUR ATOMA. PENGERTIAN DASAR1. Partikel dasar : partikel-partikel pembentuk atom yang terdiri darielektron, proton den neutron.1. Proton : partikel pembentuk atom yang mempunyai massa sama dengansatu sma (amu) dan bermuatan +1.2. Neutron : partikel pembentuk atom yang bermassa satu sma (amu) dannetral.

3. Elektron : partikel pembentuk atom yang tidak mempunyai massa danbermuatan -1.2. Nukleus : Inti atom yang bermuatan positif, terdiri dari proton denneutron.3. Notasi unsur : z

A A dengan X : tanda atom (unsur)Z : nomor atom = jumlah elektron(e)= jumlah proton (p)A : bilangan massa = jumlah proton +neutronPada atom netral, berlaku: jumlah elektron = jumlah proton.Contoh :1. Tentukan jumlah elektron, proton den neutron dari unsur 26

56 Fe !Jawab :Jumlah elektron = jumlah proton = nomor atom = 26Jumlah neutron = bilangan massa - nomor atom = 56 - 26 = 302. Berikan notasi unsur X, jika diketahui jumlah neutron = 14 danjumlah elektron = 13 !Jawab :Nomor atom = jumlah elektron = 13Bilangan massa = jumlah proton + neutron = 13 + 14 = 27Jadi notasi unsurnya: 13

27 X4. Atom tak netral : atom yang bermuatan listrik karena kelebihan ataukekurangan elektron bila dibandingkan dengan atom netralnya.Atom bermuatan positif bila kekurangan elektron, disebut kation.Atom bermuatan negatif bila kelebihan elektron, disebut anion.Contoh:- Na+ : kation dengan kekurangan 1 elektron- Mg2- : kation dengan kekurangan 2 elektron- Cl- : anion dengan kelebihan 1 elektron- O2 : anion dengan kelebihan 2 elektron5. Isotop : unsur yang nomor atomnya sama, tetapi berbeda bilanganmassanya.Contoh: Isotop oksigen: 816 O ; 817 O ; 818 O6. Isobar : unsur yang bilangan massanya sama, tetapi berbeda nomoratomnya.Contoh: 27

59 CO dengan 28

59 Ni7. Isoton : unsur dengan jumlah neutron yang sama.Contoh: 613 C dengan 714 N8. Iso elektron: atom/ion dengan jumlah elektron yang sama.Contoh: Na+ dengan Mg2+

K+ dengan Ar

B. MODEL ATOM1. MODEL ATOM JOHN DALTON- atom adalah bagian terkecil suatu unsur- atom tidak dapat diciptakan, dimusnahkan, terbagi lagi, atau diubah menjadizat lain- atom-atom suatu unsur adalah same dalam segala hal, tetapi berbeda denganatom-atom dari unsur lain- reaksi kimia merupakan proses penggabungan atau pemisahan atom dariunsur-unsur yang terlihatKelemahan teori atom Dalton: tidak dapat membedakan pengertianatom den molekul. Dan atom ternyata bukan partikel yang terkecil.2.MODEL ATOM J.J. THOMPSON- atom merupakan suatu bola bermuatan positif dan di dalamnya tersebarelektron-elektron seperti kismis- jumlah muatan positif sama dengan muatan negatif, sehingga atom bersifatnetral3. MODEL ATOM RUTHERFORD- atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dengan muatan positif yangmassanya merupakan massa atom tersebut- elektron-elektron dalam atom bergerak mengelilingi inti tersebut- banyaknya elektron dalam atom sama dengan banyaknya proton dalam inti danini sesuai dengan nomoratomnya4. MODEL ATOM BOHR- elektron-elektron dalam mengelilingi inti berada pada tingkat-tingkat energi(kulit) tertentu tanpamenyerap atau memancarkan energi- elektron dapat berpindah dari kulit luar ke kulit yang lebih dalam denganmemancarkan energi, atau sebaliknyaC. BILANGAN KUANTUMUntuk menentukan kedudukan suatu elektron dalam atom, digunakan 4bilangan kuantum.1. Bilangan kuantum utama (n): mewujudkan lintasan elektron dalamatom.n mempunyai harga 1, 2, 3, .....- n = 1 sesuai dengan kulit K- n = 2 sesuai dengan kulit L- n = 3 sesuai dengan kulit M- dan seterusnyaTiap kulit atau setiap tingkat energi ditempati oleh sejumlah elektron.Jumlah elektron maksimmm yang dapat menempati tingkat energi ituharus memenuhi rumus Pauli = 2n2.Contoh:kulit ke-4 (n=4) dapat ditempati maksimum= 2 x 42 elektron = 32elektron2. Bilangan kuantum azimuth (l) : menunjukkan sub kulit dimanaelektron itu bergerak sekaligus menunjukkan sub kulit yang merupakanpenyusun suatu kulit.Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari 0 sampai dengan (n-

1).n = 1 ; l = 0 ; sesuai kulit Kn = 2 ; l = 0, 1 ; sesuai kulit Ln = 3 ; l = 0, 1, 2 ; sesuai kulit Mn = 4 ; l = 0, 1, 2, 3 ; sesuai kulit Ndan seterusnyaSub kulit yang harganya berbeda-beda ini diberi nama khusus:l = 0 ; sesuai sub kulit s (s = sharp)l = 1 ; sesuai sub kulit p (p = principle)l = 2 ; sesuai sub kulit d (d = diffuse)l = 3 ; sesuai sub kulit f (f = fundamental)3. Bilangan kuantum magnetik (m): mewujudkan adanya satu ataubeberapa tingkatan energi di dalam satu sub kulit. Bilangan kuantummagnetik (m) mempunyai harga (-l) sampai harga (+l).Untuk:l = 0 (sub kulit s), harga m = 0 (mempunyai 1 orbital)l = 1 (sub kulit p), harga m = -1, O, +1 (mempunyai 3 orbital)l = 2 (sub kulit d), harga m = -2, -1, O, +1, +2 (mempunyai 5 orbital)l = 3 (sub kwit f) , harga m = -3, -2, O, +1, +2, +3 (mempunyai 7orbital)4. Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran elektronpada sumbunya.Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan keduaelektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, danmasing-masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2.Pertanyaan:Bagaimana menyatakan keempat bilangan kuantum dari elektron 3s1 ?Jawab:Keempat bilangan kuantum dari kedudukan elektron 3s1 dapatdinyatakan sebagai,n= 3 ; l = 0 ; m = 0 ; s = +1/2 ; atau -1/2D. KONFIGURASI ELEKTRONDalam setiap atom telah tersedia orbital-orbital, akan tetapi belum tentusemua orbital ini terisi penuh. Bagaimanakah pengisian elektron dalamorbital-orbital tersebut ?Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan.antara lain:1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengantingkat energi terendah dan seterusnya.Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1sdilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untukmempermudah dibuat diagram sebagai berikut:Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:Atom H : mempunyai 1 elektron, konfigurasinya 1s1

Atom C : mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2

Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6

4s1

2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektrondengan keempat bilangan kuantum yang sama.Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangankuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangankuantum spinnya harus berlawanan.

3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu subkulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektronsebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.Contoh:- Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan caraPengisian orbitalnya adalah:Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akanberpindah ke lintasan 2pz, sehingga sekarang ada 4 elektron yang tidakberpasangan. Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atomkarbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron.Sehingga di alam terdapat senyawa CH4 atau CCl4, tetapi tidak terdapat

senyawa CCl3 atau CCl5LOGAM (lebih dalam mengenai material logam)

Posted Desember 13, 2011 by fiqrotul in science. Tinggalkan sebuah Komentar

                 Material – material dalam kelompok ini disusun oleh satu atau lebih unsur logam (misalnya besi, alumunium, tembaga, titanium, emas, dan nikel), dan juga seringkali mengandung unsur non logam (misalnya karbon, nitrogen dan oksigen) dalam jumlah yang relatif kecil. Atom – atom pada logam dan paduannya mempunyai ciri – ciri tersusun secara sangat teratur, dan apabila dibandingkan dengan keramik dan polimer susunan antar atom – atomnya cenderung lebih rapat. Karakteristik susunan antar atomnya yang khas ini, kemudian disebut sebagai ikatan logam. Material logam memiliki nilai elektron bebas yang tinggi, dimana berarti terdapat sejumlah besar elektron yang tidak terikat pada inti atom sehingga bisa bergerak bebas. Karena ikatan pada atom-atom logam sangat kuat maka hal ini mengakibatkan titik leleh dan titik didih logam sangat tinggi.  Sifat – sifat dari material logam yang khas ini dapat dijelaskan melalui karakterisitik elektronnya tersebut.             Sifat yang paling sering dianggap mencirikan logam adalah konduktivitas listrik atau  konduktivitas termalnya yang tinggi. Sebagai contoh, logam konduktor listrik yang paling baik adalah tembaga sedangkan yang paling buruk adalah timbal, padahal kehambatan (resituvity) timbal hanya dua belas kali kehambatan tembaga. Sangat besarnya perbedaan konduktivitas antara logam dan non logam adalah karena pada logam yang mengalami beda potensial elektron-elektron dapat bergerak bebas, sementara pada bahan non logam tidak demikian. Jadi dapat disimpulkan bahwa karakteristik dasar logam harus dipelajari dari

struktur elektronnya, atau dengan kata lain pengkajian material teknik  harus dimulai dari pemahaman struktur atom-atom yang membentuknya. 

I.            Karakteristik Struktur Logam

Karakteristik logam ini dipelajari dari struktur elektronnya atau dengan kata lain dari pemahaman struktur atom-atom yang membentuknya. Berikut ini karakteristik dari struktur logam murni. Ion logam berukuran relatif kecil, dengan diameter sekitar 0,25 nm. Ion-ion sejenis di dlam logam padat murni tertumpuk bersama secara teratur, dan sebagian besar logam tertumpuk secara kolektif ion-ion menempati volume minimum. Logam umumnya berbentuk kristal dan penumpukan ionnya tertutup atau terbuka. Susunan atomnya dapat ditentukan dan dinyatakan berdasarkan bentuk struktur selnya. Selain itu, karena ikatan metalik tidak bergantung pada arah. Contoh, baja yang memiliki butiran yang kasar cenderung kurang tangguh dibandingkan dengan baja yang memiliki butiran yang halus. Besar butir ini dapat dikendalikan melalui komposisi pada waktu proses pembuatan, akan tetapi setelah menjadi baja, pengendalian dilakukan dengan proses perlakuan panas. Tidak semua baja mengalami pertumbuhan butir yang berarti setelah pemanasan diatas daerah kritis, beberapa jenis baja dapat dipanaskan pada suhu yang lebih tinggi tanpa mengalami perubahan ukuran butirnya. Hal ini merupakan karakteristik baja karbon sedang, suhu pengkasarannya tidak tetap dan dapat berubah-ubah, tergantung pada pengerjaan panas atau dingin sebelumnya.

a. Struktur KristalLogam seperti bahan lainnya, terdiri dari susunan atom-atom. Untuk lebih memudahkan pengertian, maka dapat dikatakan bahwa atom-atom dalam kristal logam tersusun secara teratur dan susunan atom-atom tersebut menentukan struktur kristal dari logam. Susunan dari atom-atom tersebut disebut cell unit.

Kebanyakan bahan logam mempunyai tiga struktur kristal:

kubus berpusat muka (face-centered cubic). 

kubus berpusat badan (body-centered cubic).

heksagonal tumpukan padat (hexagonal close-packed).         

           Pada temperatur kamar, besi atau baja memiliki bentuk struktur BCC (Body Centered Cubic). Dalam hal ini cell unit dari atom-atom disusun sebagai sebuah kubus dengan atom-atom menempati kedelapan dari sudut kubus dan satu atom berada di pusat kubus. Pada temperatur yang tinggi, besi atau baja memiliki bentuk struktur FCC (Face Centered Cubic). Dalam hal ini, cell unit adalah sebuah kubus dengan atom-atom menempati kedelapan dari sudut kubus dan atom lainnya berada pada pusat masing-masing dari enam keenam bidang kubus. Disamping berbentuk kubus, cell unit lainnya dapat berupa HCP (Hexagonal Close Packed), seperti halnya pada logam seng. Dalam hal ini atom-atom menempati kedua belas sudut, atom lain menempati dua sisi dan ketiga atom lagi menempati tengah.

b. Struktur Mikro

Struktur mikro logam merupakan penggabungan dari satu atau lebih struktur kristal. Pada umumnya logam terdiri dari banyak kristal (majemuk), walaupun ada diantaranya hanya

terdiri dari satu kristal saja (tunggal). Tetapi logam dengan kristal majemuk memungkinkan pengembangan berbagai sifat-sifat yang dapat memperluas ruang lingkup pemakaiannya. Dalam logam, kristal sering disebut sebagai butiran. Batas pemisah antara dua kristal pemisah antara dua kristal disebut batas butir (Grain Boundary).

Baja dengan butiran yang kasar cenderung kurang tangguh, namun baja jenis ini lebih mudah untuk permesinan dan mempunyai kemampuan pengerasan yang lebih baik. Untuk baja yang berbutir halus, disamping lebih tangguh juga lebih ulet dibandingkan dengan yang berbutir kasar.

Besar butir dapat dikendalikan melalui komposisi pada waktu proses pembuatan, akan tetapi setelah menjadi baja, pengendalian dilakukan dengan proses perlakuan panas. Tidak semua baja mengalami pertumbuhan butir yang berarti setelah pemanasan diatas daerah kritis, beberapa jenis baja dapat dipanaskan pada suhu yang lebih tinggi tanpa mengalami perubahan ukuran butirnya. Hal ini merupakan karakteristik baja karbon sedang, suhu pengkasarannya tidak tetap dan dapat berubah-ubah, tergantung pada pengerjaan panas atau dingin sebelumnya.

II.          Sifat logam

Logam adalah suatu unsur yang mempunyai sifat-sifat seperti : kuat, liat, keras, mengkilat, dan penghantar listrik dan panas. Sifat-sifat metal pada umumnya dapat digolongkan atas :

a. Sifat-sifat Ekstraktif/kimia (Chemical Properties)Meliputi ciri-ciri dari komposisi kimia dan pengaruh unsur terhadap metal (logam). Beberapa contoh sifat kimia adalah

segregasi dan ketahanan korosi.

Logam seprti baja memiliki nilai ketahanan terhadap korosi yang baik, karena memiliki kandungan karbon. Pada suhu kamar logam berwujud padat kecuali raksa (berwujud cair). 

Titik leleh dan titik didih

Logam-logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena kekuatan ikatan logam. Kekuatan ikatan berbeda antara logam yang satu dengan logam yang lain tergantung pada jumlah elektron yang terdelokalisasi pada lautan elektron, dan pada susunan atom-atomnya.

Logam-logam golongan 1 seperti natrium dan kalium memiliki titik leleh dan titik didih yang relatif rendah karena tiap atomnya hanya memiliki satu elektron untuk dikontribusikan pada ikatan – tetapi ada hal lain yang menyababkan hal ini terjadi:

Unsur-unsur golongan 1 juga tersusun dengan tidak efektif (terkoordinasi 8), karena itu tidak terbentuk ikatan yang banyak seperti kebanyakan logam.

Unsur-unsur golongan 1 memiliki ukuran atom yang rekatif besar (berarti bahwa inti jauh dari elektron yang terdelokalisasi) yang juga menyebabkan lemahnya ikatan.

b. Sifat –sifat mekanik (Mechanical Properties)Yang disebut sifat mekanik ialah sifat bahan bilamana dipengaruhi gaya dari luar, yaitu : kekuatan tarik, kuat bengkok, kekerasan, kuat pukul, kuat geser, dan lain-lain. Sering pula dimasukkan sifat teknologi dari material ialah mampu mesin, mampu cor dan sebagainya. Untuk lebih jelasnya berikut akan dijelaskan lebih detail .

Sifat dapat ditempa dan sifat dapat diregang

Logam digambarkan sebagai sesuatu yang dapat ditempa (dapat dipipihkan menjadi bentuk lembaran) dan dapat diregang (dapat ditarik menjadi kawat). Hal ini karena kemampuan atom-atom logam untuk menggelimpang antara atom yang satu dengan atom yang lain menjadi posisi yang baru tanpa memutuskan ikatan logam.

Kekerasan logam

Penggelimpangan lapisan atom antara yang satu dengan yang lain ini dihalangi oleh batas butiran karena baris atom tidak tersusun sebagai mana mestinya. Hal ini mengakibatkan semakin banyak batas butiran (butiran-butiran kristal lebih kecil), menyebabkan logam lebih keras. Untuk mengimbangi hal ini, karena batas butiran merupakan suatu daerah dimana atom-atom tidak berkaitan dengan baik satu sama lain, logam cenderung retak pada batas butiran. Kenaikan jumlah batas butiran tidak hanya membuat logam menjadi semakin kuat, tetapi juga membuat logam menjadi rapuh.

Pengontrolan ukuran butiran kristal

Jika kamu memiliki bagian logam yang murni, kamu dapat mengontrol ukuran butiran kristal melalui perlakuan panas atau melalui pengerjaan logam.Pemanasan logam cenderung untuk mengocok atom-atom logam menjadi susunan yang lebih rapi – penurunan jumlah batas butiran, dan juga membuat logam lebih lunak. Pembantingan logam ketika logam tersebut mendingin cenderung untuk memhasilkan butirn yang kecil. Pendinginan membuat logam menjadi keras. Untuk memperbaiki kinerja ini, kamu dapat memanaskannya lagi.

Kita juga dapat memutuskan susunan yang atom teratur melalui penyisipan atom yang memiliki ukuran sedikit berbeda pada struktur logam. Alloy seperti kuningan (campuran tembaga dan seng) lebih keras dibandingkan logam asalnya karena ketidakteraturan struktur membantu pencegahan barisan atom tergelincir satu sama lain.

c.  Sifat – sifat Fisik (Physical Properties)

Sifat fisik adalah sifat bahan karena mengalami peristiwa fisika, seperti adanya pengaruh panas dan listrik. yaitu berat jenis, daya hantar listrik dan panas, sifat magnet dan struktur mikro logam. lebih jelas berikut akan dijelaskan lebih detail .

Daya hantar listrik

        Logam menghantarkan listrik. Elektron yang terdelokalisasi bebas bergerak di seluruh bagian struktur tiga dimensi. Elektron-elektron tersebut dapat melintasi batas butiran kristal. Meskipun susunan logam dapat terganggu pada batas butiran kristal, selama atom saling bersentuhan satu sama lain, ikatan logam masih tetap ada Cairan logam juga menghantarkan

arus listrik, hal ini menunjukkan bahwa meskipun atom logam bebas bergerak, elektron yang terdelokalisasi masih memiliki daya yang tersisa sampai logam mendidih.

Daya hantar panas

         Logam adalah konduktor panas yang baik. Energi panas diteruskan oleh elektron sebagai akibat dari penambahan energi kinetik (hal ini memnyebabkan elektron bergerak lebih cepat). Energi panas ditransferkan melintasi logam yang diam melalui elektron yang bergerak.

d.      Sifat Tekhnologi

  Sifat pengerjaan logam adalah sifat suatu bahan yang timbul dalam proses pengolahannya.sifat itu harus diketahui lebih dahulu sebelum pengolahan bahan dilakukan. Pengujian yang dilakukan antara lain pengujiian mampu las, mampu mesin, mampu cor, dan mampu keras. Logam merupakan bahan yang baik untuk diaplikasikan dalam teknologi, karena logam memiliki struktur yang kuat dan tidak mudah patah.

Sifat a dan b sangat penting bagi perencana dalam menentukan dan memilih logam untuk keperluan konstruksi dan rancangan lain.

III. TEKNIK PEMBUATAN LOGAM        

Ada beberapa proses pembentukan logam dari bahan setengah jadi menjadi produk jadi yang dapat kita temui sehari-hari . proses pembentukan ini dapat dilakukan pada hampir seluruh material logam , termasuk baja. Klasifikasi peroses pembentukan logam  seperti dijelaskan dibawah ini.

Proses deformasi

         Proses deformasi adalah proses pembentukan bahan logam, seperti penempaan , ekstruksi, pengerolan,   penekanan (deep drawing), dan penarikan kawat (wire drawing). Proses ini melibatkan tegangan yang besar, dimana tegangan tersebut harus melebihi tegangan luluh material yang sedang diproses. Semua material logam yang akan mengalami proses pembentukan harus memiliki keuletan tinggi , sehingga tidak retak atau pecah pada saat proses berlangsung.

Berikut ini adalah dua macam proses pembentukan

1.      Proses pembentukan dingin (cold forming) , jika proses dilakukan pada suhu kamar.

2.      Proses pembentukan panas (hot forming) , jika proses dilakukan pada suhu tinggi , diatas suhu rekristalisasi .

Pada proses pembentukan panas-oleh karena adanya bantuan dari suhu , logam dapat dideformasi lebih besar , dan tegangan yang diperlukan relatif lebih rendah jika dibandingkan dengan tegangan yang diperlukan pada proses pembentukan dingin. Namun demikian , lapisan oksida(kerak) dipermukaan logam yang diproses mudah terbentuk pada proses pembentukan panas. Sebaliknya permukaan logam yang diproses tetap mulus pada prosess

pembentukan dingin , walaupun derajat deformasinya lebih rendah , dan sifat mekanis logam mengalami peningkatan yang cukup signifikan.

Pengecoran

Pengecoran adalah proses fibrikasi logam, dimana logam dicairkan dan kemudian dituangkan kedalam cetakan yang memiliki bentuk sesuai desain. Pengecoran umumnya dilakukan untuk membuat komponen-komponen yang besar dan memiliki bentuk yang rumit, serta pada material yang memiliki keuletan yang sangat rendah, seperti besi tuang. Secara umum proses pengecoran relatif lebih ekonomis jika dibandingkan dengan proses pembentukan. Ada beberapa teknik pengecoran logam: a. Pengecoran pasir , cetakan terbuat dari pasir

b. Pengecoran bertekanan (die casting), logam cair dimasukkan dengan menggunakan tekanan kedalam cetakan dan pembekuan terjadi dalam kondisi bertekanan.

c. investment casting atau  lost wax casting + lubang cetakan terbuat dari plastik (wax) yang kemudian dipanaskan hingga meleleh , meninggalkan lubang cetakan sesuai bentuk yang diinginkan. Teknik investment casting ini digunakan untuk mengecor peralatan yang memerlukan tingkat presisi yang tinggi, seperti perhiasan , mahkota gigi (dental crown), sudut turbin dan lain-lain.

Proses pembentukan lain

Salah satu proses pembentukan lain adalah metalurgi serbuk. Metalurgi serbuk dikenal juga sebagai P/M atau powder metalurgi. Pada proses ini, material logam dibuat menjadi serbuk melalui berbagai teknik. Kemudian serbuk ini dikompaksi (ditekan) kedalam suatu cetakan yang memiliki bentuk sesuai dengan  desian yang diinginkan. Tekanan harus dibuat sedemikian rupa sehingga serbuk dapat menyatu dan memiliki kekuatan yang cukup untuk menahan bentuknya jika dikeluarkan dari cetakan. Serbuk yang telah dikompaksi dan memiliki bentuk tertentu disebut bekalan (green). Bekalan kemidian dipanaskan agar terjadi difusi antar serbuk logam, sehingga menyatu dan memiliki kekuatan yang tinggi. Sebuah komponen dibuat melalui proses metalurgi serbuk umumnya karena

a.       Didesain untuk memiliki kandungan porositas tertentu dengan mempertahankan densitas yang tinggi seperti material padat

b.      Dibuat dari material paduan logam yang unsur-unsurnya memiliki kelarutan terbatas sehingga tidak dapat dipadu melalui proses pengecoran , contohnya Al-Ti

c.       Dibuat dari material logam yang memiliki titik lebur yang sangat tinggi

d.      Memiliki bentuk yang sangat kecil dan rumit

Dari refrensi yang berbeda proses pembentukan logam dapat dilakukan dengan cara

Pengolahan ini dapat dilakukan dengan cara:

1.  Paduan

Paduan adalah proses pencampuran dua logam atau lebih, untuk memperoleh sifat-sifat yang lebih baik dari bahan hasil paduan. Dengan memadukan dua bahan atau lebih maka dimungkinkan didapat logam paduan yang kuat. Tembaga dan timah adalah logam lemah, sedangkan perunggu; paduan dari tembaga dan timah adalah bahan yang kuat. Begitu juga paduan aluminium dengan tembaga akan menghasilkan paduan duralumin yang relatif lebih kuat. Besi murni adalah bahan yang empuk, sedangkan zat arang adalah rapuh, sedangkan paduan antara besi murni dengan zat arang (karbon) disebut baja. Baja adalah bahan logam yang sangat keras dan liat.

2. Pengolahan Panas

Dengan pengolahan panas, akan didapatkan sifat-sifat yang lebih baik dari bahan. Contohnya dengan memanaskan baja dengan cepat sekitar 800oC dan kemudian mendinginkannya dalam minyak atau air, baja akan menjadi lebih. Istilah lain dari pengolahan panas ini disebut juga dengan  “menyepuh panas”. Pengolahan panas lain adalah antara lain memurnikan, menkarbonkan, menitrasikan dan memijarkan.

3. Penguatan

Pengokohan terjadi pada tiap perubahan bentuk dalam keadaan dingin. Contoh-contoh bentuk perubahan bentuk dalam keadaan dingin adalah menempa dingin, mencanai dingin dan menarik dingin.

4. Ditempa dan dicanai

Proses ini menggunakan palu-tempa atau dengan menggunakan canai. Produk yang dihasilkan disebut dengan logam tempa  dan logam canai. Logam yang ditempa dan logam yang dicanai disebut juga logam remas.Logam yang ditempa masuk ke pasaran dalam bentuk benda tempa dan logam yang dicanai antara lain dalam bentuk pelat, batang, profil dan pipa.

5. Dituang

Proses penuangan adalah proses memasukan logam cair ke dalam cetakan tertentu. Berbagai produk akhir yang bentuk akhirnya sedemikian rumit, maka proses pembuatannya lebih baik dengan proses penuangan. Proses penuangan banyak kita jumpai pada pembuatan bak verseneling engine mobil, piston, dan berbagai produk akhir yang bentuknya sangat rumit. 

dari penjabaran diatas merupakan tata cara pembentukan logam secara tekniknya , akan tetapi jika secara fisikanya ada beberapa cara yakni dengan cara , sintering , mealting dan partial mealting .

Struktur LogamKata Kunci: sifat fisik, struktur logamDitulis oleh Jim Clark pada 28-10-2007

Halaman ini menggambarkan struktur logam, dan hubungan antara struktur tersebut dengan sifat fisik dari suatu logam.

Struktur logam

Susunan atom-atom

Logam merupakan struktur raksasa dari atom-atom yang berikatan satu sama lain melalui ikatan logam. “Raksasa” menunjukkan jumlah yang sangat banyak tetapi jumlah atom yang terlibat sangat bervariasi – tergantung pada ukuran potongan logam.

Koordinasi 12

Kebanyakan logan adalah terjejal (close packed) – yakni, struktur tersebut memuat atom sebanyak mungkin pada volum yang tersedia. Setiap atom pada struktur mengalami 12 sentuhan dari atom tetangganya. Keadaan logam yang seperti ini digambarkan sebagai terkoordinasi 12.

Tiap atom memiliki 6 sentuhan dari atom yang lain pada tiap lapisan.

Dan juga tiga atom yang menyentuhnya pada lapisan diatasnya dan tiga atom yang lain pada lapisan dibawahnya.

Diagram yang kedua tersebut menunjukkan lapisan yang terletak di atas lapisan yang pertama. Lapisan tersebut akan saling berhubungan dengan lapisan dibagian bawahnya. (Keduanya tersusun dengan cara penempatan yang berbeda dengan lapisan yang ketiga pada struktur terjejal, tetapi hal ini dipelajari pada pembahasan tingkat dasar)

Koordinasi 8

Beberapa logam (khususnya yang terletak pada golongan 1 pada tabel periodik) terjejal kurang efektif, atom-atom logam tersebut hanya memiliki 8 sentuhan atom tetangganya. Inilah yang disebut dengan terkoordinasi 8.

Diagram sebelah kiri menunjukkan bahwa tidak ada atom yang saling bersentuhan satu sama lain pada satu lapisan yang sama. Atom-atom tersebut hanya tersentuh oleh atom pada lapisan

di atas dan dibawahnya. Diagram sebelah kanan menunjukkan 8 atom (4 di atas dan 4 di bawah) yang menyentuh atom yang berwarna gelap).

Butiran kristal

Adalah sesuatu hal yang dapat menyesatkan jika mengira bahwa semua atom pada sepotong logam tersusun pada cara yang teratur. Tiap potong logam terdiri dari jumlah “butiran kristal”, yang sangat banyak, yang mana tiap butiran memiliki daerah yang seragam. Pada atom yang terletak pada batas butiran dapat memiliki struktur yang tidak lurus.

Sifat fisik logam

Titik leleh dan titik didih

Logam-logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena kekuatan ikatan logam. Kekuatan ikatan berbeda antara logam yang satu dengan logam yang lain tergantung pada jumlah elektron yang terdelokalisasi pada lautan elektron, dan pada susunan atom-atomnya.

Logam-logam golongan 1 seperti natrium dan kalium memiliki titik leleh dan titik didih yang relatif rendah karena tiap atomnya hanya memiliki satu elektron untuk dikontribusikan pada ikatan – tetapi ada hal lain yang menyababkan hal ini terjadi:

Unsur-unsur golongan 1 juga tersusun dengan tidak efektif (terkoordinasi 8), karena itu tidak terbentuk ikatan yang banyak seperti kebanyakan logam.

Unsur-unsur golongan 1 memiliki ukuran atom yang rekatif besar (berarti bahwa inti jauh dari elektron yang terdelokalisasi) yang juga menyebabkan lemahnya ikatan.

Daya hantar listrik

Logam menghantarkan listrik. Elektron yang terdelokalisasi bebas bergerak di seluruh bagian struktur tiga dimensi. Elektron-elektron tersebut dapat melintasi batas butiran kristal. Meskipun susunan logam dapat terganggu pada batas butiran kristal, selama atom saling bersentuhan satu sama lain, ikatan logam masih tetap ada.

Cairan logam juga menghantarkan arus listrik, hal ini menunjukkan bahwa meskipun atom logam bebas bergerak, elektron yang terdelokalisasi masih memiliki daya yang tersisa sampai logam mendidih.

Daya hantar panas

Logam adalah konduktor panas yang baik. Energi panas diteruskan oleh elektron sebagai akibat dari penambahan energi kinetik (hal ini memnyebabkan elektron bergerak lebih cepat). Energi panas ditransferkan melintasi logam yang diam melalui elektron yang bergerak.

Kekuatan dan kemampuan kerja

Sifat dapat ditempa dan sifat dapat diregang

Logam digambarkan sebagai sesuatu yang dapat ditempa (dapat dipipihkan menjadi bentuk lembaran) dan dapat diregang (dapat ditarik menjadi kawat). Hal ini karena kemampuan atom-atom logam untuk menggelimpang antara atom yang satu dengan atom yang lain menjadi posisi yang baru tanpa memutuskan ikatan logam.

Jika tekanan yang kecil dikenakan pada logam, lapisan atom akan mulai menggelimpang satu sama lain. Jika tekanan tersebut dilepaskan lagi, atom-atom tersebut akan kembali pada posisi asalnya. Pada kondisi seperti itu, logam dikatakan menjadi elastis.

Jika tekanan yang lebih besar dikenakan pada logam, atom-atom akan menggelimpang satu sama lain sampai pada posisi yang baru, dan logam berubah secara permanen.

Kekerasan logam

Penggelimpangan lapisan atom antara yang satu dengan yang lain ini dihalangi oleh batas butiran karena baris atom tidak tersusun sebagai mana mestinya. Hal ini mengakibatkan semakin banyak batas butiran (butiran-butiran kristal lebih kecil), menyebabkan logam lebih keras.

Untuk mengimbangi hal ini, karena batas butiran merupakan suatu daerah dimana atom-atom tidak berkaitan dengan baik satu sama lain, logam cenderung retak pada batas butiran. Kenaikan jumlah batas butiran tidak hanya membuat logam menjadi semakin kuat, tetapi juga membuat logam menjadi rapuh.

Pengontrolan ukuran butiran kristal

Jika kamu memiliki bagian logam yang murni, kamu dapat mengontrol ukuran butiran kristal melalui perlakuan panas atau melalui pengerjaan logam.

Pemanasan logam cenderung untuk mengocok atom-atom logam menjadi susunan yang lebih rapi – penurunan jumlah batas butiran, dan juga membuat logam lebih lunak. Pembantingan logam ketika logam tersebut mendingin cenderung untuk memhasilkan butirn yang kecil. Pendinginan membuat logam menjadi keras. Untuk memperbaiki kinerja ini, kamu dapat memanaskannya lagi.

Kamu juga dapat memutuskan susunan yang atom teratur melalui penyisipan atom yang memiliki ukuran sedikit berbeda pada struktur logam. Alloy seperti kuningan (campuran tembaga dan seng) lebih keras dibandingkan logam asalnya karena ketidakteraturan struktur membantu pencegahan barisan atom tergelincir satu sama lain.

« Alkana, Alkena, Alkuna dan Alkil   Halida Reaksi Eksoterm dan Reaksi   Endoterm »

Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang pembentukan beberapa jenis ikatan kimia, seperti ikatan ionik, ikatan kovalen, serta ikatan kovelen koordinasi. Selain itu, kita juga akan mempelajari cara penulisan rumus dan tata nama berbagai senyawa kimia.

Natrium termasuk logam yang cukup reaktif. Unsur ini berkilau, lunak, dan merupakan konduktor listrik yang baik. Umumnya natrium disimpan di dalam minyak untuk mencegahnya bereaksi dengan air yang berasal dari udara. Jika sepotong logam natrium yang baru dipotong dilelehkan, kemudian diletakkan ke dalam gelas beaker yang terisi penuh oleh gas klorin yang berwarna hijau kekuningan, sesuatu yang sangat menakjubkan akan terjadi. Natrium yang meleleh mulai bercahaya dengan cahaya putih yang semakin lama semakin terang. Sementara, gas klorin akan teraduk dan warna gas mulai menghilang. Dalam beberapa menit, reaksi selesai dan akan diperoleh garam meja atau NaCl yang terendapkan di dalam gelas beaker.

Proses pembentukan garam meja adalah sesuatu yang sangat menakjubkan. Dua zat yang memiliki sifat yang berbeda dan berbahaya dapat bereaksi secara kimiawi menghasilkan senyawa baru yang berperan penting dalam kehidupan.

Natrium adalah logam alkali (IA). Logam natrium memiliki satu elektron valensi dan jumlah seluruh elektronnya adalah 11, sebab nomor atomnya adalah 11. Klorin adalah unsur pada golongan halogen (VIIA) pada tabel periodik. Unsur ini memiliki tujuh elektron valensi dan jumlah seluruh elektronnya adalah 17.

Gas mulia adalah unsur golongan VIIIA pada tabel periodik yang sangat tidak reaktif, karena tingkat energi valensinya (tingkat energi terluar atau kulit terluar) terisi penuh oleh elektron ( memiliki delapan elektron valensi, kecuali gas helium yang hanya memiliki dua elektron valensi). Meniru konfigurasi elektron gas mulia adalah tenaga pendorong alami dalam reaksi kimia, sebab dengan cara itulah unsur menjadi stabil atau “sempurna”. Unsur gas mulia tidak akan kehilangan, mendapatkan, atau berbagi elektron.

Unsur-unsur lain di golongan A pada tabel periodik mendapatkan, kehilangan, atau berbagi elektron valensi untuk mengisi tingkat energi valensinya agar mencapai keadaan “sempurna”. Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian kulit terluar agar memiliki delapan elektron

valensi (dikenal dengan istilah aturan oktet), yaitu unsur akan mendapatkan, kehilangan, atau berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan/oktet.

Natrium memiliki satu elektron valensi. Menurut hukum oktet, unsur ini akan bersifat stabil ketika memiliki delapan elektron valensi. Ada dua kemungkinan bagi natrium untuk menjadi stabil. Unsur ini dapat memperoleh tujuh elektron untuk memenuhi kulit M atau dapat kehilangan satu elektron pada kulit M, sehingga kulit L (yang terisi penuh oleh delapan elektron) menjadi kulit terluar. Pada umumnya, kehilangan atau mendapatkan satu, dua, bahkan kadang-kadang tiga elektron dapat terjadi. Unsur tidak akan kehilangan atau mendapatkan lebih dari tiga elektron. Dengan demikian, untuk mencapai kestabilan, natrium kehilangan satu elektron pada kulit M. Pada keadaan ini, natrium memiliki 11 proton dan 10 elektron. Atom natrium yang pada awalnya bersifat netral, sekarang memiliki satu muatan positif , sehingga menjadi ion (atom yang bermuatan karena kehilangan atau memperoleh elektron). Ion yang bermuatan positif karena kehilangan elektron disebut kation.

11Na  :   2  .  8  .  1

11Na+ :   2  .  8

Ion natrium (Na+) memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan neon (10Ne), sehingga merupakan isoelektron dengan neon. Terdapat perbedaan satu elektron antara atom natrium dan ion natrium. Selain itu, reaktivitas kimianya berbeda dan ukurannya pun berbeda. Kation lebih kecil bila dibandingkan dengan atom netral. Hal ini akibat hilangnya satu elektron saat atom natrium berubah menjadi ion natrium.

Klor memiliki tujuh elektron valensi. Untuk memenuhi aturan oktet, unsur ini dapat kehilangan tujuh elektron pada kulit M atau mendapatkan satu elektron pada kulit M. Oleh karene suatu unsur tidak dapat memperoleh atau kehilangan lebih dari tiga elektron, klor harus mendapatkan satu elektron untuk memenuhi valensi pada kulit M. Pada keadaan ini, klor memiliki 17 proton dan dan 18 elektron, sehingga klor menjadi ion dengan satu muatan negatif (Cl-). Atom klorin netral berubah menjadi ion klorida. Ion dengan muatan negatif karena mendapatkan elektron disebut anion.

17Cl  :   2  .  8  .  717Cl- :   2  .  8  .  8

Anion klorida adalah isoelektron dengan argon (18Ar). Anion klorida juga sedikit lebih besar dari atom klor netral. Secara umum, kation lebih kecil dari atomnya dan anion sedikit lebih besar dari atomnya.

Natrium dapat mencapai delapan elektron valensi (kestabilan) dengan melepaskan satu elektron. Sementara, klor dapat memenuhi aturan oktet dengan mendapatkan satu elektron. Jika keduanya berada di dalam satu bejana, jumlah elektron natrium yang hilang akan sama dengan jumlah elektron yang diperoleh oleh klor. Pada keadaan ini, satu elektron dipindahkan dari natrium menuju klor. Perpindahan elektron menghasilkan ion yaitu kation (bermuatan positif) dan anion (bermuatan negatif). Muatan yang berlawanan akan saling tarik-menarik. Kation Na+ menarik anion Cl- dan membentuk senyawa NaCl atau garam meja.

Proses ini merupakan contoh dari ikatan ionik, yaitu ikatan kimia (gaya tarik-menarik yang kuat yang tetap menyatukan dua unsur kimia) yang berasal dari gaya tarik elektrostatik (gaya

tarik-menarik dari muatan-muatan yang berlawanan) antara kation dan anion. Senyawa yang memiliki ikatan ionik sering disebut garam. Pada natrium klorida (NaCl), susunan antara ion Na+ dan Cl- membentuk pola yang berulang dan teratur (disebut struktur kristalin). Jenis garam yang berbeda memiliki struktur kristalin yang berbeda. Kation dan anion dapat memiliki lebih dari satu muatan positif atau negatif bila kehilangan atau mendapatkan lebih dari satu elektron. Dengan demikian, mungkin dapat terbentuk berbagai jenis garam dengan rumus kimia yang bervariasi.

Proses dasar yang terjadi ketika natrium klorida terbentuk juga terjadi ketika garam-garam lainnya terbentuk. Unsur logam akan kehilangan elektron membentuk kation dan unsur nonlogam akan mendapatkan elektron membentuk anion. Gaya tarik-menarik antara muatan positif dan negatif menyatukan partikel-partikel dan menghasilkan senyawa ionik.

Secara umum, muatan ion yang dimiliki suatu unsur dapat ditentukan berdasarkan pada letak unsur tersebut pada tabel periodik. Semua logam alkali (unsur IA) kehilangan satu elektron untuk membentuk kation dengan muatan +1. Logam alkali tanah (unsur IIA) kehilangan dua elektronnya untuk membentuk kation +2. Aluminium yang merupakan anggota pada golongan IIIA kehilangan tiga elektronnya untuk membentuk kation +3.

Dengan alasan yang sama, semua halogen (unsur VIIA) memiliki tujuh elektron valensi. Semua halogen mendapatkan satu elektron untuk memenuhi kulit valensi sehingga membentuk anion dengan satu muatan negatif. Unsur VIA mendapatkan dua elektron untuk membentuk anion dengan muatan -2 dan unsur VA mendapatkan tiga elektron untuk membentuk anion dengan muatan -3.

Berikut ini adalah tabel beberapa kation monoatom (satu atom) umum dan beberapa anion monoatom umum yang sering digunakan para ahli kimia.

Beberapa Kation Monoatom UmumGolongan Unsur Nama Ion Simbol IonIA Litium Kation Litium Li+

Natrium Kation Natrium Na+

Kalium Kation Kalium K+

IIA Berilium Kation Berilium Be2+

Magnesium Kation Magnesium Mg2+

Kalsium Kation Kalsium Ca2+

Stronsium Kation Stronsium Sr2+

Barium Kation Barium Ba2+

IB Perak Kation Perak Ag+

IIB Seng Kation Seng Zn2+

IIIA Aluminium Kation Aluminium Al3+

Beberapa Anion Monoatom UmumGolongan Unsur Nama Ion Simbol IonVA Nitrogen Anion Nitrida N3-

Fosfor Anion Fosfida P3-

VIA Oksigen Anion Oksida O2-

Belerang Anion Sulfida S2-

VIIA Fluorin Anion Fluorida F-

Klorin Anion Klorida Cl-

Bromin Anion Bromida Br-

Iodin Anion Iodida I-

Hilanganya sejumlah elektron dari anggota unsur logam transisi (unsur golongan B) lebih sukar ditentukan. Faktanya, banyak dari unsur ini kehilangan sejumlah elektron yang bervariasi, sehingga dapat membentuk dua atau lebih kation dengan muatan yang berbeda. Muatan listrik yang dimiliki ataom disebut dengan bilangan oksidasi. Banyak dari ion transisi (unsur golongan B) memiliki bilangan oksidasi yang bervariasi. Berikut adalah tabel yang menunjukkan beberapa logam transisi umum dengan bilangan oksidasi yang bervariasi.

Beberapa Logam Umum yang Memiliki Lebih dari Satu Bilangan OksidasiGolongan Unsur Nama Ion Simbol IonVIB Kromium Krom (II) atau Kromo Cr2+

Krom (III) atau Kromi Cr3+

VIIB Mangan Mangan (II) atau Mangano Mn2+

Mangan (III) atau Mangani Mn3+

VIIIB Besi Besi (II) atau Fero Fe2+

Besi (III) atau Feri Fe3+

Kobalt Kobalt (II) atau Kobalto Co2+

Kobalt (III) atau Kobaltik Co3+

IB Tembaga Tembaga (I) atau Cupro Cu+

Tembaga (II) atau Cupri Cu2+

IIB Raksa Merkuri (I) atau Merkuro Hg22+

Merkuri (II) atau Merkuri Hg2+

IVA Timah Timah (II) atau Stano Sn2+

Timah (IV) atau Stani Sn4+

Timbal Timbal (II) atau Plumbum Pb2+

Timbal (IV) atau Plumbik Pb4+

Kation-kation tersebut dapat memiliki lebih dari satu nama. Cara pemberian nama suatu kation adalah dengan menggunakan nama logam dan diikuti oleh muatan ion yang dituliskan dengan angka Romawi di dalam tanda kurung. Cara lama pemberian nama suatu kation adalah menggunakan akhiran –o dan –i. Logam dengan bilangan oksidasi rendah diberi akhiran –o. Sementara, logam dengan bilangan oksidasi tinggi diberi akhiran –i.

Ion tidak selalu monoatom yang tersusun atas hanya satu atom. Ion dapat juga berupa poliatom yang tersusun oleh sekelompok atom. Berikut ini adalah beberapa ion poliatom penting yang disajikan dalam bentuk tabel.

Beberapa Ion Poliatom PentingNama Ion Simbol Ion Nama Ion Simbol IonSulfat SO4

2- Hidrogen Fosfat HPO42-

Sulfit SO32- Dihidrogen Fosfat H2PO4

-

Nitrat NO3- Bikarbonat HCO3

-

Nitrit NO2- Bisulfat HSO4

-

Hipoklorit ClO- Merkuri (I) Hg22+

Klorit ClO2- Amonia NH4

+

Klorat ClO3- Fosfat PO4

3-

Perklorat ClO4- Fosfit PO3

3-

Asetat CH3COO- Permanganat MnO4-

Kromat CrO42- Sianida CN-

Dikromat Cr2O72- Sianat OCN-

Arsenat AsO43- Tiosianat SCN-

Oksalat C2O42- Arsenit AsO3

3-

Tiosulfat S2O32- Peroksida O2

2-

Hidroksida OH- Karbonat CO32-

Ketika suatu senyawa ionik terbentuk, kation dan anion saling menarik menghasilkan garam. Hal yang penting untuk diingat adalah bahwa senyawanya harus netral, yaitu memiliki jumlah muatan positif dan negatif yang sama.

Sebagai contoh, saat logam magnesium direaksikan dengan cairan bromin, akan terbentuk senyawa ionik. Rumus kimia atau formula kimia dari senyawa yang dihasilkan dapat ditentukan melalui konfigurasi elektron masing-masing unsur.

12Mg  :  2  .  8  .  2

35Br  :  2  .  8  .  18  .  7

Magnesium, merupakan unsur logam alkali tanah (golongan IIA), memiliki dua elektron valensi, sehingga dapat kehilangan elektronnya membentuk suatu kation bermuatan +2.

12Mg2+ :   2  .  8

Bromin adalah halogen (golongan VIIA) yang mempunyai tujuh elektron valensi, sehingga dapat memperoleh satu elektron untuk melengkapi keadaan oktet (delapan elektron valensi) dan membentuk anion bromide dengna muatan -1.

35Br- :  2  .  8  .  18  .  8

Senyawa yang terbentuk harus netral, yang berarti jumlah muatan positif dan negatifnya harus sama. Dengan demikian, secara keseluruhan, muatannya nol. Ion magnesium mempunyai muatan +2. Dengan demikian, ion ini memerlukan dua ion bromida yang masing-masing memiliki satu muatan negatif untuk “mengimbangi” muatan +2 dari ion magnesium. Jadi, rumus senyawa yang dihasilkan adalah MgBr2.

Pada saat menuliskan nama senyawa garam, tulislah terlebih dahulu nama logamnya dan kemudian nama nonlogamnya. Sebagai contoh, senyawa yang dihasilkan dari reaksi antara litium dan belerang, Li2S. Pertama kali, tulislah nama logammya, yaitu litium. Kemudian, tulislah nama nonlogamnya, dengan menambah akhiran –ida sehingga belerang (sulfur) menjadi sulfida.

Li2S  :  Litium Sulfida

Senyawa-senyawa ion yang melibatkan ion-ion poliatom juga mengikuti aturan dasar yang sama. Nama logam ditulis terlebih dahulu, kemudian diikuti nama nonlogamnya (anion poliatom tidak perlu diberi akhiran –ida).

(NH4)2CO3 :  Amonium Karbonat

K3PO4 :  Kalium Fosfat

Apabila logam yang terlibat merupakan logam transisi dengan lebih dari satu bilangan oksidasi, terdapat dua cara penamaan yang benar. Sebagai contoh, kation Fe3+ dengan anion CN- dapat membentuk senyawa Fe(CN)3. Metode yang lebih disukai adalah menggunakan nama logam yang diikuti dengan muatan ion yang ditulis dengan angka Romawi dan diletakkan dalam tanda kurung : Besi (III). Namun, metode penamaan lama masih digunakan, yaitu dengan menggunakan akhiran –o (bilangan oksidasi rendah) dan –i (bilangan oksidasi tinggi). Oleh karena ion Fe3+ memiliki bilangan oksidasi lebih tinggi dari Fe2+, ion tersebut diberi nama ion ferri.

Fe(CN)3 :  Besi (III) Sianida

Fe(CN)3 :  Ferri Sianida

Tidak semua ikatan kimia terbentuk melalui mekanisme serah-terima elektron. Atom-atom juga dapat mencapai kestabilan melalui mekanisme pemakaian bersama pasangan elektron. Ikatan yang terbentuk dikenal dengan istilah ikatan kovelen. Senyawa kovelen adalah senyawa yang hanya memiliki ikatan kovelen.

Sebagai contoh, atom hidrogen memiliki satu elektron valensi. Untuk mencapai kestabilan (isoelektronik dengan helium), atom hidrogen membutuhkan satu elektron tambahan. Saat dua atom hidrogen membentuk ikatan kimia, tidak terjadi peristiwa serah-terima elektron. Yang akan terjadi adalah kedua atom akan menggunakan elektronnya secara bersama-sama. Kedua elektron (satu dari masing-masing hidrogen) menjadi milik kedua atom tersebut. Dengan demikian, molekul H2 terbentuk melalui pembentukan ikatan kovelen, yaitu ikatan kimia yang berasal dari penggunaan bersama satu atau lebih pasangan elektron antara dua atom. Ikatan kovalen terjadi di antara dua unsur nonlogam.

Ikatan kovalen dapat dinyatakan dalam bentuk Struktur Lewis, yaitu representasi ikatan kovelen, dimana elektron yang digunakan bersama digambarkan sebagai garis atau sepasang dot antara dua atom; sementara pasangan elektron yang tidak digunakan bersama (lone pair) digambarkan sebagai pasangan dot pada atom bersangkutan. Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian elektron pada kulit terluar (kulit valensi) yang disebut sebagai aturan oktet, yaitu unsur akan berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet), kecuali hidrogen dengan dua elektron valensi (duplet).

Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovelen. Ikatan tunggal terjadi saat dua atom menggunakan sepasang elektron bersama. Ikatan rangkap dua (ganda) terjadi saat dua atom menggunakan menggunakan dua pasangan elektron bersama. Sementara, ikatan rangkap tiga terjadi saat dua atom menggunakan tiga pasangan elektron bersama.

Senyawa ionik memiliki sifat yang berbeda dari senyawa kovalen. Senyawa ionik, pada suhu kamar, umumnya berbentuk padat, dengan titik didih dan titik leleh tinggi, serta bersifat

elektrolit. Sebaliknya, senyawa kovelen, pada suhu kamar, dapat berbentuk padat, cair, maupun gas. Selain itu, senyawa kovalen memiliki titik didih dan titik leleh yang relatif rendah bila dibandingkan dengan senyawa ionik serta cenderung bersifat nonelektrolit.

Ketika atom klorin berikatan secara kovalen dengan atom klorin lainnya, pasangan elektron akan digunakan bersama secara seimbang. Kerapatan elektron yang mengandung ikatan kovalen terletak di tengah-tengah di antara kedua atom. Setiap atom menarik kedua elektron yang berikatan secara sama. Ikatan seperti ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen nonpolar.

Sementara, apa yang akan terjadi bila kedua atom yang terlibat dalam ikatan kimia tidak sama? Kedua inti yang bermuatan positif yang mempunyai gaya tarik berbeda akan menarik pasangan elektron dengan derajat (kekuatan) yang berbeda. Hasilnya adalah pasangan elektron cenderung ditarik dan bergeser ke salah satu atom yang lebih elektronegatif. Ikatan semacam ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen polar.

Sifat yang digunakan untuk membedakan ikatan kovalen polar dengan ikatan kovalen nonpolar adalah elektronegativitas (keelektronegatifan), yaitu kekuatan (kemampuan) suatu atom untuk menarik pasangan elektron yang berikatan. Semakin besar nilai elektronegativitas, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik pasangan elektron pada ikatan. Dalam tabel periodik, pada satu periode, elektronegativitas akan naik dari kiri ke kanan. Sebaliknya, dalam satu golongan, akan turun dari atas ke bawah.

Ikatan kovelen nonpolar terbentuk bila dua atom yang terlibat dalam ikatan adalah sama atau bila beda elektronegativitas dari atom-atom yang terlibat pada ikatan sangat kecil. Sementara, pada ikatan kovelen polar, atom yang menarik pasangan elektron pengikat dengan lebih kuat akan sedikit lebih bermuatan negatif; sedangkan atom lainnya akan menjadi sedikit lebih bermuatan positif. Ikatan ini terbentuk bila atom-atom yang terlibat dalam ikatan adalah berbeda. Semakin besar beda elektronegativitas, semakin polar pula ikatan yang bersangkutan. Sebagai tambahan, apabila beda elektronegativitas atom-atom sangat besar, maka yang akan terbentuk justru adalah ikatan ionik. Dengan demikian, beda elektronegativitas merupakan salah satu cara untuk meramalkan jenis ikatan yang akan terbentuk di antara dua unsur yang berikatan.

Perbedaan Elektronegativitas Jenis Ikatan yang Terbentuk0,0 sampai 0,2 Kovalen nonpolar0,3 sampai 1,4 Kovalen polar> 1,5 Ionik

Ikatan kovalen koordinasi (datif) terjadi saat salah satu unsur menyumbangkan sepasang elektron untuk digunakan secara bersama-sama dengan unsur lain yang membutuhkan elektron. Sebagai contoh, reaksi antara molekul NH3 dan ion H+ membentuk ion NH4+. Molekul NH3 memiliki sepasang elektron bebas yang digunakan bersama-sama dengan ion H+. Molekul NH3 mendonorkan elektron, sedangkan ion H+ menerima elektron. Kedua elektron digunakan bersama-sama.

Pada dasarnya senyawa kovalen memiliki aturan tata nama yang tidak berbeda jauh dari senyawa ionik. Tulislah nama unsur pertama, kemudian diikuti dengan nama unsur kedua yang diberi akhiran –ida.

HCl : Hidrogen Klorida

SiC : Silikon Karbida

Apabila masing-masing unsur terdiri lebih dari satu atom, prefik yang menunjukkan jumlah atom digunakan. Prefik yang sering digunakan dalam penamaan senyawa kovelen dapat dilihat pada tabel berikut.

Prefik Jumlah Atom Prefik Jumlah AtomMono- 1 Heksa- 6Di- 2 Hepta- 7Tri- 3 Okta- 8Tetra- 4 Nona- 9Penta- 5 Deka- 10

CO  :  Monokarbon Monoksida atau Karbon MonoksidaCO2 :  Monokarbon Dioksida atau Karbon Dioksida

Catatan : awalan mono- pada unsur pertama dapat dihilangkanSO2 :  Sulfur DioksidaSO3 :  Sulfur TrioksidaN2O4 :  Dinitrogen Tetraoksida

Senyawa kovalen yang mengandung atom Hidrogen (H) tidak menggunakan tata nama di atas, tetapi menggunakan nama trivial yang telah dikenal sejak dahulu.B2H6 :  Diborana                            PH3 :  FosfinaCH4 :  Metana                               H2O  :  AirSiH4 :  Silana                                 H2S  :  Hidrogen SulfidaNH3 :  Amonia

Sumber: http://andykimia03.wordpress.com/2009/11/01/ikatan-kimia-dan-tata-nama-senyawa-kimia/

Share this:

Share

Masukan ini dipos pada April 7, 2011 8:41 pm dan disimpan pada Pendidikan . Anda dapat mengikuti semua aliran respons RSS 2.0 dari masukan ini Anda dapat memberikan tanggapan, atau trackback dari situs anda.

Powered by WordPress.comPembaruan Kebijakan Pemakaian akan mulai berlaku secara efektif tanggal 25 Mei 2012. Baca lebih lanjut. Kompetisi menulis di Wikipedia bahasa Jawa Papat Limpad 2012 sebagai proyek kerjasama

Wikimedia Indonesia

dengan UI, UGM, UNY, Undip, Unnes, dan IKIP PGRI Semarang berlangsung 7 Mei 2012 hingga April 2013.

Ikatan kimia Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Belum DiperiksaLangsung ke: navigasi, cari

Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam prakteknya, para kimiawan biasanya bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.

Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.

Contoh model titik Lewis yang menggambarkan ikatan kimia anatara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik lewis adalah salah satu dari usaha awal kimiawan dalam menjelaskan ikatan kimia dan masih digunakan secara luas sampai sekarang.

Daftar isi

1 Tinjauan 2 Sejarah 3 Teori ikatan valensi 4 Teori orbital molekul

5 Perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul 6 Ikatan dalam rumus kimia 7 Ikatan kuat kimia

o 7.1 Ikatan kovaleno 7.2 Ikatan polar kovaleno 7.3 Ikatan iono 7.4 Ikatan kovalen koordinato 7.5 Ikatan pisango 7.6 Ikatan 3c-2e dan 3c-4eo 7.7 Ikatan tiga elektron dan satu elektrono 7.8 Ikatan aromatiko 7.9 Ikatan logam

8 Ikatan antarmolekul o 8.1 Dipol permanen ke dipol permaneno 8.2 Ikatan hidrogeno 8.3 Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)o 8.4 Interaksi kation-pi

9 Elektron pada ikatan kimia 10 Lihat pula 11 Referensi 12 Pranala luar

Tinjauan

Elektron yang mengelilingi inti atom bermuatan negatif dan proton yang terdapat dalam inti atom bermuatan positif, mengingat muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, maka dua atom yang berdekatan satu sama lainnya akan membentuk ikatan.

Dalam gambaran yang paling sederhana dari ikatan non-polar atau ikatan kovalen, satu atau lebih elektron, biasanya berpasangan, ditarik menuju sebuah wilayah di antara dua inti atom. Gaya ini dapat mengatasi gaya tolak menolak antara dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom untuk tetap bersama, walaupun keduanya masih akan tetap bergetar dalam keadaan kesetimbangan. Ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau lebih inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsi.

Dalam gambaran ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom lainnya, sehingga secara efektif menyebabkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom yang lain. Hal ini menyebabkan satu atom bermuatan positif dan yang lainnya bermuatan negatif secara keseluruhan. Ikatan ini dihasilkan dari atraksi elektrostatik di antara atom-atom dan atom-atom tersebut menjadi ion-ion yang bermuatan.

Semua bentuk ikatan dapat dijelaskan dengan teori kuantum, namun dalam prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan para kimiawan untuk memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas sebuah ikatan. Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet rule) dan teori VSEPR adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Ada pula teori-teori yang lebih canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputi hibridisasi orbital dan resonans,

dan metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: Linear combination of atomic orbitals molecular orbital method) yang meliputi teori medan ligan. Elektrostatika digunakan untuk menjelaskan polaritas ikatan dan efek-efeknya terhadap zat-zat kimia.

Sejarah

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Sejarah kimia dan Sejarah molekul

Spekulasi awal dari sifat-sifat ikatan kimia yang berawal dari abad ke-12 mengganggap spesi kimia tertentu disatukan oleh sejenis afinitas kimia. Pada tahun 1704, Isaac Newton menggarisbesarkan teori ikatan atomnya pada "Query 31" buku Opticksnya dengan mengatakan atom-atom disatukan satu sama lain oleh "gaya" tertentu.

Pada tahun 1819, setelah penemuan tumpukan volta, Jöns Jakob Berzelius mengembangkan sebuah teori kombinasi kimia yang menekankan sifat-sifat elektrogenativitas dan elektropositif dari atom-atom yang bergabung. Pada pertengahan abad ke-19 Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov, dan Hermann Kolbe, beranjak pada teori radikal, mengembangkan teori valensi yang pada awalnya disebut "kekuatan penggabung". Teori ini mengatakan sebuah senyawa tergabung berdasarkan atraksi kutub positif dan kutub negatif. Pada tahun 1916, kimiawan Gilbert N. Lewis mengembangkan konsep ikatan elektron berpasangan. Konsep ini mengatakan dua atom dapat berkongsi satu sampai enam elektron, membentuk ikatan elektron tunggal, ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap tiga.

Dalam kata-kata Lewis sendiri:

“ An electron may form a part of the shell of two different atoms and cannot be said to belong to either one exclusively. ”

Pada tahun yang sama, Walther Kossel juga mengajukan sebuah teori yang mirip dengan teori Lewis, namun model teorinya mengasumsikan transfer elektron yang penuh antara atom-atom. Teori ini merupakan model ikatan polar. Baik Lewis dan Kossel membangun model ikatan mereka berdasarkan kaidah Abegg (1904).

Pada tahun 1927, untuk pertama kalinya penjelasan matematika kuantum yang penuh atas ikatan kimia yang sederhana berhasil diturunkan oleh fisikawan Denmark Oyvind Burrau.[1] Hasil kerja ini menunjukkan bahwa pendekatan kuantum terhadap ikatan kimia dapat secara mendasar dan kuantitatif tepat. Namun metode ini tidak mampu dikembangkan lebih jauh untuk menjelaskan molekul yang memiliki lebih dari satu elektron. Pendekatan yang lebih praktis namun kurang kuantitatif dikembangkan pada tahun yang sama oleh Walter Heitler and Fritz London. Metode Heitler-London menjadi dasar dari teori ikatan valensi. Pada tahun 1929, metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: linear combination of atomic orbitals molecular orbital method), disingkat LCAO, diperkenalkan oleh Sir John Lennard-Jones yang bertujuan menurunkan struktur elektronik dari molekul F2 (fluorin) dan O2 (oksigen) berdasarkan prinsip-prinsip dasar kuantum. Teori orbital molekul ini mewakilkan ikatan kovalen sebagai orbital yang dibentuk oleh orbital-orbital atom mekanika kuantum Schrödinger yang telah dihipotesiskan untuk atom berelektron tunggal. Persamaan ikatan elektron pada multielektron tidak dapat diselesaikan secara analitik, namun dapat dilakukan pendekatan yang memberikan hasil dan prediksi yang secara kualitatif cukup baik. Kebanyakan perhitungan kuantitatif pada kimia kuantum modern menggunakan baik teori ikatan valensi maupun teori orbital molekul sebagai titik awal, walaupun pendekatan ketiga, teori fungsional rapatan (Bahasa Inggris: density functional theory), mulai mendapatkan perhatian yang lebih akhir-akhir ini.

Pada tahun 1935, H. H. James dan A. S. Coolidge melakukan perhitungan pada molekul dihidrogen.Berbeda dengan perhitungan-perhitungan sebelumnya yang hanya menggunakan fungsi-fungsi jarak antara elektron dengan inti atom, mereka juga menggunakan fungsi yang secara eksplisit memperhitungkan jarak antara dua elektron.[2] Dengan 13 parameter yang dapat diatur, mereka mendapatkan hasil yang sangat mendekati hasil yang didapatkan secara eksperimen dalam hal energi disosiasi. Perluasan selanjutnya menggunakan 54 parameter dan memberikan hasil yang sangat sesuai denganhasil eksperimen. Perhitungan ini meyakinkan komunitas sains bahwa teori kuantum dapat memberikan hasil yang sesuai dengan hasil eksperimen. Namun pendekatan ini tidak dapat memberikan gambaran fisik seperti yang terdapat pada teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Selain itu, ia juga sangat sulit diperluas untuk perhitungan molekul-molekul yang lebih besar.

Teori ikatan valensi

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Teori ikatan valensi

Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas dasar argumen bahwa sebuah ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron bekerja dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, beranjak dari teori ini, kimawan Linus Pauling mempublikasikan jurnal ilmiah yang dianggap sebagai jurnal paling penting dalam sejarah kimia: "On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berdasarkan hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam aturan pada ikatan elektron berpasangan:

1. Ikatan elektron berpasangan terbentuk melalui interaksi elektron tak-berpasangan pada masing-masing atom.2. Spin-spin elektron haruslah saling berlawanan.3. Seketika dipasangkan, dua elektron tidak bisa berpartisipasi lagi pada ikatan lainnya.

4. Pertukaran elektron pada ikatan hanya melibatkan satu persamaan gelombang untuk setiap atom.5. Elektron-elektron yang tersedia pada aras energi yang paling rendah akan membentuk ikatan-ikatan yang paling kuat.6. Dari dua orbital pada sebuah atom, salah satu yang dapat bertumpang tindih paling banyaklah yang akan membentuk ikatan paling kuat, dan ikatan ini akan cenderung berada pada arah orbital yang terkonsentrasi.

Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi apa yang banyak orang sebut sebagai "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental untuk memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi 1959 selanjutnya gagal untuk mengalamatkan masalah yang lebih mudah dimengerti menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi ini berkurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang besar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang lebih sulit pada program-program komputer telah hampir dipecahkan dan teori ini beranjak bangkit kembali.

Teori orbital molekul

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Teori orbital molekul

Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom untuk membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah sebuah orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Jika orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian lebih tinggi berada di antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Jika elektron-elektron cenderung berada di orbital molekul yang berada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang berada pada orbital bukan-ikatan cenderung berada pada orbital yang paling dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara keseluruhan pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.

Perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul

Pada beberapa bidang, teori ikatan valensi lebih baik daripada teori orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, H2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang paling sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang lebih dekat dan representasi yang lebih akurat pada tingkah laku elektron ketika ikatan kimia terbentuk dan terputus. Sebaliknya, teori orbital molekul memprediksikan bahwa molekul hidrogen akan berdisosiasi menjadi superposisi linear dari hidrogen atom dan ion hidrogen positif dan negatif. Prediksi ini tidak sesuai dengan gambaran fisik. Hal ini secara sebagian menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom pada metode ikatan valensi berada di atas kurva yang menggunakan metode orbital molekul. Situasi ini terjadi pada semua molekul diatomik homonuklir dan tampak dengan jelas pada F2 ketika

energi minimum pada kurva yang menggunakan teori orbital molekul masih lebih tinggi dari energi dua atom F.

Konsep hibridisasi sangatlah berguna dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, menyebabkan teori ini masih menjadi bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik. Namun, hasil kerja Friedrich Hund, Robert Mulliken, dan Gerhard Herzberg menunjukkan bahwa teori orbital molekul memberikan deskripsi yang lebih tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori ikatan valensi menjadi lebih jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya PF5) ketika molekul ini dijelaskan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa yang kurang elektron (seperti diborana) dijelaskan dengan sangat baik oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah dibuat.

Pada tahun 1930, dua metode ini saling bersaing sampai disadari bahwa keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang lebih baik. Jika kita mengambil struktur ikatan valensi yang sederhana dan menggabungkan semua struktur kovalen dan ion yang dimungkinkan pada sekelompok orbital atom, kita mendapatkan apa yang disebut sebagai fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Jika kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada keadaan dasar dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan keseluruhan kemungkinan keadaan tereksitasi yang menggunakan orbital tak terisi dari sekelompok orbital atom yang sama, kita juga mendapatkan fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Terlihatlah bahwa pendekatan orbital molekul yang sederhana terlalu menitikberatkan pada struktur ion, sedangkan pendekatan teori valensi ikatan yang sederhana terlalu sedikit menitikberatkan pada struktur ion. Dapat kita katakan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu ter-delokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.

Sekarang kedua pendekatan tersebut dianggap sebagai saling memenuhi, masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan kimia. Perhitungan modern pada kimia kuantum biasanya dimulai dari (namun pada akhirnya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi. Ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul lebih akurat dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital molekul lebih memudahkan untuk diubah menjadi perhitungan numeris. Namun program-progam ikatan valensi yang lebih baik juga tersedia.

Ikatan dalam rumus kimia

Bentuk atom-atom dan molekul-molekul yang 3 dimensi sangatlah menyulitkan dalam menggunakan teknik tunggal yang mengindikasikan orbital-orbital dan ikatan-ikatan. Pada rumus molekul, ikatan kimia (orbital yang berikatan) diindikasikan menggunakan beberapa metode yang bebeda tergantung pada tipe diskusi. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sebagai contoh, pada kimia organik, kimiawan biasanya hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karena itu, rumus molekul etanol dapat ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH3–CH2–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sebagai contoh anion etena−4 yang

dihipotesiskan (\/C=C/

\ −4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan.sehingga terjadi ikatan rangkap dua antara banci2 dgn germo.wkwkwk iya kan gan...

Ikatan kuat kimia

Panjang ikat dalam pmdan energi ikat dalam kJ/mol.Panjang ikat dapat dikonversikan menjadi Ådengan pembagian dengan 100 (1 Å = 100 pm).Data diambil dari [1].

IkatanPanjang

(pm)Energi

(kJ/mol)

H — Hidrogen

H–H 74 436

H–C 109 413

H–N 101 391

H–O 96 366

H–F 92 568

H–Cl 127 432

H–Br 141 366

C — Karbon

C–H 109 413

C–C 154 348

C=C 134 614

C≡C 120 839

C–N 147 308

C–O 143 360

C–F 135 488

C–Cl 177 330

C–Br 194 288

C–I 214 216

C–S 182 272

N — Nitrogen

N–H 101 391

N–C 147 308

N–N 145 170

N≡N 110 945

O — Oksigen

O–H 96 366

O–C 143 360

O–O 148 145

O=O 121 498

F, Cl, Br, I — Halogen

F–H 92 568

F–F 142 158

F–C 135 488

Cl–H 127 432

Cl–C 177 330

Cl–Cl 199 243

Br–H 141 366

Br–C 194 288

Br–Br 228 193

I–H 161 298

I–C 214 216

I–I 267 151

S — Belerang

C–S 182 272

Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, jumlah elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan biasanya merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Jumlah yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki keadaan energi yang lebih rendah jika berpasangan. Teori-teori ikatan yang lebih canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam sebuah ikatan. Sebagai contohnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama lain oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga diketahui dengan baik. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin besar perbedaan elektronegativitasnya, semakin besar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berikat dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.

1. REDIRECT Nama halaman tujuan

Ikatan kovalen

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan yang perbedaan elektronegativitas (negatif dan positif) di antara atom-atom yang berikat sangatlah kecil atau hampir tidak ada. Ikatan-ikatan yang terdapat pada kebanyakan senyawa organik dapat dikatakan sebagai ikatan kovalen. Lihat pula ikatan sigma dan ikatan pi untuk penjelasan LCAO terhadap jenis ikatan ini.

Ikatan polar kovalen

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan polar kovalen

Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya berada di antara ikatan kovalen dan ikatan ion.

Ikatan ion

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan ion

Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik antara dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang besar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang lebih besar dari 2,0 bisanya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang lebih kecil dari 1,5

biasanya disebut ikatan kovalen.[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar antara -3 e sampai dengan +3e.

Ikatan kovalen koordinat

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen koordinat

Ikatan kovalen koordinat, kadangkala disebut sebagai ikatan datif, adalah sejenis ikatan kovalen yang keseluruhan elektron-elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa Lewis. Konsep ini mulai ditinggalkan oleh para kimiawan seiring dengan berkembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada nitron dan ammonia borana. Susunan ikatan ini berbeda dengan ikatan ion pada perbedaan elektronegativitasnya yang kecil, sehingga menghasilkan ikatan yang kovalen. Ikatan ini biasanya ditandai dengan tanda panah. Ujung panah ini menunjuk pada akseptor elektron atau asam Lewis dan ekor panah menunjuk pada penderma elektron atau basa Lewis

Ikatan pisang

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan pisang

Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikan ataupun yang mendapat rintangan sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang biasanya lebih rentan mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal lainnya.

Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

Dalam ikatan tiga-pusat dua-elektron, tiga atom saling berbagi dua elektron. Ikatan sejenis ini terjadi pada senyawa yang kekurangan elektron seperti pada diborana. Setiap ikatan mengandung sepasang elektron yang menghubungkan atom boron satu sama lainnya dalam bentuk pisang dengan sebuah proton (inti atom hidrogen) di tengah-tengah ikatan, dan berbagi elektron dengan kedua atom boron. Terdapat pula Ikatan tiga-pusat empat-elektron yang menjelaskan ikatan pada molekul hipervalen.

Ikatan tiga elektron dan satu elektron

Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron dapat ditemukan pada spesi radikal yang memiliki jumlah elektron gasal (ganjil). Contoh paling sederhana dari ikatan satu elektron dapat ditemukan pada kation molekul hidrogen H2

+. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li2

+, lebih kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini dapat dijelaskan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam. [4]

Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron dapat ditemukan pada kation dimer helium, He2+,

dan dapat pula dianggap sebagai "ikatan setengah" karena menurut teori orbital molekul, elektron ke-tiganya merupakan orbital antiikat yang melemahkan ikatan dua elektron lainnya

sebesar setengah. Molekul oksigen juga dapat dianggap memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya.[5]

Molekul-molekul dengan ikatan elektron gasal biasanya sangat reaktif. Ikatan jenis ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang sama.[5]

Ikatan aromatik

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Aromatisitas

Pada kebanyakan kasus, lokasi elektron tidak dapat ditandai dengan menggunakan garis (menandai dua elektron) ataupun titik (menandai elektron tungga). Ikatan aromatik yang terjadi pada molekul yang berbentuk cincin datar menunjukkan stabilitas yang lebih.

Pada benzena, 18 elektron ikatan mengikat 6 atom karbon bersama membentuk struktur cincin datar. "Orde" ikatan antara dua atom dapat dikatakan sebagai (18/6)/2=1,5 dan seluruh ikatan pada benzena tersebut adalah identik. Ikatan-ikatan ini dapat pula ditulis sebagai ikatan tunggal dan rangkap yang berselingan, namun hal ini kuranglah tepat mengingat ikatan rangkap dan ikatan tunggal memiliki kekuatan ikatan yang berbeda dan tidak identik.

Ikatan logam

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan logam

Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Berbeda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berikat dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang menyebabkan elektron-elektron dapat bergerak bebas, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.

Ikatan antarmolekul

Terdapat empat jenis dasar ikatan yang dapat terbentuk antara dua atau lebih molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekul menyebabkan molekul saling menarik atau menolak satu sama lainnya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik sebuah zat (seperti pada titik leleh).

Dipol permanen ke dipol permanen

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Gaya antarmolekul

Perbedaan elektronegativitas yang bersar antara dua atom yang berikatan dengan kuat menyebabkan terbentuknya dipol (dwikutub). Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.

Ikatan hidrogen

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen bisa dikatakan sebagai dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dijelaskan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen berada sangat dekat dengan atom penderma elektron dan mirip dengan ikatan tiga-pusat dua-elektron seperti pada diborana. Ikatan hidrogen menjelaskan titik didih zat cair yang relatif tinggi seperti air, ammonia, dan hidrogen fluorida jika dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang lebih berat lainnya pada kolom tabel periodik yang sama.

Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Gaya van der Waals

Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang paling lemah, namun sering dijumpai di antara semua zat-zat kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik waktu, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Hal ini disebut sebagai dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini dapat menarik maupun menolak elektron-elektron helium lainnya, dan menyebabkan dipol lainnya. Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali untuk kemudian berpisah.

Interaksi kation-pi

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Interaksi kation-pi

Interaksi kation-pi terjadi di antara muatan negatif yang terlokalisasi dari elektron-elektron pada orbital dengan muatan positif.

Elektron pada ikatan kimia

Banyak senyawa-senyawa sederhana yang melibatkan ikatan-ikatan kovalen. Molekul-molekul ini memiliki struktur yang dapat diprediksi dengan menggunakan teori ikatan valensi, dan sifat-sfiat atom yang terlibat dapat dipahami menggunakan konsep bilangan oksidasi. Senyawa lain yang mempunyai struktur ion dapat dipahami dengan menggunakan teori-teori fisika klasik.

Pada kasus ikatan ion, elektron pada umumnya terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal bergerak bebas di antara atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik keseluruhan untuk membantu pemahaman kita atas konsep distribusi orbital molekul. Gaya antara atom-atom secara garis besar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik.

Sebaliknya pada ikatan kovalen, rapatan elektron pada sebuah ikatan tidak ditandai pada atom individual, namun terdelokalisasikan pada MO di antara atom-atom. Teori kombinasi linear orbital yang diterima secara umum membantu menjelaskan struktur orbital dan energi-energinya berdasarkan orbtial-orbital dari atom-atom molekul. Tidak seperti ikatan ion, ikatan kovalen bisa memiliki sifat-sifat anisotropik, dan masing-masing memiliki nama-nama tersendiri seperti ikatan sigma dan ikatan pi.

Atom-atom juga dapat membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat antara ikatan ion dan kovalen. Hal ini bisa terjadi karena definisi didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron dapat secara parsial terdelokalisasi di antara atom-atom. Ikatan sejenis ini biasanya disebut sebagai ikatan polar kovalen. Lihat pula elektronegativitas.

Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul dapat dikatakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di antara dua atau lebih atom. Jenis ikatan antara dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.

Lihat pula

Ikatan Aromatik Ikatan Ion Ikatan Kovalen Ikatan Kovalen Tunggal Ikatan Kovalen Rangkap Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Ikatan Kovalen Koordinasi Ikatan Kovalen Polar Ikatan Kovalen Nonpolar Ikatan Logam Ikatan Pisang Ikatan Antarmolekul Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

 

 

 

 

 

 

31 Votes

Ikatan kimia merupakan sebuah proses fisika yang bertanggungung jawab dalam gaya interaksi tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Secara umum, ikatan kimia dapat digolongkan menjadi dua jenis, yaitu:

A. Ikatan antar atom:

1. Ikatan ion = heteropolar

Ikatan ionik adalah sebuah gaya elektrostatik yang mempersatukan ion-ion dalam suatu senyawa ionik. Ion-ion yang diikat oleh ikatan kimia ini terdiri dari ka2tion dan juga

anion. Kation terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki energi ionisasi rendah dan biasanya terdiri dari logam-logam alkali dan alkali tanah. Sementara itu, anion cenderung terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi, dalam hal ini unsur-unsur golongan halogen dan oksigen. Oleh karena itu, dapat dikatakan bahwa ikatan ion sangat dipengaruhi oleh besarnya beda keelektronegatifan dari atom-atom pembentuk senyawa tersebut. Semakin besar beda keelektronegatifannya, maka ikatan ionik yang dihasilkan akan semakin kuat. Ikatan ionik tergolong ikatan kuat, dalam hal ini memiliki energi ikatan yang kuat sebagai akibat dari perbedaan keelektronegatifan ion penyusunnya.

Pembentukan ikatan ionik dilakukan dengan cara transfer elektron. Dalam hal ini, kation terionisasi dan melepaskan sejumlah elektron hingga mencapai jumlah oktet yang disyaratkan dalam aturan Lewis. Selanjutnya elektron yang dilepaskan ini akan diterima oleh anion hingga mencapai jumlah oktet. Proses transfer elektron ini akan menghasilkan suatu ikatan ionik yang mempersatukan ion anion dan kation.

Sifat-Sifat ikatan ionik adalah:

        a. Bersifat polar sehingga larut dalam pelarut polar

        b. Memiliki titik leleh yang tinggi

        c. Baik larutan maupun lelehannya bersifat elektrolit

2. Ikatan kovalen = homopolar

Ikatan kovalen merupakan ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian elektron bersama oleh atom-atom pembentuk ikatan. Ikatan kovalen biasanya terbentuk dari unsur-unsur non logam. Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan tertarik ke dalam nukleus kedua atom. Tarik menarik elektron inilah yang menyebabkan kedua atom terikat bersama.

Ikatan kovalen terjadi ketika masing-masing atom dalam ikatan tidak mampu memenuhi aturan oktet, dengan pemakaian elektron bersama dalam ikatan kovalen, masing-masing atom memenuhi jumlah oktetnya. Hal ini mendapat pengecualian untuk atom H yang menyesuaikan diri dengan konfigurasi atom dari He (2ē valensi) untuk mencapai tingkat kestabilannya. Selain itu, elektron-elektron yang tidak terlibat dalam ikatan kovalen disebut elektron bebas. Elektron bebas ini berpengaruh dalam menentukan bentuk dan geometri molekul.

Ada beberapa jenis ikatan kovalen yang semuanya bergantung pada jumlah pasangan elektron yang terlibat dalam ikatan kovalen. Ikatan tunggal merupakan ikatan kovalen yang terbentuk 1 pasangan elektron. Ikatan rangkap 2 merupakan ikatan kovalen yang terbentuk dari dua pasangan elektron, beitu juga dengan ikatan rangkap 3 yang terdiri dari 3 pasangan elektron. Ikatan rangkap memiliki panjang ikatan yang lebih pendek daripada ikatan tunggal. Selain itu terdapat juga bermacam-macam jenis ikatan kovalen lain seperti ikatan sigma, pi, delta, dan lain-lain.

Senyawa kovalen dapat dibagi mejadi senyawa kovalen polar dan non polar. Pada senyawa kovalen polar, atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap elektron pasangan persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan antara

atom-atom penyusunnya. Akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif. Sementara itu pada senyawa kovalen non-polar titik muatan negatif elekton persekutuan berhimpit karena beda keelektronegatifan yang kecil atau tidak ada.

Gambar Ikatan Kovalen pada metana

3. Ikatan kovalen koordinasi = semipolar

Ikatan kovalen koordinat merupakan ikatan kimia yang terjadi apabila pasangan elektron bersama yang dipakai oleh kedua atom disumbangkan oleh sala satu atom saja. Sementara itu atom yang lain hanya berfungsi sebagai penerima elektron berpasangan saja.

Syarat-syarat terbentuknya ikatan kovalen koordinat:

1. Salah satu atom memiliki pasangan elektron bebas2. Atom yang lainnya memiliki orbital kosong

Susunan ikatan kovalen koordinat sepintas mirip dengan ikatan ion, namun kedua ikatan ini berbeda oleh karena beda keelektronegatifan yang kecil pada ikatan kovalen koordinat sehingga menghasilkan ikatan yang cenderung mirip kovalen.

4. Ikatan Logam

Ikatan logam merupakan salah satu ciri khusus dari logam, pada ikatan logam ini elektron tidak hanya menjadi miliki satu atau dua atom saja, melainkan menjadi milik dari semua atom yang ada dalam ikatan logam tersebut. Elektron-elektron dapat terdelokalisasi sehingga dapat bergerak bebas dalam awan elektron yang mengelilingi atom-atom logam. Akibat dari elektron yang dapat bergerak bebas ini adalah sifat logam yang dapat menghantarkan listrik dengan mudah. Ikatan logam ini hanya ditemui pada ikatan yang seluruhnya terdiri dari atom unsur-unsur logam semata.

B. Ikatan antar molekul

1. Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion.

Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya.

Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.

2. Ikatan van der walls

Gaya Van Der Walls dahulu dipakai untuk menunjukan semua jenis gaya tarik menarik antar molekul. Namun kini merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol seketika. Ikatan ini merupakan jenis ikatan antar molekul yang terlemah, namun sering dijumpai diantara semua zat kimia terutama gas. Pada saat tertentu, molekul-molekul dapat berada dalam fase dipol seketika ketika salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Dalam keadaa dipol ini, molekul dapat menarik atau menolak elektron lain dan menyebabkan atom lain menjadi dipol. Gaya tarik menarik yang muncul sesaat ini merupakan gaya Van der Walls.

 

41

3 Ikatan KimiaMateri terdiri atas atom. Oleh karena kimia mempelajari materi, teori atommerupakan fondasi logis kimia. Namun, kimia tidak berbasiskan atom saja.Kimia pertama akan muncul ketika atom bergabung membentuk molekul.Proses yang menjelaskan bagaimana karakter hubungan atom dengan atom,yakni pembentukan ikatan kimia sangat berperan dalam perkembangan kimia.Untuk memahami ikatan kimia dengan sebenarnya diperlukan dukunganmekanika kuantum. Kini mekanika kuantum merupakan bagian yang takterpisahkan dari kimia. Jadi mekanika kuantum sangat diperlukan bagi yangingin mempelajari betapa pentingnya ikatan kimia.3.1 Teori ikatan kimia sebelum abad 20a Afinitas kimia

Teori atom adalah premis untuk konsep ikatan kimia. Namun, teori afinitas lebih disukaikimiawan abad 18 mungkin dapat dianggap sebagai asal teori ikatan kimia modern, walaupunafinitas kimia merupakan teori reaksi kimia. Dasar teori afinitas adalah konsep „like attract like“,sesama manarik sesama. Kimiawan Perancis Étienne François Geoffroy (1672-1731) membuattabel dengan enambelas jenis zat didaftarkan dalam urutan afinitasnya pada zat lain (Gambar 3.1).Karya ini memiliki signifikansi historis karena orang dapat memprediksi hasil reaksi dengan

bantuan Gambar 3.1.Gambar 3.1 Tabel afinitas kimia dari Geoffroy. Simbol yang digunakan di tabel ini adalah simbol yangawalnya digunakan para alkemi. Di baris pertama, enambelas zat didaftrakan. Di bawah tiap zat in, zat laindengan urutan afinitasnya pada zat di baris pertama didaftarkan42

Sekitar pertengahan abad 19, kimiawan mencari cara untuk mengukur afinitas kimia dengankuantititatif. Kimiawan Denmark Hans Peter Jargen Julius Thomsen (1826-1909) dan kimiawanPernacis Pierre Eugene Marcelin Berthelot (1827-1907) menggunakan kalor yang dihasilkan dalamreaksi sebagai ukuran afinitas kimia. Namun, ada beberapa reaksi yang endoterm, walaupunsebagian besar reaksi eksoterm. Kemudian menjadi jelas, tidak ada hubungan yang sederhanaantara kalor yang dihasilkan dalam reaksi dan afinitas kimia.b Dualisme Elektrokimia

Dualisme elektrokimia adalah teori ikatan kimia rasional yang pertama, dan teori ini diusulkan olehDavy, Berzelius dkk di pertengahan pertama abad 19. Dasar teori Berzelius adalah sebagai berikut:atom berbagai unsur bermuatan positif atau negatif dalam jumlah yang berbeda, dan muatan iniadalah gaya dorong pembentukan zat. Misalnya, tembaga bermuatan listrik positif dan oksigenbermuatan negatif. Tembaga oksida terbentuk dengan kombinasi kedua unsur tersebut masihsedikit positif. Hal ini yang menyebabkan umumnya oksida logam yang agak positif dan air yangagak negatif bereaksi satu sama lain menghasilkan hidroksida. Penemuan bahwa elektrolisisoksida logam alkali menghasilkan logam dan oksigen dengan baik dijelaskan dengan dualismeelektrokimia.Namun, ditemukan beberapa kasus yang tidak cocok dengan teori ini. Menurut aksioma Berzelius,atom hidrogen bermuatan positif dan atom khlorin bersifat negatif. Menurut teori Berzelius,walaupun asam asetat, CH3COOH, bersifat asam, asam trikhloroasetat, CCl3COOH, seharusnyabasa. Berzelius percaya b ahwa muatan listrik adalah asal usul keasaman dan kebasaan. Karenapenukaran hidrogen dengan khlorin, yang muatannya berlawanan, akan membentuk basa.Faktanya asam trikhloroasetat asam, bahkan lebih asam dari asam asetat Dualisme elektrokimiadengan demikian perlahan ditinggalkan.c Teori Valensi

Di paruh akhir abad 19, teori yang lebih praktis diusulkan dari bidang kimia organik. Banyaksenyawa organik yang telah disintesis sebelum masa itu, dan strukturnya telah ditentukan dengananalisis kimia. Karena dijumpai banyak senyawa yang secara kimia mirip (misalnya, dalamnomenklatur saat ini sifat-sifat deret asam karboksilat), kimiawan mengusulkan beberapa teoriuntuk mengklasifikasikan dan mengurutkan kemiripan sifat ini. Menurut salah satu teori, saturadikal (misalnya radikal benzoil, C7H5O–) yang terdiri dari beberapa atom dianggap ekuivalen43

dengan satu atom dalam senyawa anorganik (Tabel 3.1). Teori lain menjelaskan bahwakemampuan ikatan (afinitas kimia) atom tertentu yang terikat sejumlah tertentu atom lain.Table 3.1 Beberapa contoh senyawa dengan radikal benzoilRumus saat itu Rumus modern NamaC7H5O・H C6H5CHO BenzaldehidaC7H5O・OH C6H5COOH Asam benzoatC7H5O・Cl C6H5COCl benzoil khloridaKimiawan Jerman Stradouity Friedrich August Kekulé (1829-1896) dan kimiawan InggrisArchibald Scott Couper (1831-1892) mengelaborasikan teori kedua menjadi teori valensi. Kekulémenganggap bahwa satu atom karbon memiliki empat satuan afinitas (dalam terminologi modern,valensi) dan menggunakan satuan afinitas ini dengan empat atom hidrogen membentuk CH4 atauberkombinasi dengan dua atom oksigen membentuk CO2. Ia juga menyarankan kemungkinanatom karbon dapat berkombinasi dengan atom karbon lain, menggunakan satu dari empatvalensinya, dan setiap atom karbon dapat berkombinasi dengan atom lain termasuk atom karbon,dengan menggunakan tiga valensi sisanya.Kekulé mengusulkan metoda menggambarkan molekul (yang disebut dengan sosis Kekulé)seperti di gambar 3.2. Pada tahap ini, valensi hanya sejenis indeks yang mengindikasikan rasioatom yang menyusun molekul.Metana CH4 etana CH3CH3 asam asetat CH3COOHGambar 3.2 Struktur molekul yang diusulkan oleh Kekulé. Pada tahap ini konsep ikatan kimia yangmenghubungkan atom belum jelas.Couper memformulasikan teorinya dengan cara yang mirip, tetapi ia mendahului Kekulé dalammenggunakan istilah “ikatan” yang digunakan seperti saat ini untuk menyatakan ikatan atom atom.

Konsep fundamental dalam kimia organik modern, yakni rantai atom karbon, secara perlahan44

diformulasikan. Jadi konsep ikatan kimia digunakan oleh Kekulé dan Couper didasarkan atas teorivalensi dan ikatan kimia pada dasarnya identik dengan konsep modern ikatan kimia. Harusditekankan bahwa di abad 19 tidak mungkin menjawab pertanyaan mendasar mengapa kombinasitetentu dua atom membentuk ikatan sementara kombinasi dua atom lain tidak akan membentukikatan.3.2 Teori ikatan kimia berdasarkan teori Bohra Ikatan ionik

Untuk mengetahui ikatan kimia dengan lebih dalam, atom harus dikenal dengan lebih dalam. Daroawal abad 20, pemahaman ilmuwan tentang struktur atom bertambah mendalam, dan hal nimempercepat perkembangan teori ikatan kimia.Kimiawan Jerman Albrecht Kossel (1853-1927) menganggap kestabilan gas mulia disebabkankonfigurasi elektronnya yang penuh (yakni, konfigurasi elektron di kulit terluarnya, kulit valensi,terisi penuh). Ia berusaha memperluas interpretasinya ke atom lain. Atom selain gas muliacenderung mendapatkan muatan listrik (elektron) dari luar atau memberikan muatan listrik ke luar,bergantung apakah jumlah elektron di kulit terluarnya lebih sedikit atau lebihbanyak dari atom gasmulia yang terdekat dengannya. Bila suatu atom kehilangan elektron, atom tersebut akan menjadikation yang memiliki jumlah elektron yang sama dengan gas mulia terdekat, sementara bila atommendapatkan elektron, atom tersebut akan menjadi anion yang memiliki jumlah elektron yangsama dengan atom gas mulia terdekatnya. Ia menyimpulkan bahwa gaya dorong pembentukanikatan kimia adalah gaya elektrostatik antara kation dan anion. Ikatan kimia yang dibentuk disebutdengan ikatan ionik.Kulit K dan L atom natrium terisi penuh elektron, tetapi hanya ada satu elektron di kulit terluar(M). Jadi natrium dengan mudah kehilangan satu elektron terluar ini menjadi ion natrium Na+

yang memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan atom neon Ne (1s22s22p6). Konfigurasielektron atom khlor (1s22s22p63s23p5). Bila satu atom khlorin menangkap satu elektron untukmelengkapi kulit M-nya agar menjadi terisi penuh, konfigurasi elektronnya menjadi

(1s22s22p63s23p6) yang identik dengan konfigurasi elektron argon Ar.Pada waktu itu, sruktur kristal natrium khlorida telah dianalisis dengan analisis kristalografik sinar-X, dan keberadaan ion natrium dan khlorida telah diyakini. Jelas tidak ada pertentangan antara45

teori Kossel dan fakta sepanjang senyawa ion yang dijelaskan. Namun, teori ini belum lengkap,seperti dalam kasus dualisme elektrokimia, dalam hal teori ini gagal menjelaskan fakta ekesperimenseperti pembentukan senyawa hidrogen atau tidak diamatinya kation C4+

atau anion C4–.b Ikatan kovalen

Sekitar tahun 1916, dua kimiawan Amerika, Gilbert Newton Lewis (1875-1946) dan IrvingLangmuir (1881-1957), secara independen menjelaskan apa yang tidak terjelaskan oleh teori teoriKossel dengan memperluasnya untuk molekul non polar. Titik krusial teori mereka adalahpenggunaan bersama elektron oleh dua atom sebagai cara untuk mendapatkan kulit terluar yangdiisi penuh elektron. Penggunaan bersama pasangan elektron oleh dua atom atau ikatan kovalenadalah konsep baru waktu itu.Teori ini kemudian diperluas menjadi teori oktet. Teori ini menjelaskan, untuk gas mulia (selainHe), delapan elektron dalam kulit valensinya disusun seolah mengisi kedelapan pojok kubus(gambar 3.3) sementara untuk atom lain, beberapa sudutnya tidak diisi elektron. Pembentukanikatan kimia dengan penggunaan bersama pasangan elektron dilakukan dengan penggunaanbersama rusuk atau bidang kubus. Dengan cara ini dimungkinkan untuk memahami ikatan kimiayang membentuk molekul hidrogen. Namun, pertanyaan paling fundamental, mengapa dua atomhidrogen bergabung, masih belum terjelaskan. Sifat sebenarnya ikatan kimia masih belumterjawab.Gambar 3.3 Teori oktet Lewis/Langmuir. Model atom dan molekul sederhana. Ikatan tunggal diwakili olehpenggunaan bersama rusuk kubus, ikatan ganda dengan penggunaan bersama bidang kubus.46

Lewis mengembangkan simbol untuk ikatan elektronik untuk membentuk molekul (strukturLewis atau rumus Lewis) dengan cara sebagai berikut.Aturan penulisan rumus Lewis1) Semua elektron valensi ditunjukkan dengan titik di sekitar atomnya.2) Satu ikatan (dalam hal ini, ikatan tunggal) antara dua atom dibentuk dengan penggunaan

bersama dua elektron (satu elektron dari masing-masing atom)3) Satu garis sebagai ganti pasangan titik sering digunakan untuk menunjukkan pasangan elektronikatan.4) Elektron yang tidak digunakan untuk ikatan tetap sebagai elektron bebas. Titik-titik tetapdigunakan untuk menyimbolkan pasangan elektron bebas.5) Kecuali untuk atom hidrogen (yang akan memiliki dua elektron bila berikatan), atom umumnyaakan memiliki delapan elektron untuk memenuhi aturan oktet.Berikut adalah contoh-contoh bagaimana cara menuliskan struktur Lewis.c Ikatan koordinat

Dengan menggabungkan teori valensi dengan teori ikatan ion dan kovalen, hampir semua ikatankimia yang diketahui di awal abad 20 dapat dipahami. Namun, menjelasng akhir abad 19, beberapasenyawa yang telah dilaporkan tidak dapat dijelaskan dengan teori Kekulé dan Couper. Bila teoriKekulé dan Couper digunakan untuk mengintepretasikan struktur garam luteo, senyawa yang47

mengandung kation logam dan aminua dengan rumus rasional Co(NH3)6Cl3, maka struktursingular (gambar 3.4(a)) harus diberikan.Struktur semacam ini tidak dapat diterima bagi kimiawan Swiss Alfred Werner (1866-1919). Iamengusulkan bahwa beberapa unsur termasuk kobal memiliki valensi tambahan, selain valensiyang didefinisikan oleh Kekulé dan Couper, yang oleh Werner disebut dengan valensi utama.Menuru Werner, atom kobalt dalam garam luteo berkombinasi dengan tiga anion khlorida denganvalensi utamanya (trivalen) dan enam amonia dengan valensi tambahannya (heksavalen)membentuk suatu oktahedron dengan atom kobaltnya di pusat (gambar 3.4(b)).Gambar 3.4 Dua struktur yang diusulkan untuk garam luteo.Setelah melalui debat panjang, kebenaran teori Werner diterima umum, dan diteumkan bahwabanyak senyawa lain yang memiliki valensi tambahan. Dalam senyawa-senyawa ini, atomnya (atauionnya) yang memerankan peranan kobalt disebut dengan atom pusat, dan molekul yangmemerankan seperti amonia disebut dengan ligan.Sifat sebenarnya dari valensi tambahan ini diungkapkan oleh kimiawan Inggris Nevil VincentSidgewick (1873-1952). Ia mengusulkan sejenis ikatan kovalen dengan pasangan elektron yang

hanya disediakan oleh salah satu atom, yakni ikatan koordinat.. Jadi atom yang menerimapasangan elektron harus memiliki orbital kosong yang dapat mengakomodasi pasangan elektron.Kekulé telah mengungkapkan amonium khlorida sebagai NH3・HCl. Menurut Sidgewick, asuatuiktan koordiant dibentuk oleh atom nitrogen dari amonia dan proton menghasilkan ion amoniumNH4

+, yang selanjutnya membentuk ikatan ion dengan ion khlorida menghasilkan amoniumkhlorida.48

Amonia adalah donor elektron karena mendonorkan pasangan elektron, sementara proton adalahakseptor elektron karena menerima pasangan elejtron di dalam orbital kosongnya.Dalam hal garam luteo, ion kobalt memiliki enam orbital kosong yang dapat membentuk ikatankoordinat dengan amonia. Alasan mengapa ion kobalt memiliki enam orbital kosong akandijelaskan di baba 5.Latihan 3.1 Konfigurasi elektron senyawa boron.Tuliskan rumus Lewis trifluoroboron BF3, dan jelaskan alasan mengapa senyawa ini membentukadduk (senyawa adisi) BF3・NH3.JawabBoron 5B adalah anggota golongan 13 (lihat Bab 5), dan konfigurasi elektronnya adalah 1s22s23p1,jadi boron memiliki tiga elektron valensi. Setiap elektron valensinya dapat membentuk ikatankovalen dengan satu elektron valensi fluorin. Kemudian, atom boron hanya memiliki enamelektron valensi, kurang dua dari yang dihubungkan dengan atom stabil. Dengan pembentukanikatan koordinat dengan pasangan elektron amonia, baik boron maupun nitrogen mendapatkandelapan elektron valensi yang berkaitan dengan atom stabil.3.3 Teori kuantum ikatan kimiaa Metoda Heitler dan London

Sebagaimana dipaparkan di bagian 2.3, teori Bohr, walaupun merupakan model revolusioner,namun gagal menjelaskna mengapa atom membentuk ikatan. Teori Lewis-Langmuir tentangikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal memberikan jawaban pada pertanyaan fundamentalmengapa atom membentuk ikatan, atau mengapa molekul lebih stabil daripada dua atom yangmembentuknya.49

Masalah ini diselesaikan dengan menggunakan mekanika kuantum (mekanika gelombang). Segerasetelah mekanika kuantum dikenalkan, fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawanJerman/Amerika Fritz London (1900-1954) berhasil menjelaskan pembentukan molekul hidrogendengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen denganpendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron (gambar 3.5(a)). Mereka menghitungenergi sistem sebagai fungsi jarak antar atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalam yangberkaitan dengan energi minimum yang diamati dalam percobaan (yakni pada jarak ikatan) tidakdihasilkan. Mereka mengambil pendekatan lain: mereka menganggap sistem dengan elektron yangposisinya dipertukarkan (gambar 3.5(b)), dan menghitung ulang dengan asumsi bahwa dua sistemharus menyumbang sama pada pembentukan ikatan. Mereka mendapatkan kemungkinanpembentukan ikatan meningkat, dan hasil yang sama dengan hasil percobaan diperoleh.Gambar 3.5 Keadaan sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen. Lokasi elektron dipertukarkan antara (a)dan (b). Sistemnya beresonansi antara keadaan (a) dan (b).Dua keadaan di gambar 3.5 disebut “beresonansi”. Perbedaan energi antara plot (a) dan (b)disebut energi resonansi. Enerhi di gambar 3.6(d) adalah energi untuk keadaan dengan spin duaelektronnya sejajar. Dalam keadaan ini, tolakannya dominan, yang akan mendestabilkan ikatan,yakni keadaan antibonding. Metoda Heitler dan London adalah yang pertama berhasilmenjelaskan dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metoda ini memiliki potensi untuk menjelaskantidak hanya ikatan yang terbentuk dalam molekul hidroegn, tetapi ikatan kimia secara umum.50

Gambar 3.6 Energi sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen.. Nilai di sepanjang absis adalah jarak antaratom dalam jari-jari Bohr (a) energi bila satu keadaan saja yang dihitung (b) energi bila struktur resonansidiperhatikan (c) nilai hasil percobaan (d) energi bila spin dua elektronnya paralel (orbital antibonding).b Pendekatan ikatan valensi

Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila dua atom hidrogen dalamkeadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain, fungsi gelombang sistemnya adalah 1s1(1)1s2(2)(yang berkaitan dengan keadaan dengan elektron 1 berkaitan dengan proton 1 dan elektron 2

berhubungan dengan proton 2 sebagaimana diperlihtakna di gambar 3.5(a) (atau 1s1(2)1s2(1) yangberkaitan dengan keadaan dimana elektron 2 terikat di proton 1 dan elektron 1 berikatan denganproton 2 sebagaimana diperlihatkan gambar 3.5(b)). Bila dua proton mendekat, menjadi sukaruntuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini, sistemnya dapat didekati dengan mudahkombinasi linear dua fungsi gelombang. Jadi,Ψ+ = N+[1s1(1)1s2(2) +1s1(2)1s2(1) ] (3.1)Ψ- = N-[1s1(1)1s2(2) - 1s1(2)1s2(1) ] (3.2)51

dengan N+ dan N- adalah konstanta yang menormalisasi fungsi gelombangnya 9 . Denganmenyelesaikan persamaan ini, akan diperoleh nilai eigen E+ dan E- yang berkaitan dengan gambar.3.6(a) dan 3.6(b).Metoda yang dipaparkan di atas disebut dengan metoda ikatan valensi (valence-bond/VB). Premismetoda VB adalah molekul dapat diungkapkan dengan fungsi-fungsi gelombang atom yangmenyusun molekul. Bila dua elektron digunakan bersama oleh dua inti atom, dan spin keduaelektronnya antiparalel, ikatan yang stabil akan terbentuk.c Pendekatan orbital molekul

Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ilmuwan Amerika termasuk John Clarke Slater (1900-1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994). Namun, kini metoda orbital molekul (molecularorbital, MO) jauh lebih populer. Konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudahdengan mempelajari molekul tersederhana, ion molekul H2

+ (gambar 3.7).(-h2/8π2m)∇2Ψ + VΨ = EΨ (2.21)maka,(-h2/8π2m)∇2Ψ +e2/4πε0[(-1/r1) -(1/r2) + (1/R)]Ψ = EΨ (3.3)Gambar 3.7 Ion molekul hidrogen. Spesi ini adalah molekul terkecil, terdiri atas dua proton dan satuelektron.9 ) Ingat bahwa Ψ2 memberikan kebolehjadian menemukan elektron di dalam daerah tertentu. Bila Anda jumlahkan fungsiini di seluruh daerah, Anda akan dapatkan kebolehjadian total menemukan elektron, yang harus sama dengan satu. Orbitalbiasanya dinormalisasi agar memenuhi syarat ini, yakni ∫Ψ2 dxdydz = 1.52

Fungdi gelombang sistem ini didaptkan dengan mensubstitusi potensialnya kedalam persamaan2.21. Bila elektronnya di sekitar inti 1, pengaruh inti 2 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapatdidekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 1. Demikian pula, bila elektronnya di

sekitar inti 2, pengaruh inti 1 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsigelombang 1s hidrogen di sekitar inti 2.Kemudian kombinasi linear dua fungsi gelombang 1s dikenalkan sebagai orbital molekulpendekatan bagi orbital molekul H2. Untuk setiap elektron 1 dan 2, orbital berikut didapatkan.φ+(1) = a[1s1(1) + 1s2(1)]φ+(2) = a[1s1(2) + 1s2(2)] (3.4)Orbital untuk molekul hidrogen haruslah merupakan hasilkali kedua orbital atom ini.Jadi,Ψ+(1, 2) = φ+(1)・φ+(2) = a[1s1(1) + 1s2(1)] x a[1s1(2) + 1s2(2)]= a2[1s1(1) 1s1(2) + 1s1(1) 1s2(2) + 1s1(2)1s2(1) + 1s2(1) 1s2(2)] (3.5)Orbital ini melingkupi seluruh molekul, dan disebut dengan fungsi orbital molekul, atau secarasingkat orbital molekul. Seperti juga, orbital satu elektron untuk atom disebut dengan fungsiorbital atom atau secara singkat orbital atom. Metoda untuk memberikan pendekatan orbitalmolekul dengan melakukan kombinasi linear orbital atom disebut dengan kombinasi linear orbitalatom (linear combination of atomic orbital, LCAO).Latihan 3.3 metoda VB dan MOPerbedaan metoda VB dan MO terletak dalam hal seberapa luas kita memperhatikan keadaanelektronik molekulnya. Carilah perbedaan ini dengan membandingkan persamaan 3.1 dan 3.5.JawabKecuali konstanta, suku kedua dan ketiga dalam persamaan 3.5 identik dengan dua suku dipersamaan 3.1. Keadaan elektronik yang dideskripsikan oleh suku-suku ini adalah keadaanmolekul sebab setiap elektron dimiliki oleh orbital yang berbeda. Di pihak lain, suku pertama dan53

keempat persamaan 3.5 meakili keadaan ionik molekul H+ - H– sebab kedua elekktron mengisiorbital atom yang sama. Persamaan 3.1 tidak memiliki suku-suku ini, Jadi, teori MOmempertimbangkan keadaan ionik sementara metoda VN tidak.3.4 Jenis ikatan kimia laina Ikatan logam

Setelah penemuan elektron, daya hantar logam yang tinggi dijelaskan dengan menggunakan modelelektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan elektron yang bebas bergerak dalam logam.Namun, hal ini tidak lebih dari model. Dengan kemajuan mekanika kuantum, sekitar tahun 1930,

teori MO yang mirip dengan yang digunakan dalam molekul hidrogen digunakan untuk masalahkristal logam.Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai energi diskontinyu, dansituasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom. Namun, dengan meingkatnya jumlahorbital atom yang berinteraksi banyak, celah energi dari teori MO menjadi lebih sempit, danakhirnya perbedaan antar tingkat-tingkat energi menjadi dapat diabaikan. Akibatnya banyaktingkat energi akan bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu. Teori ini disebutdengan teori pita.Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita yang baik (Gambar 3.8). Elektronyang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan akibatnya terlokalisasi di orbital-orbitaltersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian bawah Gambar 3.8. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpangtindih dan bercampur satu dengan yang lain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian,sehingga elektron-elektron ini secara terus menerus dipercepat oleh medan listrik menghasilkanarus listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor.Bila orbital-orbital valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapat digerakkan oleh medanlistrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong di atasnya. Hal inilahyang terjadi dalam isolator.54

Gambar 3.8 Representasi skematik MO logam magnesium. Orbital 1s, 2s dan 2p terlokalisasi, tetapi orbital3s dan 3p bertumpangtindih membentuk struktur pita.b Ikatan hidrogen

Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF memiliki titik didih dan titik lelehyang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida lain (gambar 3.9) adalah bahwa HF ada dalambentuk polimer. Alasan tepatnya tidak begitu jelas untuk kurun waktu yang panjang. Di awaltahunh 1920-an, dengan jelas diperlihatkan bahwa polimer terbentuk antara dua atom flourin yangmengapit atom hidrogen.Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga merupakan masalah yang sangat menarik. Diawal tahun 1930-an, ditunjukkan bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapithidrogen seperti dalam kasus HF (gambar 3.9). Kemudian diketahui bahwa ikatan jenis ini umum

didapatkan dan disebut dengan ikatan hidrogen.55

Gambar 3.9 Titik didih senyawa-senyawa hidrogen. Terlihat bahwa titik didih senyawa yang terbentuk oelhunsur periode kedua (N, O, F) menyimpang dari senyawa unsur segolongannya.Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada atom elektronegatifseperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa organik dengan gugus hidroksi –OH atau gugus amino –NH2 relatif lebih larut dalam air disebabkan karena pembentukan ikatanhidrogen dengan molekul air. Dimerisasi asam karboksilat seperti asama asetat CH3COOH jugamerupakan contoh yang sangat baik adanya ikatan hidrogen.c Ikatan Van der Waals

Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan yang tak seragam dalammolekul, atau polaritas molekul (dipol permanen). Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekulmenjadi cair atau padat. Namun, molekul non polar semacam metana CH4, hidrogen H2 atau He56

(molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah, mungkin jugadipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya agreagasi antar molekul-molekul ini.. Gaya semacam inidisebut dengan gaya antarmolekul.Ikatan hidrogen yang didiskusikan di atas adalah salah satu jenis gaya antarmolekul. Gayaantarmolekul khas untuk molekul non polar adalah gaya van der Waals. Asal usul gaya ini adalahdistribusi muatan yang sesaat tidak seragam (dipol sesaat) yang disebabkan oleh fluktuasi awanelektron di sekitar inti. Dalam kondisi yang sama, semakin banyak jumlah elektron dalam molekulsemakin mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan tersebar luas.Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipol akan terinduksi ketika awan elektronmempolarisasi sedemikian sehingga menstabilkan yang bermuatan berlawanan. Dengan gaya vander Waals suatu sistem akan terstabilkan sebesar 1 kkal mol–1. Bandingkan harga ini dengan nilaistabilisasi yang dicapai dengan pembentukan ikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol–1). Kimiawankini sangat tertarik dengan supramolekul yang terbentuk dengan agregasi molekul dengan gayaantarmolekul.Latihan3.1 Kekuatan ikatan ion

Energi interaksi antara dua muatan listrik Q1 dan Q2 (keduanya adalah bilangan bulat positif ataunegatif) yang dipisahkan dengan jarak r (nm) adalah E = 2,31x10–19

Q1Q2/r (J nm). Hitung energiinteraksi untuk kasus: (1) interaksi antara Na+ dan Cl– dengan r = 0,276 nm; (2) interaksi antaraMg2+ dan O2– dengan r = 0,25 nm.3.1 Jawab(1) E = 2,31 x 10–19 (+1)(-1)/(0,276) = -8,37 x 10–19 (J); atau untuk per mol,E(mol) = -8,37 x 10–19 x 6,022 x 1023 J = 5,04 x 105 J = 504,0 kJ.(2) E = 2,31x10–19 (+2)(-2)/(0,205) = -4,51 x 10–18 (J); atau per mol,E(mol) = -4,51 x 10–18 x 6,022 x 1023 J = 2,71 x 105 J = 271,0 kJ57

Alasan mengapa yang kedua lebih besar adalah lebih besarnya muatan ion dan kedua karena jarakantar ionnya lebih pendek.3.2 Kepolaran ikatanBesarnya kepolaran ikatan, yakni besarnya distribusi pasangan elektron yang tidak merata,ditentukan oleh perbedaan ke-elektronegativan dua atom yang membentuk ikatan. Susuanlahikatan-ikatan berikut berdasarkan kenaikan kepolarannya. Anda dapat menggunakan Tabel 5.7untuk melihat nilai keelektronegativannya.H-H, O-H, Cl-H, S-H, F-H3.2 JawabH-H < S-H < Cl-H < O-H < F-H3.3 Rumus struktur LewisDengan mengikuti aturan oktet, tuliskan rumus struktur Lewis senyawa-senyawa berikut:(a) hidrogen fluorida HF (b) nitrogen N2 (c) metana CH4 (d) karbon tetrafluorida CF4 (e) kationnitrosil NO+ (f) ion karbonat CO3

2– (g) asetaldehida HCHO3.3 Jawab3.4 Senyawa-senyawa boron-nitrogen58

Jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut:(1) Tuliskan konfigurasi elektron boron dalam keadaan dasar.(2) Gambarkan rumus struktur Lewis BF3.(3) Gambarkan rumus struktur Lewis NH3.(4) Reaksi antara NH3 dan BF3 menghasilkan senyawa adisi. Jelaskan mengapa reaksi iniberlangsung, dan sarankan struktur senyawa adisinya.3.4 Jawab(1) 1s22s23p1

59

4 Bentuk MolekulSamapai di sini, penyusun zat diungkapkan dalam rumus dengan simbolunsur dan ikatan dalam dua dimensi. Konsep atom karbon asimetri di SMA

juga mungkin dibahas, walau biasanya jarang mendalam. Umumnya, strukturmolekul dianggap datar. Kini kita akan membahas, bahwa struktur zat dapatdianggap obyek tiga dimensi, dan molekul planar adalah kekecualian. Lebihlanjut, faktor-faktor yang menentukan struktur tiga dimensi zat akan dipelajari.Bab ini akan membahas beberapa senyawa anorganik dan organik khassebagai contoh. Penting untuk mempelajari stereokimia untuk memahamimasalah penting dalam kimia modern, khususnya untuk mengetahuihubungan struktur dan fungsi molekul.4.1 Struktur molekul sederhanaIkatan ionik diberntuk oleh tarkan elekrostatik antara kation dan anion. Karena medan listriksuatu ion bersimetri bola, ikatan ion tidak memiliki karakter arah. Sebaliknya, ikatan kovalendibentuk dengan tumpang tindih orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehinggaorbital atom dapat mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah. Jadibentuk molekul ditentukan oleh sudut dua ikatan, yang kemudian ditentukan oleh orbital atomyang terlibat dalam ikatan.Paparan di atas adalah pembahasan umum struktur molekul. Struktur molekul sederhana dapatdisimpulkan dari pertimbangan sterekimia sederhana yang akan dijelaskan di bab ini.a Teori tolakan pasangan elektron valensi

Di tahuan 1940, Sidgwick mengusulkan teori yang disebut dengan Teori tolakan pasanganelektron valensi [valence shell electron pair repulsion (VSEPR)], yang karena sifat kualitatifnya sangatmudah dipahami. Teorinya sangat cocok untuk mempredksi struktur senyawa berjenis XYm.Menurut teori ini, jumlah pasangan elektron menentukan penyusunan pasangan-pasanganelektron di sekitar atom pusat molekul. Terdapat gaya tolak elektrostatik antara dua pasanganelektron yang cenderung menolak orbital atom sejauh mungkin satu sama lain. Karena pasanganelektron menempati orbital atom, pasangan elektron bebas juga mempunyai dampak yang samadengan pasangan elektron ikatan. Dengan kata lain, pasangan elektron bebas dan pasanganelektron ikatan juga tolak menolak sejauh mungkin.60S ENYAWA DENGAN ATOM PUSAT DIVALEN

Menurut teori VSEPR, dua pasangan elektron yang dimiliki atom pusat divalen akan terpisahsejauh mungkin bila sudut ikatannya 180°. Dengan kata lain, molekulnya akan memiliki strukturlinear. Faktanya, berilium khlorida BeCl2, dengan atom pusat divalen, adalah molekul linear .

Seperti akan didiskusikan kemudian, beberapa senyawa seperti karbon dioksida O=C=O danalena H2C=C=CH2 juga linear seolah memiliki atom pusat divalen.S ENYAWA DENGAN ATOM PUS A T TRIVALEN

Bila teori VSEPR berlaku juga untuk senyawa dengan atom pusat trivalen seperti borontrikhlorida BCl3, sudut ikatan ∠Cl-B-Cl akan bernilai 120° dengan emapt atom itu berada dalambidang yang sama. Struktur trigonal planar juga diamati di timah khlorida, SnCl3. Catat juga bahwastruktur segitiga juga diamati di etilena H2C=CH2, ion nitrat NO3 – dan sulfur dioksida SO2.S ENYAWA DENGAN ATOM PUS A T TETRAVALEN

Teori karbon tetrahedral diusulkan oleh kimiawan Belanda Jacobus Henricus van't Hoff (1852-1911) dan kimiawan Perancis Joseph Achille Le Bel (1847-1930), yang menyempurnakan teorinyahampir pada saat yang bersamaan. Kesimpulan yang sama juga dapat secara otomatis didapatkandari teori VSEPR. Misalnya untuk metana, struktur yang akan memiliki tolakan antar pasanganelektron yang minimal didapatkan untuk geometri tetrahedron dengan sudut 109,5°, yang jelaslebih besar dari bujur sangakar yang bersudut 90°. Menariknya ion amonium NH4

+ dengan atomnitrogen sebagai atom pusat juga tetrahedral seperti metana. Bila pasangan elektron bebas jugadihitung, atom nitrogen dari amonia NH3 dan atom oksigen dalam air H2O juga dapat dianggaptetravalen. Namun di molekul-molekul ini tidak didapat tetrahedral sempurna, sudut ikatan ∠HNHadalah 106° dan ∠H-O-H adalah 104,5°. Fakta ini menyarankan hubungan kualitatifberikut.Kekuatan relatif tolakanPasangan elektron bebas (PEB)-PEB > PEB- Pasangan elektron ikatan (PEI)> PEI-PEIBeberapa ion poliatomik semacam SO4

2– dan SO3

2– juga memiliki struktur tetrahedral.61S ENYAWA DENGAN VALENS I L EB I H T I N G G I D A R I EMPAT

Struktur senyawa dengan atom pusat memiliki valensi lebih besar dari empat juga dapat dijelaskandengan teori VSEPR. Senyawa pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Senyawa khasjenis ini adalah fosfor pentakhlorida PCl5. Senyawa dengan atom pusat heksavalen berstrukturoktahedral, yang identik dengan bujur sangkar bipiramid. Contoh yang baik adalah belerang

heksafluorida SF6. Dalam kasus senyawa heptavalen, situasinya sama dan strukturnya adalahpentagonal bipiramid.Ketika menggunakan teori ini, dalam senyawa yang strukturnya ditentukan pasangan elektronbebas harus diikutsertakan sebagai bagian pasangan elekron yang menentukan struktur. Misalnyauntuk IF5 dan ICl4 hal ini sangat penting. Di Gambar 4.1 ditunjukkan beberapa struktur senyawakhas.Gambar 4.1 Struktur beberapa senyawa anorganik khas: (a) linear BeCl2; (b) segitiga BCl3;(c) segitiga bipiramid PCl5; (d) oktahedron SF6.

Latihan Prediksi struktur berdasarkan teori VSEPRPrediksikan struktur spesi kimia berikut dengan teori VSEPR: (a) SO2, (b) SO3 (c ) SO42–62

Jawab: (a) segitiga, (b) piramidal , (c ) tetrahedralb Hibridisasi orbital atom

Diharapkan bahwa berilium khlorida BeCl2 dan timah (II) khlorida SnCl2

akan memiliki strukturyang mirip karena memiliki rumus molekul yang mirip. Namun, ternyata senyawa pertamaberstruktur linear sedang yang kedua bengkok. Hal ini dapat dijelaskan dengan perbedaan orbitalatom yang digunakan. Bila elektron-elektron mengisi orbital atom mengikuti prinsip Aufbau,elektron akan mengisi orbital atom yang berenergi terendah. Dua elektron diizinkan mengisi satuorbital. Menurut prinsip Pauli, tidak ada elektron yang memiliki satu set bilangan kuantum yangtepat sama (Bab 2.4 (d)). Masalah yang timbul adalah akan diletakkan di mana elektron ke-empatatom karbon. Telah ditetapkan bahwa konfigurasi elektron terendah atom adalah konfigurasidengan jumlah elektron tak berpasangan maksimum dan masih tetap diizinkan oleh aturan Paulidalam set orbital dengan energi yang sama (dalam kasus karbon adalah tiga orbital 2p). Dalamkasus ini awalnya semua elektron akan memiliki bilangan kuantum spin yang sama (yakni, +1/2atau –1/2) (Gambar 4.2).Gambar 4.2 Konfigurasi elektron atom; dari hidrogen samapai neon.Orbital secara berangsur diisi dengan cara seperti yang dibahas di bawah ini.63

Berilium adalah atom dengan dua elektron valensi dan konfigurasi elektron (1s22s2). Agar beriliummembentuk ikatan sebagai atom divalen, orbital 2s dan 2p harus membentuk pasangan orbital

terhibridisasi sp. Karena kedua orbital hibrida sp membentuk sudut ikatan 180°, BeCl2 dengandemikian linear.Mirip dengan itu, boron yang memiliki tiga elektron valensi dan konfigurasi elektron 1s22s22p1;atau secara sederhana ditulis 1s22s22p. Untuk membentuk ikatan dengan valensi tiga, konfigurasielektronnya harus (1s22s2px2py). Satu orbital 2s dan dua orbital 2p akan membentuk orbitalterhibridisasi sp2. Karena sudut ikatan antara dua orbital hibrida sp2

adalah 120°, BCl3 berstruktursegitiga.Dalam kasus senyawa karbon, strukturnya dijelaskan dengan mengasumsikan empat orbital sp3

ekuivalen terbentuk dari satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Atom karbon memiliki empat elektronvalensi, dan konfigurasi elektronnya adalah 1s22s22p2, dan untuk membentuk atom tetravalen,konfigurasi elektronnya harus berubah menjadi (1s22s2px2py2pz). Dengan hibridisasi, empat orbitalhibrida sp3 yang ekuivalen akan terbentuk. Sudut ikatan yang dibuat oleh dua orbital hibrida sp3

adalah 109,5° (sudut tetrahedral). Inilah alasan mengapa metana berstruktur tetrahedral.Untuk kasus senyawa nitrogen, amonia NH3 misalnya, empat dari lima elektron valensi atomnitrogen akan menempati empat orbital hibrida sp3 seperti ditunjukkan di Gambar 4.3. Satuelektron valensi yang tersisa akan menempati satu orbital hibrida yang telah diisi satu elektron. Jadispin elektron kedua ini harus berlawanan dengan spin elekron pertama. Akibatnya atom nitrogenakan trivalen dengan satu pasangan elektron bebas.Gambar 4.3 Hibridisasi orbital atom karbon dan nitrogen.64

Dalam kasus fosfor, ada dua kasus. Dalam satu kasus atom fosfornya trivalen dengan satu pasangelektron bebas seperti nitrogen, dan di satu kasus lain fosfornya pentavalen dengan orbital hibridadsp3. Fosfor pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Ion kompleks dengan ion nikelatau kobal sebagai atom pusat berkoordinasi enam dengan struktur oktahedral.Sebagaimana didiskusikan di atas, baik teori VSEPR maupun hibridisasi orbital atom akanmemberikan kesimpulan struktur molekul dan ion yang sama. Walaupun teori VSEPR hanyabergantung pada tolakan antar pasangan elektron, dan teori hibridisasi memberikan justifikasiteoritisnya.

4.2 Struktur senyawa karbona Keisomeran karena atom karbon asimetrik, keisomeran optik

Sebelum ada teori valensi, kimiawan/fisiologis Perancis Louis Pasteur (1822-1895) telahmengenali pengaruh struktur molekul individual pada sifat gabungan molekul. Ia berhasilmemisahkan asam rasemat tartarat (sebenarnya garam natrium amonium) menjadi (+) dan (-)berdasarkan arah muka hemihedral kristalnya (1848).Kedua senyawa memiliki sifat fisika (misalnya titik leleh) dan kimia yang sama, tetapi adaperbedaan dalam sifat optik dalam larutan masing-masing senyawa. Keduanya memutar bidangpolarisasi cahaya, dengan kata lain mempunyai keaktifan optik. Rotasi jenis kedua senyawa,yang mengkur kekuatan rotasi kedua senyawa, memiliki nilai absolut yang sama, namun tandanyaberlawanan. Karena molekul berada bebas dalam larutan, perbedaan ini tidak dapat dijelaskankarena perbedaan struktur kristal. Sayangnya waktu itu, walaupun teori atom sudah ada, teorivalensi belum ada. Dengan kondisi seperti ini Pasteur tidak dapat menjelaskan penemuannya.Di tahun 1860-an, kimiawan Jerman Johannes Adolf Wislicenus (1835-1902) menemukan bahwadua jenis asam laktat yang diketahui waktu itu keduanya adalah asam α-hidroksipropanoatCH3CH(OH)COOH, bukan asam β- hidroksipropanoat HOCH2CH2COOH. Ia lebih lanjutmenyarankan bahwa konsep baru untuk stereoisomer harus dibuat untuk menjelaskna fenomenaini. Konse baru ini menyatakan bahwa kedua senyawa yang memiliki rumus struktur yang samadalam dua dimensu dapat menjadi stereoisomer bila susunan atom-atomnya di ruang berbeda.65

Di tahun 1874, van’t Hoff dan Le Bel secara independen mengusulkan teori atom karbontetrahedral. Menurut teori ini, kedua asam laktat yang dapat digambarkan di Gambar 4.4. Salahsatu asam laktat adalah bayangan cermin asam laktat satunya. Dengan kata lain, hubungan keduasenyawa seperti hubungan tangan kanan dan tangan kiri, dan oleh karena itu disebut denganantipoda atau enantiomer. Berkat teori van’t Hoff dan Le Bel, bidang kimia baru, stereokimia,berkembang dengan cepat.(+)-asam laktat (-)-lactic acidGambar 4.4 Stereoisomer asam laktat.Kedua isomer atau antipoda, berhubungan layaknya tangan kanan dan kiri

Pada atom karbon pusat di asam laktat, empat atom atau gigus yang berbeda terikat. Atom karbonsemacam ini disebut dengan atom karbon asimetrik. Umumnya, jumlah stereoisomer akansebanyak 2n, n adalah jumlah atom karbon asimetrik. Asam tartarat memiliki dua atom karbonasimetrik. Namun, karena keberadaan simetri molekul, jumlah stereoisomernya kurang dari 2n,dan lagi salah satu stereoisomer secara optik tidak aktif (Gambar 4.5). Semua fenomena ini dapatsecara konsisten dijelaskan dengan teori atom karbon tetrahedral.66

(+)-asam tartarat (-)-asam tartarat meso-asam tartaratGambar 4.5 Stereoisomer asam tartarat(+)-asam tartarat dan (-)-asam tartarat membentuk pasangan enantiomer. Namun karena adanya simetri,meso-asam tartarat secara optik tidak aktif.Latihan 4.2 GliseraldehidaGambarkan perspektif gliseraldehida OHCCHOHCH2OH, gula paling sederhana, seperti carayang ditunjukkan pada gambar 4.4.Jawab.Catat ada banyak cara lain untuk menggambarkannya.b Isomer geometri

Van’t Hoff menjelaskan keisomeran asam fumarat dan maleat karena batasan rotasi di ikatanganda, suatu penjelasan yang berbeda dengan untuk keisomeran optik. Isomer jenis ini disebutdengan isomer geometri. Dalam bentuk trans subtituennya (dalam kasus asam fumarat dan67

maleat, gugus karboksil) terletak di sisi yang berbeda dari ikatan rangkap, sementara dalam isomercisnya subtituennya terletak di sisi yang sama.Dari dua isomer yang diisoasi, van’t Hoff menamai isomer yang mudah melepaskan air menjadianhidrida maleat isomer cis sebab dalam isomer cis kedua gugus karboksi dekat satu sama lain.Dengan pemanasan sampai 300 °C, asam fuarat berubah menjadi anhidrida maleat. Hal ini cukuplogis karena prosesnya harus melibatkan isomerisasi cis-trans yang merupakan proses dengangalangan energi yang cukup tinggi (Gambar 4.6).Karena beberapa pasangan isomer geometri telah diketahui, teori isomer geometri memberikandukunagn yang baik bagi teori struktural van’t Hoff.asam fumarat asam maleat anhidrida maleatGambar 4.6 Isomer geometriasam maleat (bentuk cis) mempunyai dua gugus karboksil yang dekat, dan mudah melepas air mnejadianhidrida (anhidrida maleat).

Latihan 4.3 Isomer dikhloroetilenaGambarkan rumus struktur semua isomer dikhloroetilena C2H2Cl2.Jawab: Dua atom khlorin dapat terikat pada atom karbon yang sama, atau pada atom karbon yangberbeda. Dan pada kasus yang kedua akan ada isomer geometri.68c Struktur benzen

Struktur benzen menjadi enigma beberapa tahun. Di tahun 1865, Kekulé mengusulkan struktursiklik planar dengan tiga ikatan tunggal dan tiga ikatan ganda yang terhubungkan secarabergantian. Strukturnya disebut dengan struktur Kekulé. Bukti struktur semacam ini datang darijumlah isomer benzen tersubstitusi. Dengan struktur Kekulé, akan ada tiga isomer kresol, yakni, o-, m- dan p-kresol (Gambar 4.7).Gambar 4.7 Isomer kresol, Ada tiga isomer,o-, m-, dan p-kresol bergantung pada lokasi substituennya(CH3 dan OH). Ada dua isomer o-kresol.Struktur Kekulé tidak dapat menyelesaikan semua masalah yang berkaitan dengan strukturbenzene. Bila benzene memiliki struktur seperti yang diusulkan Kekulé, akan ada dua isomer okresol,yang tidak diamati. Kekulé mempostulatkan bahwa ada kesetimbangan cepat, yang disebutdengan resonansi antara kedua struktur. Istilah resonansi kemudian digunakan dalam mekanikakuantum.d Struktur etana: analisis konformasional

Teori atom karbon tetrahedral dan struktur benzene memberikan fondasi teori struktur senyawaorganik. Namun, van’t Hoff dan kimiawan lain mengenali bahwa masih ada masalah yang tersisadan tidak dapat dijelaskan dengan teori karbon tetrahedral. Masalah itu adalah keisomeran yangdisebabkan oleh adanya rotasi di sekitar ikatan tunggal.Bila rotasi di sekitar ikatan C-C dalam 1,2-dikhloroetana CH2ClCH2Cl terbatas sebagaimanadalam kasus asam fumarat dan maleat, maka akan didapati banyak sekali isomer. Walaupun van’tHoff awalnya menganggap adanya kemungkinan seperti itu, ia akhirnya menyimpulkan bahwa69

rotasinya bebas (rotasi bebas) karena tidak didapati isomer rotasional akibat batasan rotasitersebut. Ia menambahkan bahwa struktur yang diamati adalah rata-rata dari semua struktur yangmungkin.Di tahun 1930-an dibuktikan dengan teori dan percobaan bahwa rotasi di sekitar ikatan tunggal

tidak sepenuhnya bebas. Dalam kasus etana, tolakan antara atom hidrogen yang terikat di atomkarbon dekatnya akan membentuk halangan bagi rotasi bebas, dan besarnya tolakan akanbervariasi ketika rotasi tersebut berlangsung. Gambar 4.8(a) adalah proyeksi Newman etana, danGambar 4.8(b) adalah plot energi-sudut torsi.Gambar 4.8 Analisis konformasional. Dalam gambar (a) (proyeksi Newman), Anda dapat melihat molekuldi arah ikatan C-C. Atom karbon depan dinyatakan dengan titik potong tiga garis pendek (masing-masingmewakili ikatan CH) sementara lingkaran mewakili arom karbon yang belakang. Keseluruhan gambar akanberkaitan dengan proyeksi molekul di dinding di belakangnya. Demi kesederhanaan atom hidrogennya tidakdigambarkan (b) Bila sudut orsinya 0°, 120°, 240° dan 360°, bagian belakang molekul “berimpitan” eclipseddengan bagian depan. Bila anda menggambarkan proyeksi Newman dengan tepat berimpit, anda samasekali tidak dapat melihat bagian belakang. Secara konvensi, bagian belakang diputar sedikit agar dapatdilihat.Bila sudut rotasi (sudut torsi) 0°, 60°, 120° dan 180°, energi molekul kalau tidak maksimum akanminimum. Struktur (konformasi) dengan sudut torsi 0° atau 120° disebut dengan bentuk eklips,dan konformasi dengan sudut torsi 60°atau 180° disebut bentuk staggered. Studi perubahanstruktur molekular yang diakibatkan oleh rotasi di sekitar ikatan tunggal disebut dengan analisiskonformasional. Analisis ini telah berkembang sejak tahun 1950-an hingga kini.70

Analisis konformasional butana CH3CH2CH2CH3 atas rotasi di sekitar ikatan C-C pusat,mengungkapkan bahwa ada dua bentuk staggered. Bentuk trans, dengan dua gugus metil terminal disisi yang berlawanan, berenergi 0,7 kkal mol–1 lebih rendah (lebih stabil) daripada isomer gaucheyang dua gugus metilnya berdekatan.Hasil ini dapat diperluas ke senyawa-senyawa semacam pentana dan heksana yang memilikilingkungan metilena tambahan, dan akhirnya pada poloetilena yang dibentuk oleh sejumlah besarmetilen yang terikat. Dalam semua analisis ini, struktur trans, yakni struktur zig zag, adalah yangpaling stabil. Namun, ini hanya benar dalam larutan. Untuk wujud padatnya faktor lain harus ikutdiperhatikan.Latihan 4.4 Analisis konformasional 1,2-dikhloroetana

Lakukan analisis konformasional 1,2-dikhloroetan dengan memutar di sekitar ikatan C-C danmenggambarkan proyeksi Newman sebagaimana diperlihatkan di Gambar 4.8(a).Jawab:Sebagai rangkuman, struktur senyawa karbon terutama ditentukan oleh keadaan hibridisasi atomkarbon yang terlibat. Bila banyak konformasi dimungkinkan oleh adanya rotasi di sekitar ikatantunggal, konformasi yang paling stabil akan dipilih.71

Bila molekulnya memiliki sisi polar, faktor lain mungkin akan terlibat. Interaksi tarik menarikantara sisi positif dan negatif akan mengakibatkan struktur dengan halangan sterik terbesar lebihstabil. Dalam kasus asam salisilat, ikatan hidrogen antara gugus hidroksi dan karboksi akanmembuat struktur yang lebih rapat lebih stabil.Gambar 4.9 Ikatan hidroegn dalam asam salisilat.Walaupun struktur di sebelah kiri melibatkan lebih banyak tolakan sterik, ikatan hidrogen akan membutanyalebih stabil.Sebagai kesimpulan, struktur senyawa karbon dapat dijelaskan dengan cukup baik bila berbagaifaktor dipertimbangkan.4.3 Struktur senyawa anorganikStruktur banyak senyawa anorganik dapat dijelaskan dengan menggunakan teori VSEPR atausecara sederhana dengan teori valensi. Namun, beberapa senyawa anorganik yang tidak masukdalam kelompok ini sangat penting baik dari sudut pandang teori maupun praktis. Beberapasenyawa ini akan didiskusikan di bawah ini.AMONIA

Amonia NH3 seolah diturunkan dari metana dengan menggantikan atom karbon dengan atomnitrogen dan salah satu atom hidrogen dengan pasangan elektron bebas. Jadi, amonia memilikiseolah struktur tetrahedral. Namun untuk memahami struktur amonia, anda harusmempertimbangkan inversi atom nitrogen. Perilaku amonia sangat mirip dengan payung yangtertiup sehingga terbalik. Halangan inversinya hanya 5,8 kkal mol–1, dan inversi amonia pada suhukamar sangat cepat (Gambar 4.10).72

Gambar 4.10 4.10 Inversi amoniaPerilaku molekul sangat mirip dengan payung yang terbalik.Secara prinsip, atom nitrogen dari amina yang mengikat tiga atom atau gugus yang berbeda dapat

merupakan pusat asimetrik sebab nitrogen memiliki empat substituen termasuk pasanganelektron bebas. Namun karena adanya inversi ini, atom nitrogen tidak dapat menjadi pusatasimetrik..DIBORAN

Diharapkan reaksi antara magnesium borida dan air akan menghasilkan boron trihidrida BH3.Namun, yang didapatkan adalah diboran B2H6. Nampaknya senyawa ini tidak dapat dijelaskandengan teori valensi sederhana, dan banyak sekalai usaha telah dilakukan untuk mengelusidasianomali ini.Mg3B2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + B2H6 (4.1)Kini telah dibuktikan bahwa senyawa ini memiliki struktur aneh sebagai beikut.Gambar 4.11 Struktur diboran. Poin utama struktur ini adalah ikatan tiga pusat, dua elektron.73

Kerangka molekulnya adalah jajaran genjang yang terbentuk dari dua atom boron dan dua atomhidrogen, dan atom hidrogen terikat pada dua atom boron disebut dengan hidrogen jembatan.Empat ikatan B-H terminal secara esensi terbentuk dari tumpang tindih orbital 1s hidrogen danorbital hibrida boron. Sebaliknya, ikatan jembatan B---H---B adalah ikatan tiga pusat, dua elektronyang terbetuk dari hibridisasi hidrogen 1s dan dua orbital hibrida boron. Keberadaan ikatanseperti ini dikonfirmasi dengan mekanika kuantum.S ENYAWA GAS MUL I A

Lama sekali dipercaya bahwa gas mulia hanya ada sebagai molekul monoatomik, dan tidakmembentuk senyawa. Kimiawan Kanada Neil Bartlett (1932-) menemukan spesi ionik [O2]+[PtF6]–

dengan mereaksikan oksigen dengan platina heksafluorida PtF6. Ia beranggapan reaksi yang miripdengan ini yakni reaksi antara xenon dan PtF6 akan berlangsung karena energi ionisasi pertamaxenon dekat nilainya dengan energi ionisasi perrtama molekul oksigen. Di tahun 1962 ia berhasilmendapatkan senyawa gas mulia pertama Xe(PtF6)x, (x = 1, 2).Kemudian menjadi jelas bahwa gas mulia membentuk senyawa biner dengan oksigen dan fluorinyang keduanya memiliki keelektronegativan tinggi. XeF2 adalah molekul linear dengan kelebihanelektron, sementara XeF4 merupakan satu-satunya senyawa unsur berbentuk bujur sangkar. XeF6

berbentuk oktahedron terdistorsi, dan di dekat titik lelehnya, senyawa ini ada sebagai kristal[XeF5]+F–.

FEROSEN

Ferosen adalah senyawa terdiri atas dua cincin sikopentadienil yang melapisi kedua sisi atom Fedan senyawa ini merupakan contoh pertama kelompok senyawa yang disebut dengan senyawasandwich (Gambar 4.12).Gambar 4.12 Struktur ferosen.Satu atom Fe atom terjebak antara dua cincin skilopentadiena. Disebut struktur sandwich.74

D awal tahun 1950-an , rekasi antara siklopentadienilmagnesium bromida dan FeCl3 anhidratdilakukan dengan harapan akan dihasilkan turuanan fulvalena. Namun, senyawa dengan struktur(C6H5)2Fe yang diperoleh. Struktur senyawa ini didapatkan sangat unik: delapan belas elektron,dua belas dari dua molekul siklopentadienil (masing-masing enam elektron) dan enam dari kulitterluar Fe. Jadi, konfigurasi elektron gas mulia dicapai dan kestabilannya kira-kira sepadan. Keduacincin siklopentadienail berputar layaknya piringan CD musik.Latihan4.1 Struktur senyawa inorganik; teori VSEPR.Sarankan struktur senyawa anorganik berikut: (a) SeF6 (b) N2O (c) ClO–

(d) CF3Cl (C atom pusat)Jawab (a) oktahedron (b) linear (c) linear (d) tetrahedron4.2 Isomer benzen tersubstitusiRumus molekul senyawa yang mengandung satu cincin benzen adalah C8H10. Gambarkan strukturisomer-isomer yang mungkin untuk senyawa ini.Jawab: senyawa C8H10 mengandung satu cincin benzen dapat berupa etilbenzen C6H5C2H5 atauxylen C6H4(CH3)2. Xylena akan memiliki tiga isomer posisi, yakni, o-, m- dan p-xylene.4.3 Isomer geometriBaik asam fumarat dan maleat memiliki rumus HOOCCH=CHCOOH dan merupakan pasanganisomer geometri. Dengan pemanasan ke 150°C, asam maleat kehilangan satu mol H2Omenghasilkan anhidrat maleat sementara asam fumarat tidak akan berubah menjadi anhidratmaleat sampai pemanasan pada 300°C. Dengan menggunakan data ini, jelaskan struktur keduasenyawa.Jawab: lihat teks di halaman4.4 Struktur senyawa kompleks platinaDiamindikhloroplatina [PtCl2(NH3)2] memiliki struktur bujur sangkar. Prediksikan strukturisomer-isomernya yang mungkin.75

Dua isomer, bentuk cis- dan trans, mungkin ada. Struktur bujur sangkar planar disebabkan olehhibridisasi dsp2. Isomer cis merupakan obat antikanker yang terkenal.4.5. Stereoisomer gulaSenyawa yang memiliki empat atom karbon, HOCH2CHOHCHOHCHO, adalah gula yangkesederhanaanya sebanding dengan gliseraldehida.(a) Ada berapa atom karbon asimetrik dalam molekul ini? (b) Gambarkan rumus struktur semuastereoisomer gula ini seperti yang ditunjukan dalam gambar 4.5.Jawab(a) Ada dua. Dalam struktur di bawah ini, atom karbon asimterik ditandai dengan *.(b) Dua pasang enantiomer dengan jelas ditandai.76

4.6 Stereoisomer gulaGlukosa, HOCH2(CHOH)4CHO, memiliki enam atom karbon dan merupakan salah satu senawaalam yang berlimpah.(a) Ada berapa atom karbon asimetrik dalam molekul ini? (b) Gambarkan rumus struktur semuastereoisomer gula ini seperti yang ditunjukan dalam gambar 4.5.Jawab:(a) Empat. Di struktur di bawah in, atom karbon asimetrik ditandai dengan *. (b) Jumlahstereoisomer adalah 24 = 16. Struktur delapan isomer ditunjukkan di bawah ini.Bagi masing-masing isomer di atas, anda dapat menggambarkan pasangan enantiomernya sebagaiberikut:77

4.7 Analisis konformasional konformerDalam kasus 1,2-dikhloroetana, bentuk trans lebih stabil daripada bentuk gauche. Di pihak lain,dalam kasus etilen glikol (1,2-etanadiol; digunakan secara luas sebagai cairan antibeku) bentukgauche lebih stabil daripada bentuk trans walaupun struktur molekulnya sangat mirip dengan 1,2-dikhloroetana. Jelaskan.Jawab: Dalam bentuk gauche etilen glikol ikatan hidrogen intramolekul akan terjadi danmenstabilkan struktur. Ikatan semacam ini tidak ada dalam bentuk trans.Bentuk gauche bentuk trans4.8 ikatan dalam diboranJelaskan ikatan dalam diboran.Jawab: lihat teks halaman.Selingan ---Senyawa dengan struktur yang menarikTerdapat sejumlah senyawa organik dengan struktur menarik dan unik. Contoh yangbaik adalah kuban C8H8 dengan struktur yang hampir kubus. Walaupun banyak

teknik telah dicoba, molekul tetrahedral, tetrahedran C4H4, belum pernah disintesis.Sudut ikatan ∠C-C-C terlalu berbeda dari sudut tetrahedral normal, dan mungkininilah alasan mengapa sintesisnya belum dapat dilakukan.78

kuban tetrahedrandemi kesederhanaan label atom dan ikatan C-H tidak digambarkanDeret lain senyawa dengan struktur menarik dan aneh adalah katenan, cincinmolekul yang penuh teka-teki. Bagaimana dua cincin saling mengait walaupun tidakada ikatan antar keduanya. Bagaimana kimiawan dapat mensintesis senyawasemacam ini? Sungguhh ini merupakan prestasi pakung gemilang yang dicapai kimiaorganik sintetik.Gambar skematik katenanSejak penemuannya di akhir abad 20, fuleren C60 telah menarik perhatian baikkimiawan teoritis maupun praktis. Bolanya dibentuk oleh kombinasi heksagon danpentagon, dan sungguh sangat mirip dengan bola sepak. Menarik untuk dicatatbahwa keberadaan fulerene telah diprediksikan jauh sebelumnya oleh kimiawanJepang Eiji Osawa.padangan stereo fulleren

ator dan Semikonduktor

KonduktorKonduktor adalah bahan yang dapat dengan mudah menghantarkan arus listrik sehingga konduktor sering disebut juga penghantar listrik yang baik.

Pada konduktor yang baik, jumlah elektron-elektron bebas, yaitu elektron-elektron yang mempunyai energi cukup besar (terletak pada lintasan yang paling luar) adalah banyak dan bebas bergerak, misalkan pada bahan tembaga, setiap atom tembaga menyumbangkan 1 elektron bebas. Tembaga sebagai zat yang memiliki nomor atom 29, mempunyai satu elektron bebas pada kulit terluarnya.elektron ini yang bertugas untuk menghantarkan listrik ketika penghantar tersebut diberi tegangan.

Penghantar dalam teknik elektronika adalah zat yang dapat menghantarkan arus listrik, baik berupa zat padat atau zat cair, sedang zat gas(udara) merupakan isolator alam. Karena sifatnya yang konduktif maka disebut konduktor. Konduktor yang baik adalah yang memiliki tahanan jenis yang kecil, misalnya air dan emas.

Isolator

Isolator adalah bahan yang tidak dapat menghantarkan arus listrik. Hampir seluruh bahan non logam adalah isolator. Contoh isolator adalah asbes, kayu kering, gelas, plastik, karet, udara dll.

Dalam bahan isolator , elektron-elektron tidak bebas bergerak . Hal ini karena setiap atom dari bahan isolator terikat dengan kuat. Pada isolator, setiap muatan elektron dipegang erat oleh inti atomnya, sehingga pada suhu ruangan/normal tidak mungkin adanya pengaliran arus listrik.

Apabila isolator diberi tegangan besar sehingga menghasilkan energi listrik yang mampu mengatasi energi pengikat elektron, elektron akan dapat berpindah. Dengan demikian isolator dapat mengalirkan arus listrik. Berdasarkan hal itu di katakan bahwa pada tegangan yang tinggi, isolator dapat berfungsi sebagai konduktor.

Semikonduktor

Semikonduktor adalah sebuah bahan dengan konduktivitas listrik yang berada di antara isolator dan konduktor. Sebuah semikonduktor bersifat sebagai isolator pada temperatur yang sangat rendah, namun pada temperatur ruangan bersifat sebagai konduktor. Bahan semikonduktor yang sering digunakan adalah silikon (Si), germanium (Ge), dan gallium arsenide.

Terdapat dua jenis semikonduktor yaitu semikonduktor intrinsik dan ekstrinsik, semikonduktor intrinsik biasanya hanya terdiri dari Ge atau Si saja, sedangkan semikonduktor ekstrinsik gabungan dari dua jenis bahan atau lebih. Semikonduktor sangat berguna dalam bidang elektronik, karena konduktansinya yang dapat diubah-ubah dengan menyuntikkan materi lain (biasa disebut materi doping).

Salah satu alasan utama kegunaan semikonduktor dalam elektronik adalah sifat elektroniknya dapat diubah banyak dalam sebuah cara terkontrol dengan menambah sejumlah kecil ketidakmurnian. Ketidakmurnian ini disebut dopan. Pada umumnya, komponen dasar aktif elektronika terbuat dari bahan-bahan semikonduktor misalnya dioda, transistor, dan IC (Integreted Circuit).

Selasa, 27 Maret 2012

Komponen Kimia Sel

Dari 92 elemen kimia yang ditemukan secara alami, 25 diantaranya dibutuhkan

dalam proses kehidupan. Akan tetapi hanya 4, yaitu karbon (C), Oksigen (O), Hidrogen (H),

Nitrogen (N) yang membangun 96% dari struktur kehidupan.

Materi terdiri atas unsur kimiawi dalam bentuk murni dan dalam bentuk kombinasi

yang disebut senyawa. Organisme tersusun atas materi, yaitu segala sesuatu yang

menempati ruang dan memiliki massa. Materi terdiri atas unsur kimiawi dalam bentuk murni

dan dalam bentuk kombinasi yang disebut senyawa. Unsur merupakan bahan yang tidak

dapat dipecah lagi menjadi bahan lain dengan reaksi kimiawi. Senyawa merupakan zat yang

terdiri atas dua unsur atau lebih yang dikombinasikan dengan rasio yang tetap.

Sifat-sifat unsur kimiawi dan sifat-sifat senyawa yang dibentuknya, termasuk

senyawa-senyawa yang penting bagi kehidupan, dihasilkan dari struktur atomnya. Atom

ialah bagian terkecil materi yang masih tetap mempertahankan sifat-sifat suatu unsur.

Struktur atom menetukan perilaku suatu elemen. Elemen adalah suatu substansi yang tidak

dapat diuraikan menjadi substansi yang lebih sederhana melalui reaksi kimia biasa. Suatu

atom memilki inti yang tersusun dari proton yang bermuatan positif dan neutron yang

bermuatan netral serta kulit yang terdiri dari elektron-elektron yang bermuatan negatif.

Perilaku kimia atom sangat ditentukan oleh konfigurasi elektron yang dimilikinya.

Atom-atom bergabung melalui ikatan kimiawi untuk membentuk molekul. Atom-atom

dengan kulit valensi yang belum pernah berinteraksi dengan atom-atom lain tertentu dengan

cara yang sedemikian rupa sehingga setiap pasangan melengkapi kulit valensinya. Interaksi

ini biasanya menyebabkan atom-atom berdekatan satu sama lain, ditahan oleh gaya tarik

menarik yang disebut ikatan kimiawi. Jenis terkuat ikatan kimiawi adalah ikatan kovalen dan

ikatan ionik.

Ikatan Kovalen ialah pemakaian bersama sepasang elektron valensi oleh dua atom.

Ikatan ionik terbentuk ketika satu atau lebih elektron berpindah dari satu atom ke atom yang

lain, menghasilkan ion yang bermuatan positif (kation) dan ion yang bermuatan negatif

(anion) yang saling tarik-menarik. Sebagian besar proses kimia dalam kehidupan melibatkan

ikatan kimia lemah seperti ikatan hidrogen dan interaksi Van der Waals. Pembentukan dan

pemutusan ikatan kimia merupakan dasar dari reaksi kimia yang terjadi di alam.