Struktur Atom, Sistem Periodik Dan Ikatan Kimia
of 26
-
Upload
ensu-ibunya-au-ag -
Category
Documents
-
view
844 -
download
8
Transcript of Struktur Atom, Sistem Periodik Dan Ikatan Kimia
Kimia SMA XI
BAB I STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK, DAN IKATAN KIMIA A. Pendahuluan Masih ingat teori atom Niels Borh tentang spektrum atom unsur? Salah satunya Borh berhasil menyusun teori atom berdasarkan spektrum atom hidrogen. B. Struktur Atom Struktur atom menggambarkan kedudukan partikel-partikel penyusun atom berada di dalam atom. 1. Spektrum Unsur dan Model Atom Niels Borh Sinar matahari bila dilewatkan pada suatu prisma kaca atau celah sempit akan terurai menjadi beberapa warna (pelangi). Setiap warna pada sinar matahari merupakan satu gelombang elektromagnet dengan panjang gelombang tertentu. Menurut Max Planck terdapt hubungan antara panjang gelombang dengan energi dari suatu gelombang elektromagnet yang dirumuskan: (gambar 1) E=hf dengan E = energi h = tetapan Planck f = frekuensi gelombang, f = c/ dengan c = kecepatan gelombang = panjang gelombang
1
Kimia SMA XI
Gambar 1 Hal yang sama terjadi apabila unsur dipanaskan maka akan membara dan selanjutnya memancarkan cahaya dengan warna tertentu (spektrum yang dihasilkan hanya mengandung beberapa garis warna yang terpisah satu sama lain). Dari fakta di atas Borh membuat gagasan pokok (postulat), yaitu: Elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut tingkat energi, dan selama elektron mengelilingi inti atom tidak terjadi perubahan energi. Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner (orbit) ke lintasan stasioner yang lain apabila terjadi perubahan energi dengan jumlah tertentu yang besarnya sesuai dengan persamaan Planck. 2. Model Atom Mekanika Gelombang Borh menganggap lintasan elektron berbentuk garis melingkar. Kelemahan ini disempurnakan oleh Louis Victor de Broglie dengan teori dualisme partikel gelombang, yaitu pada kondisi tertentu, materi yang bergerak mempunyai ciri-ciri gelombang. Sebagai akibat dari dualisme sifat elektron, yaitu sebagai materi dan gelombang, maka lintasan elektron adalah menyebar pada suatu daerah tertentu.
2
Kimia SMA XI
Kemudian Werner Heisenberg, mengemukakan bahwa tidaklah mungkin menentukan posisi serta momentum yang pasti dari elektron dalam atom, yang ada hanyalah suatu kebolehjadian menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya. Perhatikan gambar 2 berikut.
Gambar 2 Hipotesis de Broglie dan azaz kebolehjadian Heisenberg merupakan dasar dari model atom mekanika kuantum yang dikemukan oleh Erwin Schrodinger. Erwin mempunyai istilah sendiri yang sekarang dikenal dengan istilah orbital (mengandung arti suatu ruangan tiga simensi), bukan orbit (mengarah pada ruang dua dimensi) istilah dari Borh. Jadi Orbital merupakan tingkat energi dari suatu ruang yang mempunyai peluang terbesar untuk menemukan elektron di sekitar inti atom. Model atom mekanika kuantum Erwin menghasilkan tiga bilangan yang mencirikan orbital elektron yang dikenal dengan bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama, bilangan kuantum azimut, dan bilangan kuantum magnetik. a. Bilangan Kuantum Utama (n) Bilangan kuantum utama menyatakan tingkat energi utama atau kulit utama. Nilai bilangan kuantum utama mulai dari 1, 2, 3, 4, dan seterusnya (bilangan bulat positif), dan dinyatakan dengan lambang K, L, M, N, dan seterusnya (tabel 1). Makin besar bilangan kuantum utama, makin jauh kulit dari inti, makin besar pula energinya.
3
Kimia SMA XI
Tabel 1 Nilai n Lambang kulit 1 K 2 L 3 M 4 N dst. dst.
b.
Bilangan Kuantum Azimut (l) Bilangan kuantum azimut menyatakan subkulit tempat elektron berada.
Harga bilangan kuantum azimut mulai dari bilangan bulat 0 (nol) hingga (n-1). Subkulit dinyatakan dengan lambang s, p, d, f, dan seterusnya. Perhatikan tabel 2 berikut. Tabel 2 Nilai l Lambang subkulit 0 s 1 p 2 d 3 f 4 g n-1 n-1
Untuk membedakan subkulit pada tiap kulit maka subkulit dinyatakan dengan kombinasi nl. Contoh: subkulit s dari kulit L dinyatakan dengan 2s. c. Bilangan Kuantum Magnetik (m atau ml) Bilangan kuantum magnetik menyatakan orbital khusus mana yang ditempati elektron pada subkulit. Nilai bilangan kuantum magnetik mulai dari bilangan bulat l sampai dengan +l (termasuk 0). Contoh: jika l = 0, maka nilai m = 0, berati hanya ada 1 orbital jika l = 1, maka nilai m = -1, 0, +1, berarti terdapat 3 orbital d. Bilangan Kuantum Spin (s atau ms) Bilangan kuantum spin merupakan bilangan kuantum yang terlepas dari pengaruh momentum sudut dalam arti sambil beredar mengitari inti, elektron juga berputar pada sumbunya. Gerak berputar pada sumbunya ini disebut rotasi. Ada dua kemungkinan arah rotasi (putaran / spin) elektron ini yaitu searah jarum jam dan berlawanan arah jarum jam. Nilai bilangan kuantum spin adalah +1/2 dan -1/2. Bilangan kuantum spin bukan merupakan kelanjutan dari persamaan gelombang, tetapi didasarkan pada pengamatan Otto Stern dan Walter 4
Kimia SMA XI
Gerlachterhadap spektrum yang dilewatkan pada medan magnet, dan ternyata didapatkan dua spektrum yang terpisah dengan kerapatan yang sama. Maka disimpulkanlah bahwa adanya pemisahan yang rapat ini karena elektron-elektron tersebut berputar pada sumbunya dengan arah yang berlawanan. e. Bentuk Orbital Setiap orbital membentuk ruang tiga dimensi, dengan arah ruang ditentukan oleh bilangan kuantum n, l, dan ml. Orbital-orbital akan membentuk subkulit, subkulit yang terbentuk akan membentuk pula kulit atau tingkat energi. Subkulit s mempunyai satu orbital, sehingga kebolehjadian untuk menemukan elektron adalah sama untuk segala arah, maka bentuk ruang orbital s digambarkan seperti bola (gambar 3). Subkulit p tersusun dari tiga orbital. Bentuk ruang orbital p digambarkan seperti dumbell denagn kebolehjadian untuk menemukan elektron semakin kecil bila mendekati inti (gambar 3).
Gambar 3
5
Kimia SMA XI
Subkulit d tersusun oleh lima orbital. Arah ruang dari orbital d dibedakan menjadi dua kelompok: (gambar 4) mempunyai orientasi arah di antara sumbu, yaitu dxz, dyz, dan dxy. mempunyai orientasi arah pada sumbu, yaitu d x2
y2
dan d z 2 .
Gambar 4
6
Kimia SMA XI
LATIHAN 1. 1. Tentukan harga bilangan kuantum m, l, ml dan s yang mungkin dari elektron yang menempati subkulit 3p. 2. Berapa jumlah elektron maksimum yang dapat menempati subkulit yang ditandai dengan harga n = 3, dan l = 2? 3. Diketahui elektron A mempunyai bilangan kuantum n = 3, l = 1, dan ml = -1 dan elektron B mempunyai bilangan kuantum n = 2, l = 1, ml = -1. A. B. Apakah elektron tersebut menempati orbital yang sama? Jelaskan! Elektron manakah yang mempunyai tingkat energi lebih tinggi?
3.
Konfigurasi Elektron Konfigurasi elektron menggambarkan susunan elektron dalam atom.
a.
Pengisian Orbital Penataan tentang persebaran elektron-elektron ke dalam orbital-orbital suatu
atom disebut konfigurasi elektron. Ada tiga aturan yang harus diperhatikan dalam penyusunan konfigurasi elektron, yaitu asas Aufbau, asas larangan Pauli, dan kaidah Hund. 1) Asas Aufbau Aufbau berarti pembentukan/membangun (bahasa Jerman). Menurut aturan asas ini pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi. Penentuan tingkat energi didasarkan pada harga bilangan kuantum (n) dan bilangan kuantum azimut (l). Orbital dengan harga (n+l) lebih besar mempunyai tingkat energi lebih besar. Jika harga (n+l) sama, maka orbital yang harga n-nya lebih besar mempunyai tingkat energi lebih besar.
7
Kimia SMA XI
Dari perhitungan (n+l) setiap kulit dan subkulit maka diperoleh urutan tingkat energi orbital sebagai berikut: 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2) 2p 3p 4p 5p 6p 3d 4d 5d 4f contoh: (n + l) untuk 3p, 3d, dan 4s masing-masing adalah 4, 5, dan 4.
Asas Larangan Pauli Wolfgang Pauli mengemukakan bahwa dua elektron yang menempati satu
orbital sama harus mempunyai spin yang berbeda. Kedua elektron itu berpasangan dan dinyatakan dengan diagram sebagai berikut:
oleh karena jumlah orbital pada kulit ke-n = n2, maka jumlah maksimum elektron pada kulit ke-n = 2n2. Contoh: pada kulit K(n=1), jumlah elektron maksimum adalah 212 = 2. 3) Kaidah Hund Kaidah Hund mengatur pengisian orbital-orbital yang mempunyai energi sama, mula-mula elektron menempati orbital secara sendiri-sendiri dengan spin paralel, selebihnya kemudian dipasangkan. Mengacu pada tiga aturan di atas, maka konfigurasi elektron dapat digambarkan dengan suatu notasi singkat atau dengan diagram orbital.
8
Kimia SMA XI
Contoh: Z = 6 Notasi singkat : 1s2 2s2 2p2 Diagram orbital : 1s 2s 2p
LATIHAN 2. 1. Buatlah konfigurasi elektron dari atom-atom berikut, kemudian tentukan berapa orbital yang terisi elektron dan berapa elektron yang tidak berpasangan. A. B. C.27Co 19K 44Ru
D. E.
56Ba 34Se
b.
Beberapa Catatan tentang Konfigurasi Elektron Terdapat catatan khusus mengenai penyusunan konfigurasi elektron, yaitu:
1)
Dua Cara Menuliskan Urutan Subkulit Ada dua cara menuliskan konfigurasi elektron suatu atom; pertama:
subkulit-subkulit ditulis berdasarkan urutan tingkat energinya, kedua: subkkulitsubkulit dari kulit yang sama dikumpulkan dan ditulis secara berurutan dari kulit pertama ke kulit selanjutnya. Contoh: Sc (Z = 21): pertama : Kedua : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 atau
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2
dalam bahasan selanjutnya yang digunakan adalah cara kedua.
9
Kimia SMA XI
2)
Penyingkatan Penulisan Konfigurasi Elektron Penyingkatan yang dimaksud adalah penyingkatan penulisan jumlah
elektron dengan menggunakan konfigurasi elektron gas mulia:2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe
: 1s2 : 1s2 2s2 2p6 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Cara penyingkatannya adalah pilihlah unsur gas mulia yang jumlah elektronnya tepat dibawah jumlah elektron atom unsur yang dimaksud, kemudian mulailah dengan subkulit s yang diawali oleh periode setelah periode gas mulia yang digunakan. Contoh: 4Be : [He] 2s2 (periode He = 1, periode selanjutnya adalah 2, 2 inilah yang menyertai subkulit s) 3) Kestabilan Subkulit d Terdapat beberapa penyimpangan pengisian orbital menurut teori Aufabau dengan data percobaan, yaitu pada subkulit d. Subkulit d akan lebih stabil bila terisi penuh atau setengah penuh. Contoh: Cr (Z= 24) : (Ar) 3d4 4s2 Cr (Z= 24) : (Ar) 3d5 4s1 (lebih stabil) Cu (Z = 29) : (Ar) 3d9 4s2 Cu (Z = 29) : (Ar) 3d10 4s1 (lebih stabil) dalam bahasan selanjutnya yang digunakan adalah konfigurasi yang lebih stabil.
10
Kimia SMA XI
4)
Konfigurasi Elektron Ion Atom dikatakan ion positif jika atom tersebut melepas sejumlah
elektronnya, begitu juga atom dikatakan ion negatif jika atom tersebut menarik sejumlah elektron. Elektron yang dilepas maupun ditarik adalah elektron dari kulit terluar. Contoh: Al (Z = 13) Al3+ LATIHAN 3. 1. Buatlah konfigurasi elektron dengan penyingkatan dari atom-atom berikut, A. B. C. 2.27Co 19K 44Ru
: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 : 1s2 2s2 2p6
D. E.
56Ba 34Se
Tentukan konfigurasi elektron dari ion V3+ jika nomor atom V = 23. Buatlah diagram orbitalnya untuk ion V3+ tersebut.
UJI KOMPETENSI
1.
Tulislah bilangan-bilangan kuantum dari semua orbital yang terdapat pada kulit L!
2.
Tulislah konfigurasi elektron dari unsur-unsur berikut, kemudian tentukan jumlah elektron pada kulit-kulit atomnya. A. B. K (Z = 19) Sc (Z = 21) C. D. Cu (Z = 29) Br (Z = 35)
3.
Diketahui atom besi mempunyai nomor atom 27. A. B. Tuliskan konfigurasi elektron atom besi. Ada berapa orbital yang terisi elektron? 11
Kimia SMA XI
C. D. 4.
Ada berapa orbital yang terisi elektron tidak berpasangan? Bagaimana konfigurasi elektron dari ion Fe3+?
Suatu atom mempunyai konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 4s1. Mungkinkah konfigurasi elektron tersebut dapat terjadi? Berikan alasan!
5.
Tulislah (1). Konfigurasi elektron (2). Diagram orbital (3). Jumlah kulit A. B. P (Z = 15) Cr (Z = 24) (4). Jumlah subkulit (5). Jumlah elektron tunggal, dari
6.
Tulislah konfigurasi elektron dari ion-ion berikut: A. B. F- (Z = 9) Cu2+ (Z = 29)
C.
Sistem Periodik Unsur Berdasarkan konfigurasi elektronnya, unsur-unsur dapat dikelompokkan ke
dalam blok s, blok p, blok d, dan blok f. 1. Pembagian Unur-Unsur Menurut Blok s, p, d, dan f. Konfigurasi elektron mempunyai keterkaitan dengan sistem periodik, hal ini dapat dilihat dari contoh konfigurasi elektron beberapa unsur-unsur yang ada dalam tabel periodik. Secara singkat disimpulkan bentuk hubungan terebut ada pada tabel 3 berikut:
12
Kimia SMA XI
Tabel 3 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 7p 4f 5f 1s
3d 4d 5d 6d
2.
Menentukan Letak Golongan & Letak Periode Letak golongan erat hubungannya dengan elektron valensi. Elektron valensi
yang dimaksud adalah jumlah elektron pada subkulit terakhir dari konfigurasi penyingkatan. Jumlah elekktron valensi sama dengan nomor golongannya. Letak periode suatu unsur dapat diramalkan dari jumlah n terbesar di depan subkulit unsur tersebut. Cara meramalkan nomor golongan & nomor periode dari konfigurasi penyingkatan adalah: Subkulit terakhir nsxberarti nomor golongan xA, nomor periode n. Subkulit terakhir nsx npyberarti nomor golongan (x+y)A, nomor periode n. Subkulit terakhir (n-1)dx periode n. Catatan: jika (x+y) = 8 / 9 / 10, maka nomor golongan adalah VIIIB. Jika (x+y) > 10, maka nomor golongan adalah {(x+y) 10}B Subkulit terakhir (n-2)fx berarti golongan terdapat pada lantanida dan aktinida, nomor periode n. Contoh: 15P : [Ne] 3s2 3p3, nomor golongan 5A, nomor periode 3.23V
nsy berarti nomor golongan (x+y)B, nomor
: [Ar] 3d5 4s2, nomor golongan 7B, nomor periode 4.
13
Kimia SMA XI
LATIHAN 4. 1. Dengan tanpa melihat tabel periodik, tentukan letak unsur berikut! A. B. 2.26A 37B
C. D.
53C 48D
Suatu unsur di dalam tabel periodik terletak pada golongan VB periode empat. A. B. C. Buatlah konfigurasi elektronnya Berapa elektron yang tidak berpasangan Bila unsur tersebut membentuk ion yang bermuatan +3, bagaimanakah konfigurasi elektronnya.
3.
Bagan berikut ini merupakan potongan sistem periodik unsur yang tidak lengkap. A D X [Ar]4s23d10 A. B. E F G B C
Tentukanlah letak golongan dan periode dari unsur-unsur A, B, dan F. Berapa elektron tidak berpasangan yang terdapat pada atom-atom B, D, dan G.
C. D.
Atom manakah yang memiliki energi ionisasi terbesar. Atom manakah yang paling mudah menangkap elektron untuk membentuk ion negatif.
14
Kimia SMA XI
4.
Diketahui letak unsur dalam tabel periodik. Tentukalah elektron valensinya. A. B. C. D. Unsur P pada periode 5, golongan IA. Unsur Q pada periode 4, golongan VIB. Unsur R pada periode 4, golongan VIA. Unsur S pada periode 6, golongan IB.
D.
Ikatan Kimia Sifat-sifat senyawa ditentukan oleh ikatan kimia yang membentuk senyawa
tersebut. Ikatan kimia merupakan gaya antarmolekul, bagaimana ikatan ini bisa terjadi sudah pernah dibahas pada kelas X, sekarang yang akan dipelajari adalah pengaruh ikatan terhadap bentuk molekul dan sifat fisis zat yang terbentuk. 1. Bentuk Molekul Bentuk molekul atau geometri molekul dapat diramalkan dengan teori tolakmenolak pasangan-pasangan elektron pada kulit luar atompusat atau VSEPR (valence shell electron pair repulsion). Teori ini dapat disimpulkan dalam 3 hal berikut: Pasangan-pasangan elektron pada kulit luar atom pusat akan mengatur diri sedemikian sehingga tolak-menolak diantaranya menjadi minimal. Bentuk molekul hanya ditentukan oelh pasangan ikatan. Urutan kekuatan tolak-menolak diantara pasangan-pasangan elektron adalah: (pasangan elektron bebas pasangan elektron bebas) > (pasangan elektron bebas pasangan elektron ikatan) > (pasangan elektron ikatan pasangan elektron ikatan) Bedasarkan hal tesebut maka kedudukan pasangan-pasangan elektron mempunyai lima bentuk dasar molekul (gambar 5), yaitu; a). b). Linear Trigonal planar 15
Kimia SMA XI
c). d). e).
Tetrahedral Trigonal bipyramidal Oktahedral
Gambar 5.1
Gambar 5.2
Gambar 5.3
16
Kimia SMA XI
Gambar 5.4
Gambar 5.5 2. Cara Meramalkan Bentuk Molekul Cara praktis meramalkan bentuk molekul adalah. a. b. c. d. Tentukanlah jumlah elektron valensi atom pusat Tentukanlah jumlah elektron valensi atom sekitar atom pusat. Jumlahkan elektron pada langkah a & b. Hitunglah jumlah pasangan ikatan yang terbentuk dan ini akan jadi pasangan elektron ikatan. e. f. Sisa pasangan di luar pasangan ikatan adalah pasangan elektron bebas. Atom pusat dilambangkan dengan A, pasangan elektron ikatan dengan X, dan pasangan elektron bebas dengan E. g. Dengan menggunakan VSEPR maka ramalkanlah bentuk molekulnya.
17
Kimia SMA XI
Tabel 4 berikut adalah berbagai kemungkinan bentuk molekul dengan cara di atas: Tabel 4 No. Gambar 6.1 6.2 Jml. Pas. Elektron ikatan 2 3 2 6.3 4 3 2 6.4 5 4 3 6.5 2 6 5 4 Jml. Pas. Elektron bebas 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 Rumus AX2 ... AX2E1 ... Bentuk molekul Linear Trigonal planar Bent (V shaped) Datar bentuk V Tetrahedral (Trigonal pyramidal) Piramida trigonal Bent (V shaped) Datar bentuk V (Trigonal bipyramidal) Bipiramida trigonal (Seesaw) Bidang empat (T-shaped) Planar bentuk T Linear Oktahedral (Square pyramidal) Piramida sisiempat (Square planar) Segiempat datar
Agar lebih jelas perhatikan gambar 6 berikut.
18
Kimia SMA XI
Gambar 6.1
Gambar 6.2
19
Kimia SMA XI
Gambar 6.3 20
Kimia SMA XI
Gambar 6.4
21
Kimia SMA XI
Gambar 6.5 3. Kepolaran Senyawa Polar berarti kutub. Senyawa polar berarti senyawa yang mempunyai kutub muatan listrik. Polarisasi ikatan kovalen terjadi karena adanya pengkutuban / gaya tarik suatu atom terhadap pasangan elekton ikatan. Kemampuan ini dinyatakan dengan skala keelektronegatifan. Semakin kuat kuat gaya tarik suatu atom terhadap pasangan elektron ikatan, semakin besar harga keelektronegatifan unsur tersebut. Apabila suatu unsur memiliki keelektronegatifan lebih besar secara teoritis awan elektron akan terdistribusi ke atom dengan nilai keelektronegatifan yang lebih besar. Jadi perbedaan keelektronegatifan menyebabkan molekul mengalami pengkutuban (polarisasi), atom yang lebih elektronegatif menjadi relatif negatip (pol negatif), sedangkan atom yang kurang elektronegatif menjadi relatif positif
22
Kimia SMA XI
(pol positif), sementara yang awan elektronnya tersebar homogen bersifat nonpolar. Perhatikan gambar 7 berikut. Contoh:+ H
H
H
Cl
distribusi awan elektron dalam molekul H2 dan HCl Gambar 7 Kepolaran dinyatakan dengan momen dipol (), yang nilainya merupakan hasil kali antara selisih muatan (Q) dengan jarak (r) antardipolnya (). Kepolaran senyawa selain dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan juga dipengaruhi oleh bentuk molekulnya (gambar 8). Jika molekul bersifat simetris maka secara keseluruhan molekul bersifat nonpolar, sama hal jika bentuk molekul tidak simetris maka molekul bersifat polar. Arah polarisasi ditentukan oleh atom yang mempunyai keelektronegatifan lebih besar walaupun bentuk molekul simetris, maka senyawa dengan keadaan ini akan bersifat polar. Contoh:Cl Cl
Cl Cl
C
Cl
Cl
C
H Cl +
nonpolar Gambar 8
polar
23
Kimia SMA XI
4.
Gaya Antarmolekul Antarmolekul kovalen berlaku gaya yang bekerja untuk mengikat molekul-
molekul tersebut dalam satu kesatuan. Gaya ini bekerja untuk mendekatkan jarak antarmolekul, bila gas dikompresi dan didinginkan maka jarak antarmolekul sedikit dekat sehingga akan menjadi zat cair, jika jarak molekul-molekul zat cair tersebut didekatkan lagi sehingga lebih rapat, maka akan berubah menjadi zat padat. a. Gaya Van der Waals Diderick Van der Waals mengenali ada gaya tarik dan gaya tolak yang lemah antarmolekul gas sehingga ada penyimpangan pada rumus PV = nRT. Gaya ini dikenal dengan gaya van der waals yang lebih lemah dibanding ikatan ion dan kovalen. Ada tiga gaya yang berperan dalam terjadinya gaya van der waals, yaitu: 1). Gaya Orientasi (Gaya Tarik Dipol-Dipol) Molekul yang bersifat polar dan mempunyai dua ujung yang berbeda muatan (dipol) jika berdekatan dengan molekul lain yang polar, ujung (pol) positif akan berdekatan dengan ujung (pol) negatif sehingga menimbulkan gaya tarikmenarik yang relatif lemah. Gaya ini disebut gaya orientasi / gaya tarik dipoldipol. Misalnya, molekul-molekul HCl. 2). Gaya Dispersi (GayaLondon)/ gaya tarik menarik dipol sesaat Elektron senantiasa bergerak dalam orbital. Perpindahan ini menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar sehingga terbentuk suatu dipol sesaat, karena dipol itu dapat berpindah milyaran kali dalam setiap detik. Dipol sesaat ini pada saat berikutnya sudah mengimbas molekul di sebelahnya, hasilnya adalah gaya tarik dipol sesaat dipol terimbas. 3). Gaya Tarik Dipol Sesaat Dipol Terimbas/ gaya imbas Gaya tarik dipol sesaat dipol terimbas ini merupakan penjelasan teoritis dari seorang Jerman, Fritz London (disebut juga gayaLondon). Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu dipol disebut
24
Kimia SMA XI
polarisabilitas. Polarisabilitas berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang kecil, kompak dan simetris. b. Ikatan Hidrogen Antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen akan terjadi ikatan hidrogen. Atom H yang berikatan dengan atom sangat elektronegatif maka atom H dalam senyawa itu sangat positif. Akibatnya, atom H akan terikat kuat pada atom sangat elektronegatif dari molekul tetangganya. Ikatan hidrogen yang kuat terbentuk hanya dalam molekul yang mempunyai ikatan F H, O H, dan N H. Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada gaya-gaya van der waals dan berbeda dengan gaya van der waals, sebab ikatan hidrogen mempunyai arah yang jelas. LATIHAN 5. 1. Ramalkan bentuk molekul dari: A. B. C. D. 2. SF6 (nomor atom S = 16, F = 9) SiCl4 (nomor atom Si = 14, Cl = 17) H2S (nomor atom S = 16, H = 1) PCl5 (nomor atom P = 15, Cl = 17)
manakah yang memiliki titik didih dan titik lebur lebih tinggi, etanol (C2H5OH) atau dietil eter (CH3 O CH3)? Jelaskan alasannya!
3.
Nyatakan epakah ikatan hidrogen terdapat atau tidak dalam masing-masing zat berikut. A. B. C. D. Metana (CH4) Hidrogen (H2) Air (H2O) Etanol (C2H5OH) E. F. G. H. 25 amonia (NH3) metil amina (CH3NH2) asam asetat (CH3COOH) aseton (CH3COCH3)
Kimia SMA XI
4.
Gaya tarik-menarik apa saja yang terdapat antarmolekul dalam masingmasing zat berikut: A. B. Metana (CH4) Karbon dioksida (CO2) C. D. hidrogen klorida (HCl) air (H2O)
26
