Download - IKATAN KIMIA (KIMDAS 1).docx
IKATAN KIMIA
Dari 90 buah unsur alami dan ditambah belasan unsur buatan dapat dibentuk
senyawa dalam jumlah tak terhingga. Ikatan kimia terjadi karena kecenderungan
atom mempunyai konfigurasi elektron seperti gas mulia. Kecenderungan itu
melahirkan berbagai jenis ikatan, terutama ikatan ion dan ikatan kovalen. Oleh sebab
itu, akan dibahas berbagai macam ikatan kimia. Ikatan kimia itu sendiri adalah suatu
partikel baik berupa ion bermuatan, inti atom dan elektron diantara mereka, akan
membentuk ikatan kimia agar mencapai suatu kestabilan.
Sebagian besar unsur di alam tidak pernah dijumpai dalam atom bebas
(kecuali gas mulia), namun dalam bentuk berikatan dengan atom yang sejenis
maupun atom-atom yang lain. Tujuan utama pembentukan ikatan adalah untuk
meningkatkan kestabilan atom tersebut dalam molekul atau senyawa. Kestabilan
tersebut tercapai umumnya jika konfigurasi elektronnya menyerupai gas mulia
A. PERANAN ELEKTRON DALAM IKATAN KIMIA
Pada umumnya atom tidak berada dalam keadaan bebas tetapi
menyatu dengan atom lain membentuk senyawa. Hal ini merupakan suatu bukti
bahwa atom yang bergabung lebih stabil daripada yang menyendiri.
Penggabungan itu disebut ikatan kimia dan terjadi bila ada daya tarik satu sama
lain sehingga mengeluarkan energi paling kurang 42 kJ per mol atom.
Berdasarkan teori atom modern, para ahli menyelidiki cara
terbentuknya ikatan kimia. Daya tarik kedua atom terjadi karena adanya pada
kulit terluar. Elektron pada kulit ini mempunyai kecenderungan menyamai
konfigurasi elektron gas mulia, dengan cara menerima atau memberikan
elektron pada atom lain.
1. Gas Mulia
Kebanyakan atom ditemukan berikatan dengan atom lain, namun
masih ada yang ditemui dalam bentuk monoatom, yaitu gas mulia (He, Ne, Ar,
Kr, Xe, dan Rn). Sehingga gas mulia lebih stabil dalam keadaan monoatom
1
UNSUR
STABIL dalam monoatom
TIDAK STABIL dalam monoatom
(bebas), sedangkan unsur yang lain lebih stabil bila berikatan seperti pada
gambar berikut:
Gambar 1. Unsur dapat dibagi dua : stabil dan tidak stabil dalam monoatom
Pada sistem periodik, gas mulia terletak dalam golongan VIIIA atau
golongan O. Jumlah elektron pada masing-masing kulit sebagai berikut
He 2
Ne 2 8
Ar 2 8 8
Kr 2 8 18
Xe 2 8 18 18 8
Rn 2 8 18 32 18 8
Tabel 1. Jumlah elektron tiap kulit gas mulia
Keistimewaan gas mulia mempunyai jumlah elektron valensi = 8
(kecuali helium = 2). Teori atom mekanika gelombang menyatakan bahwa
elektron kulit terluar yang penuh adalah 1s2 untuk He, dan ns2 np6 untuk Ne, Ar,
Kr, dan Xe.
Oleh sebab itu, dapat disimpulkan bahwa atom akan stabil bila
elektron kulit terluar (elektron valensinya) terisi penuh. Jadi, bagi semua unsur
berlaku suatu ketentuan yang disebut aturan oktet.
Aturan oktet menyatakan bahwa suatu atom cenderung mempunyai
elektron valensi delapan, yaitu seperti gas mulia (kecuali helium = 2)
2. Kecenderungan Atom
2
Unsur selain gas mulia(golongan IA s/d VIIA)
Gas mulia(golongan VIII)
cenderung
Logam (cenderung melepaskan e)Bukan logam (cenderung menerima e)
+ 2e-
Unsur yang elektron valensinya tidak terisi penuh cenderung berubah
untuk menyamai gas mulia, yaitu dengan cara melepas atau menerima elektron.
Unsur yang energi ionisasinya kecil akan melepaskan elektron, dan
yang besar akan menerima elektron lain. Jumlah elektron yang dilepaskan atau
diterima bergantung pada jumlah elektron valensi unsur yang bersangkutan.
Berdasarkan nilai energi ionisasi dari kiri ke kanan sistem periodik,
maka unsur yang kecil energi ionisasinya adalah bagian kiri dan bagian bawah,
dan sebaliknya. Akibatnya, unsur golongan IA dan IIA cenderung melepaskan
elektron, sedangkan golongan VIIA dan VIA cenderung menerima elektron
untuk menyamai konfigurasi elektron gas mulia. Unsur golongan IIIA, IVA,
dan VA sebagian bersifat melepas, dan sebagian menerima
III IV A V A VI A VII A VIIIB C N O F NeAl Si P S Cl ArGa Ge As Se Br KrIn Sn Sb Te I XeTi Pb Sn Po Al Rn
Metaloid
Tabel 2. Pembagian unsur blok p: logam, metaloid, dan non logam
Contohnya:
Mg Mg2+ (seperti Ne)
3
e
melepaskan 1e
melepaskan 2e-
melepaskan 1e
Gambar 2. Unsur Mg dapat melepaskan elektron terluarnya sehingga
membentuk Mg2+
F F (seperti Ne)
Gambar 3. Kecenderungan atom F adalah menerima 1 elektron
3. Aturan Fajans (Teori Polaritas)
Teori polaritas (Fajan) adalah bila 2 ion saling berdekatan maka bentuk
awan elektron dari anion akan dipengaruhi oleh tarikan kation dan kedua inti
saling tolak-menolak (anion dan kation) sehingga terjadi deformasi/polarisasi
pada anion.
Umumnya ukuran kation jauh lebih kecil daripada anion sehingga
memiliki sifat polarisasi rendah.
Suatu atom akan netral bila jumlah elektron pada kulitnya sama dengan
jumlah proton pada inti. Jika atom melepaskan atau menerima elektron akan
membentuk partikel bermuatan yang disebut ion. Atom yang melepaskan
elektron membentuk ion positif dan yang meneriam elektron menjadi ion
negatif.
Tidak semua atom dapat menjadi ion bebas yang stabil karena harus
memnuhi aturan Fajans, yaitu
1) Struktur atom (konfigurasi elektronnya) harus stabil seperti gas mulia.
Contoh:
Na ( 2 8 1) Na+ (2 8) stabil
Ca (2 8 8 2) Ca2+ (2 8 8) stabil
Ca+ (2 8 8) tidak stabil
4
melepaskan 1e
stabil tidak stabil
Cl (2 8 7) Cl- (2 8 8) stabil
2) Muatan ion yang terbentuk harus kecil
Cl- N3+
S2- C4-
Na+ Be3+
3) Jari-jari ion positif lebih kecil dari atomnya. Contohnya:
Na+ ˂ Na Ca2+ ˂ Ca
4) Jari-jari ion negatif lebih besar dari atomnya. Contohnya:
Cl- ˃ Cl S2- ˃ S
Pengaruh polarisasi yaitu distribusi elektron, khususnya ev tidak lagi
sepenuhnya dipengaruhi oleh salah satu ion/atom saja melainkan oleh kedua
ion/atom. Bila pengaruhnya besar maka sifat ionik rendah, sifat kovalen tinggi.
Faktor yang mempengaruhi terjadinya polarisasi, yaitu
a. Besarnya muatan
Muatan makin besar menyebabkan sifat polarisasi ion lawan makin
besar sehingga sifat ionik makin rendah, sifat kovalen makin tinggi.
b. Ukuran ion
Kation makin kecil, makin terkonsentrasi muatan positifnya
sehingga makin efektif pengaruh polarisasinya terhadap anion, dan sifat
ionik makin rendah.
5
Anion makin besar, makin mudah awan elektron terpolarisasi oleh
kation sehingga sifat ionik makin rendah, sifat kovalen makin tinggi.
Faktor yang mempengaruhi ikatan, yaitu:
1. Jarak antar atom
Ada dua faktor utama yaitu, jarak inter atomik dan sela merupakan
faktor yang sangat penting, oleh karena itu perlu dibahas secara lebih rinci
gaya tarik – menarik antar atom, karena hal ini sangat mengikat, namun
timbul suatu pertanyaan yang sangat mendasar, apakah sebenarnya yang
menghalangi merapatnya atom‐atom tersebut. Dari gambar‐gambar dan
penjelasan terdahulu diketahui bahwa disekitar inti atom terdapat ruang
kosong.
Ruang ksosng yang dimaksudkan diatas adalah ruang diantara
atom‐atom yang ditimbulkan oleh gaya tolak antar atom disamping gaya
tari menarik antar atom. Gaya tolak‐menolak disebabkan oleh jarak yang
sangat dekat antar dua atom sehingga terlalu banyak elektron menempati
lokasi interaksi. Jarak seimbang tercapai bila gaya tarik menarik dan gaya
tolak menolak sama besar.
6
2. Gaya Coulomb.
Gaya Coulomb Fc antara dua titik muatan sebanding dengan besar
kedua muatan Z1q dan Z2q dan jarak antara kedua muatan tersebut tadi, a1‐2n
:
Dimana Z adalah valensi (+ dan ‐ ) dan q = 0,16 x 10‐18 Coulomb.
Konstantan ko = 9 x 109 V.m/C karena ko = 1/4∏ɛo.
3. Gaya tolak menolak elektron
Gaya tolak menolak antara medan elektron dua atom atau ion juga
merupakan fungsi kebalikan jarak, tetapi dengan pangkat yang lebih tinggi.
Baik b maupun n merupakan konstanta empiris, untuk bahan padat
ionik n kira‐kira sama dengan 9. Pada jarak yang lebih besar dari dari jarak
pemisah atom, gaya tarik menarik lebih dominan.
4. Energi ikatan
Jumlah kedua gaya yang telah dibicarakan diatas, menjadi dasar
untuk pembahasan energi ikatan, karena energi sama dengan gaya kali
jarak, maka :
B. MACAM-MACAM IKATAN KIMIA
Ikatan kimia dapat digolongkan menjadi 2 jenis, yaitu ikatan kimia
primer (ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam) dan ikatan kimia
sekunder (gaya van der Waals, ikatan hidrogen). Ikatan primer adalah ikatan
antar atom yang kuat. Sedangkan ikatan sekunder adalah ikatan inter atom yang
lemah.
7
H H H H
H H HH H Hatau
1. Ikatan Kovalen
Pembentukan ikatan kovalen
Unsur yang cenderung menerima elektron atau nilai
keelektronegatifannya ≥ 2,0 disebut unsur elektronegatif. Unsur ini terletak
pada bagian atas dan kanan blok p dalam sistem periodik dan ditambah
dengan hidrogen. Kecenderungan unsur elektronegatif menerima elektron
disebabkan oleh adanya dorongan untuk mencapai kestabilan. agar
elektron valensinya seperti gas mulia.
Dari penyelidikan diperoleh bahwa apabila unsur elektronegatif
memperoleh elektron kalau tidak ada yang memberi, maka dua atom dapat
memakai elektron secara bersama dengan bergabungnya orbital
luar.Orbital gabungan dan elektron yang ada di dalamnya menjadi milik
kedua atom, sehingga yang satu terikat dengan yang lain. Contohnya:
Gambar 4. Pembentukan ikatan kovalen dalam H2
Rumus lewis
Pada tahun 1910 Lewis menemukan cara yang praktis yang disebut rumus
lewis, dengan ketentuan sebagai berikut:
a. Satu elektron dilambangkan dengan satu titik.
b. Elektron yang ditampilkan hanya elektron valensi terluar.
c. Elektron dalam senyawa harus sesuai dengan aturan oktet.
Contohnya pembentukan molekul H2
Antara dua atom dapat terjadi:
8
1) Sepasang elektron dipakai bersama, disebut ikatan tunggal. Contohnya
H-H
2) Dua pasang elektron dipakai bersama, disebut ikatan rangkap dua.
Contohnya O=O
3) Tiga pasang elektron dipakai bersama, disebut ikatan rangkap tiga.
Contohnya N≡N
Contoh soal:
Tulislah struktur titik-elektron untuk senyawa yang dihasilkan nitrogen (N)
dan hidrogen (H) ketika berikatan kovalen.
Penyelesain:
2. Ikatan Kovalen Koordinasi
Pada pembahasan ini menjelaskan tentang apa itu ikatan koordinasi
(yang disebut pula ikatan dativ)
Sebuah ikatan kovalen terbentuk oleh dua atom yang melakukan
pemakaian bersama sepasang elektron atau lebih. Di sini terjadi penyatuan
atom-atom karena pasangan elektron ditarik oleh kedua inti atom.
Ikatan koordinasi (disebut ikatan kovalen dativ) adalah ikatan
kovalen yang kedua elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu
atom.
Reaksi antara amonia dan hidrogen klorida
Persamaan reaksi terbentuknya asap putih tebal amonium klorida
padat jika gas tidak berwarna dapat untuk dicampur.
9
Amonium ion NH4 terbentuk melalui transfer ion hidrogen dari
hidrogen klorida ke pasangan elektron mandiri pada molekul amonia.
Gambar 5. Pembentukan ikatan kovalen koordinasi antara NH3 dengan
HCl
Ketika ion amonium NH4 terbentuk empat hidrogen dipasang oleh
ikatan kovalen dativ karena hanya inti hidrogen yang ditransfer dari klor
ke nitrogen. Elektron hidrogen tertonggal pada klor untuk membentuk ion
klorida negatif.
Mewakili obligasi koordinasi
Gambar 6. Ikatan koordinasi NH4
Pembubaran hidrogen klorida dalam air untuk membuat asam
klorida
10
Ion hidrogen (H+) ditransfer dari klor ke salah satu pasangan
mandiri pada atom oksigen.
Gambar 7. Pembentukan ikatan koordinasi antara H2O dengan HCl
H3O+ disebut ion hidroksonium, ion hidronium atau ion oksonium.
Jika ikatan ion koordinasi telah terbentuk, semua atom hidrogen
melekat pada oksigen yang sama persis. Ketika ion hidrogen melepaskan
diri lagi, bisa jadi salah satu dari tiga.
Reaksi antara amonia dan boron trifluorida, BF3
Gambar 8. Pembentukan ikatan koordinasi antara NH3 dengan BF3
Cara lain yang lebih mudah dan sederhana adalah dengan
menggambarnya berupa garis untuk mewakili obligasi.
11
Gambar 9. Pembentukan ikatan koordinasi antara NH3 dengan BF3
Akhir dari nitrogen obligasi telah menjadi positif karena pasangan
elektron bergerak menjauh dari nitrogen menuju boron, inilah yang
menyebabkan boron menjadi negatif.
Struktur aluminium klorida
Aluminium klorida berubah dari bentuk solid
menjadi gas pada sekitar suhu 180oC. Jika senyawa
tersebut mengandung ion maka akan mempunyai
titik leleh dan titik didih yang sangat tinggi karena
terjadinya kontraksi yang kuat antara ion positif dan
ion negatif. Jadi, apabila senyawa tersebut menyublim pada suhu yang
relatif rendah, maka terjadi ikatan kovalen. Contohnya AlCl3, BF3.
Rumus massa relatif aluminium klorida dalam uap pada temperatur
sublimasi bukan AlCl3, tetapi Al2Cl6. Hal ini disebabkan terjadinya dimer
(dua molekul bergabung bersama-sama). Ikatan antara dua molekul pada
senyawa tersebut adalah ikatan koordinasi, yang menggunakan pasangan
elektron mandiri pada atom klor. Yang mana setiap atom klor memiliki 3
pasangan mandiri, tetapi hanya 2 pasangan mandiri yang digambarkan
pada diagram garis.
12
Gambar 10. Ikatan koordinasi antara molekul-molekul AlCl3
Energi dilepaskan ketika dua ikatan koordinasi terbentuk dan juga bimer
lebih stabil daripada dua molekul AlCl3 yang terpisah
Ikatan dalam ion terhidrasi logam
Molekul air sangat kuat tertarik ion dalam larutan, karena di sekitar
molekul air ada ion positif dan ion negatif. Tempat-tempat yang luas
menjadi peluang terjadinya ikatan formal dan ikatan ini nyata terjadi di
seluruh ion negatif logam. Terjadinya ion negatif yang menarik molekul
air ini digambarkan sebagai ion terhidrasi.
Contohnya walaupun aluminium klorida adalah kovalen tetapi
ketika larut dalam air maka akan menghasilkan ion. Enam molekul air
obligasi aluminium untuk memberikan ion dengan rumus Al (H2O)63+ ini
disebut ion hexaaquaaluminium, ”hexa” yang berati enam dan ”aqua”
yang berati molekul air yang membungkus ion aluminium. Ikatan yang
terjadi dalam ion yang dibentuk oleh sebagian besar logam lain ini adalah
ikatan koordinasi (kovalen dativ).menggunakan pasangan elektron tunggal
pada molekul air.
Gambar 11. Molekul air
Konfigurasi aluminium 1s22s22p63s23px1. Ketika membentuk ion
Al3+ itu akan kehilangan elektron pada orbital ke-3 dan menjadi 1s22s22p6.
Sehingga semua orbital pada kulit ke-3 kosong. Aluminium melakukan 13
hibridisasi enam ini (3s2, tiga 3p,dan dua 3d) untuk menghasilkan enam
orbital baru dengan energi yang sama. Keenam orbital hibrida menerima
pasangan tunggal dari enam molekul air.
Karena enam adalah jumlah maksimum molekul air yang mungkin
untuk memuat ion aluminium dan ion logam lainnya. Dengan memmuat
jumlah maksimum obligasi, ia melepaskan paling banyak energi sehingga
menjadi stabil. Terlihat pada gambar di bawah ini :
Gambar 12. Penstabilan molekul air
Hanya satu pasangan bebas digambarkan pada setiap molekul air.
Pasangan elektron mandiri yang lain jauh dari aluminium sehingga tidak
terlibat dalam ikatan. Ion yang dihasilkan terlihat seperti berikut :
Gambar 13. Pergerakan elektron pusat ion
Gambar tersebut merupakan pergerakan elektron pusat ion, muatan
ion 3+ tidak lagi terletak pada aluminium tetapi tersebar di seluruh ion.
14
Gambar ikatan yang terdapat pada karbon monoksida (CO)
Gambar 14. Ikatan koordinat CO
Pada karbon monoksida memilki ikatan kovalen biasa antara
karbon dan oksigen ditambah dengan ikatan koordinasi yang menggunakan
pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.
Gambar ikatan yang terdapat pada asam nitrat (HNO3)
Gambar 15. Ikatan koordinat HNO3
Pada salah satu atom oksigen dianggap melekat pada nitrogen
melalui ikatan koordinasi menggunakan pasangan elektron bebas pada
atom nitrogen.
Contoh soal:
Tuliskan struktur Lewis dari pernyataan berikut: “boron triklorida
membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan nitrogen dari molekul
amonia”.
Penyelesaian:
15
3. Ikatan Kovalen Polar
Jika dua atom yang berikatan kovalen mempunyai perbedaan harga
keelektronegatifan, maka pasangan elektron ikatan (PEI) akan tertarik ke
atom yang keelektronegatifannya lebih besar sehingga terjadilah dipol
(dwi kutub). Ikatan seperti ini disebut ikatan kovalen polar. Makin besar
selisih keelektronegatifan, makin besar sifat kepolaran ikatan.
Senyawa diatomik (dua atom) :
a. Sejenis : bersifat non polar, contoh : H2 , Cl2 , N2 , Br2.
b. Tidak sejenis : bersifat polar, contoh : HCl, HBr, BrCl.
Senyawa yang terdiri 3 atom atau lebih :
a. Atom pusat tidak mempunyai PEB : bentuk molekul simetris sehingga
bersifat non polar, contoh CCl4
b. Atom pusat mempunyai PEB : bentuk molekul tidak simetris sehingga
bersifat polar, contoh H2O
4. Ikatan Hidrogen
Hidrogen adalah unsur bukan logam yang kecil
keelektronegatifannya. Jika berikatan dengan unsur yang sangat
elektronegatif (seperti fluor, oksigen, dan nitrogen), pasangan elektron
yang dipakai bersama lebih tertarik ke unsur tersebut, sehingga bermuatan
agak negatif, sedangkan hidrogen agak positif. Dalam keadaan seperti itu,
hidrogen dapat membentuk ikatan tambahan dengan atom elektronegatif
lain yang berada di dekatnya. Ikatan tambahan berupa daya tarik listrik
antar molekul seperti pada HF, H2O, NH3. Jika ikatan ini terjadi dalam
molekul yang sama, disebut ikatan intra molekul, seperti pada
salisilaldehida. Inilah yang disebut ikatan hidrogen.
16
Pada pembahasan ini, menjelaskan asal mula ikatan hidrogen serta
tarik-menarik yang relatif kuat antar molekul.
Bukti untuk ikatan hidrogen
Kenaikan titik didih terjadi karena molekul memperoleh lebih besar
dan lebih banyak elektron, dan karena van der Waals gaya dispersi menjadi
lebih besar.
Hidrogen adalah unsur bukan logam yang kecil
keelektronegatifannya. Sehingga yang dimaksud dengan ikatan hidrogen
adalah ikatan tambahan berupa daya tarik listrik antara atom hidrogen
dengan unsur elektronegatif, sedangkan kedua atom ini sedang berikatan
kovalen dengan atom lain.
Ikatan hidrogen dapat terjadi antara dua molekul yang disebut
ikatan antar molekul, seperti pada HF, H20, dan NH3. Jika ikatan ini terjadi
dalam molekul yang sama, disebut ikatan intra molekul seperti pada
salisilaldehida.
17
Asal Ikatan Hidrogen
(a)
( (b)
Gambar 16. Asal ikatan hidrogen (a); ikatan hidrogen (b)
Hidrogen jika berikatan dengan unsur yang sangat elektronegatif
(seperti flour, oksigen, dan nitrogen), pasangan electron yang dipakai
bersama lebih tertarik ke unsur tersebut, sehingga bermuatan agak negatif
tetapi juga memiliki sedikitnya satu pasangan bebas, sedangkan hidrogen
agak positif. Dalam keadaan seperti itu, hidrogen dapat membentuk ikatan
tambahan dengan atom elektronegatif lain yang berada di dekatnya.
Pertimbangan dua molekul air yang datang bersama
Hidrogen+ pada gambar tersebut begitu kuat tertarik ke pasangan
bebas seolah-olah membentuk koordinasi (kovalen dativ) obligasi.
Air sebagai contoh "sempurna" ikatan hidrogen
Masing-masing molekul air dapat membentuk empat ikatan
hidrogen dan setiap satu dari empat ikatan hidrogen tersebut dapat terlibat
dalam ikatan hidrogen. Namun, ikatan hidrogen sangat lemah (kurang
lebih 20 Kj mol-1) tetapi mempengaruhi titik didih dan titik lebur senyawa.
Ini yang menyebabkan titik didih air lebih tinggi dibandingkan
amonia atau hidrogen flourida. Dalam kasus amonia, jumlah ikatan
18
hidrogen masing-masing hanya memiliki satu pasangan elektron bebas.
Sedangkan, dalam kelompok molekul amonia tidak terdapat pasangan
elektron bebas di sekitar hidrogen.
Dalam flourida hidrogen, terjadi kekurangan hidrogen. Dalam air,
ada nomor masing-masing yang benar. Inilah bahwa air dapat dianggap
sebagai ikatan hidrogen yang sempurna.
Dalam ikatan hidrogen ini juga terjadi proses hidrasi, yaitu proses
ketika sebuah substansi ionik larut dalam air, maka air di sekitar ion akan
terpisah.
Gambar 17. Proses hidrasi dalam
ikatan hidrogen
Diagram tersebut menunjukkan potensi ikatan hidrogen yang
terbentuk pada ion klorida (Cl-). Walaupun pasangan mandiri pada ion
klorida umumnya tidak cukup aktif untuk membentuk ikatan hidrogen,
namun ion klorida dibuat tertarik pada ikatan hidrogen oleh muatan negatif
pada klor.
Ikatan hidrogen pada alkohol
Alkohol adalah suatu molekul organik yang mengandung OH-. Dan
setiap molekul yang memiliki atom hidrogen yang terikat langsung ke
oksigen atau nitrogen adalah ikatan hidorgen yang sempurna. Ikatan
hidrogen membuat molekul mendekat dan memerlukan suhu yang tinggi
untuk memisahkan ikatan tersebut.
Contohnya ethanol, CH3COOH, dan methoxymethane, CH3-O-CH3,
yang mana keduanya memiliki rumus molekul yang sama.
19
Ikatan hidrogen dapat terjadi antara molekul etanol, meskipun tidak
secara efektif dalam air. Ikatan hidrogen dibatasi hanya ada satu hidrogen
pada tiap molekul etanol dengan muatan positif (+).
Dalam methoxymethane positif, atom hidrogen terpasang langsung
ke unsur yang sangat elektronegatif untuk terjadi ikatan hidrogen.
Titik didih etanol dan methoxymethane menunjukkan efek yang
drastis bahwa ikatan hidrogen sangat berpengaruh pada molekul etanol.
Etanol (dengan ikatan hidrogen) 78,5oC
Methoxymethane (tanpa ikatan hidrogen) -24,8oC
Membandingkan dua alkohol yang mengandung OH- tetapi dua
alkohol tersebut tidak sama. Titik didih tinggi karena ikatan hidrogen
tambahan langsung terikat pada oksigen.
Ikatan hidrogen dalam molekul organik yang mengandung nitrogen
Ikatan hidrogen juga terjadi pada molekul organik yang
mengandung kelompok NH- dalam jenis yang sama seperti yang terjadi
pada amonia. Contohnya yaitu CH3NH2 (metilamin) pada molekul
sederhana, protein dan DNA pada molekul besar.
Dua untai double helix yang terkenal pada DNA disatukan oleh
ikatan hidrogen antara atom hidrogen yang terikat pada nitrogen pada satu
20
untai rantai tersebut, dan pasangan bebas pada nitrogen atau oksigen yang
lain.
5. Ikatan Ion
Cara terbentuknya ikatan ion
Atom yang cenderung melepaskan elektron bertemu dnegan yang
cenderung menerima elektron akan membentuk ikatan ion. Ikatan ion
adalah ikatan antara ion positif dan negatif, karena partikel yang
muatannya berlawanan tarik menarik. Ion positif dan negatif dapat
terbentuk bila terjadi serah terima elektron antara atom. Atom yan
melepaskan elektron akan menjadi ion positif, dan sebaliknya yang
menerima elektron menjadi ion negatif, seperti Na dan Cl.
Secara ringkas dapat dituliskan :
Na → Na+ + e
(Cl2 + 2e→2 Cl-)1/2
Na + Cl → Na+ + Cl- atau NaCl (senyawa ion)
Contoh lain adalah atom K dengan S, Ca dengan F, dan Mg dengan S.
(K → K+ + e) x2
S + 2e→S2-
2K + S → 2K+ + S- atau K2S
Ca → Ca2+ + 2e
F2 + 2e→2 F-
Ca + F2 → Ca2+ + 2F- atau CaF2
Mg → Mg2+ + 2e
S + 2e→S2-
Mg + S → Mg2+ + S2- atau MgS
21
Jadi, ikatan ion terbentuk melalui proses serah terima elektron.
Supaya jumlah elektron yang diberikan suatu atom sama dengan yang
diterima atom lain, maka koefisien reaksinya harus disamakan.
Catatan :
1) Jumlah elektron yang dilepaskan atau diterima atom harus sesuai
dengan kecenderungan atau golongannya.
2) Unsur logam ditulis sebagai monoatom, seperti K, Co, dan Hg.
3) Unsur bukan logam yang berwujud gas ditulis sebagai diatom (H2, O2,
N2, F2, Cl2, Br2 dan I2).
4) Unsur karbon, belerang, dan fosfor dituliskan masing-masing sebagai
C, S atau S8, dan P4.
Contoh soal 1:
Tentukan rumus senyawa antara unsur :
a. Litium dengn oksigen
b. Barium dengan iod
c. Aluminium dengan klor
d. Aluminium dengan belerang
Jawab :
a. (Li → Li+ + e)x4
O2 + 4e→2O2-
4Li + O2 → 4Li+ + 2O2- atau 2Li2O
b. Ba → Ba2+ + 2e
I2 + 2e→2I-
Ba + I2 → Ba2+ + 2I- atau BaI2
c. (Al → Al3+ + 3e) x2
(Cl2 + 2e→2 Cl-)x3
2Al +3Cl2 → 2Al3+ + 6Cl- atau 2AlCl3
d. (Al → Al3+ + 3e) x2
(S + 2e→S2-)x3
22
2Al + 3S2-→ 2Al + 3S2- atau Al2S3
Rumus dan nama senyawa ion
Menuliskan rumus dan nama senyawa yang sesuai dengan aturan
sangat penting dalam ilmu kimia. Aturan untukm senyawa ion adalah
sebagai berikut.
1. Mengetahui ion positif (kation) dna ion negatif (anion) serta jumlah
muatan masing-masing. Seperti telah dinyatakan, bahwa ion unsur
golongan utama mempunyai konfigurasi elektron seperti gas mulia.
Akibatnya, muatan ionnya bergantung pada golongan masing-masing
unsur.
Tabel 2. Ion positif (kation) dan ion negatif (anion) beberapa unsur
golongan utama
1+ 2+ 3+ 3- 2- 1-Li+Na+ Mg2+ Al3+ N3- O2- F-
K+ Ca2+ P3- S2- Cl-
Rb+ Sr2+ Se2- Br-
Cs+ Br2+ Te2- I-
2. Menuliskan ion positif di depan dan ion negatif di belakang, serta
memberi indeks masing-masing ion agar jumlah muatan positif sama
dengan muatan negatif. Indeks itu harus sekecil mungkin sehingga
didapat rumus empiris.
BaI2 bukan I2Ba
AlCl3 bukan Cl3Al
Al2S3 bukan S3Al2
3. Menuliskan nama senyawa ion dimulai dari ion positif dan kemudian
negatifnya serta ditambah akhiran –ida.
Rumus NamaNaCl Natrium klorida
23
AlI3 Aluminium iodidaK2O Kalium oksidaMgS Magnesium sulfidaCaBr2 Kalsium bromida
Yang dikemukakan di atas hanyalah ion positif golongan utama
(IA, IIA, dan IIIA), tetapi harus diingat bahwa unsur golongan transisi juga
dapat membentuk ion positif dengan melepaskan elektron orbital s kulit
luar, dan juga ada yang diikuti oleh elektron orbital d-nya, contoh Zn2+ dan
Fe3+.
Zn → Zn2+ +2e
[Ar] 3d104s2 [Ar] 3d10
Fe → Fe3+ +3e
[Ar] 3d64s2 [Ar] 3d5
Unsur blok p bagian kiri dan bawah (disebut post transisi) juga
bersifat logam dan dapat melepaskan elektron orbital p dan jika perlu
orbital s kulit terluarnya, contohnya Sn.
Sn → Sn2+ + 2e
[Kr] 4d105s25p2 [Kr] 4d10
Jadi, ternyata elektron kulit terluar ion unsur transisi dna post
transisi tidak sama dengan gas mulia sehingga sulit meramalkan jumlah
muatan ionnya. Selain itu, sebagian unsur ini mempunyai ion lebih dari
satu macam.
Tabel 3. Bentuk kation dari beberapa unsur golongan transisi dan
post transisi
Krom Cr2+ Cr3+ Emas Au+ Au3+
Mangan Mn2+ Mn3+ Seng Zn2+ -Besi Fe2+ Fe3+ Kadmium Cd2+ -Kobalt Co2+ Co3+ Raksa Hg2+ Hg2+
Nikel Ni2+ - Timah Sn2+ Sn4+
Tembaga Cu+ Cu2+ Timbal Pb2+ Pb4+
Perak Ag+ - Bismut Bi3+ -
24
Untuk membedakan satu ion dengan yang lain, dibelakang nama
ion diberi angka sesuai muatannya, atau memberi akhiran tertentu, seperti
contoh berikut :
Fe2+ ion besi (II) atau ion feri
Fe3+ ion besi (III) atau ion fero
Cu+ Ion tembaga (I) atau ion kupro
Cu2+ ion tembaga (II) atau ion kupri
Hg+ ion raksa (I) atau ion merkuro
Hg2+ ion raksa (II) atau ion merkuri
Au+ ion emas (I) atau ion auro
Au3+ ion emas (III) atau ion auri
Cr2+ ion krom (II) atau ion kromo
Cr3+ ion krom (III) atau ion kromi
Mn2+ ion mangan (II) atau ion mangano
Mn3+ ion mangan (III) atau ion mangani
Co2+ ion kobalt (II) atau ion kobalto
Co3+ ion kobalt (III) atau ion kobalti
Sn2+ ion timah (II) atau stano
Sn4+ ion timah (IV) atau stani
Pb2+ ion timbal (II) atau plumbo
Pb4+ ion timbal (IV) atau plumbi
Contoh soal 2:
Tuliskan rumus dan nama senyawa antara :
a. Besi dengan klor
b. Emas dengan belerang
c. Raksa dengan belerang
d. Seng engan flour
e. Perak dengan oksigen
Jawab :
25
a. FeCl2 fero kloroda atau besi (II) klorida
FeCl feri kloroda atau besi (II) klorida
b. Au2S auro sulfida atau emas (I) sulfida
Au2S3 auri sulfida atau emas (III) sulfida
c. HgBr merkuro bromida atau raksa (I) bromida
HgBr2 merkuri bromida atau raksa (II) bromida
d. ZnF2 seng flourida atau seng (II) flourida
e. Ag2O perak oksida atau perak (I) oksida
Ion tidak hanya terbentuk dari satu atom (monoatom) tetapi juga
dari sekelompok atom yang disebut ion poliatom, contohnya ion nitrat
bermuatan negatif satu. Artinya muatan negatif bukan hanya untuk N atau
salah satu O, tetapi milik keempat atom, dan biasa dituliskan NO3-. ion
poliatom yang banyak ditemukan tercantum pada tabel 5.
Jika diperhatikan, ternyata kebanyakan ion poliatom mengandung
oksigen, dengan nama berakhiran at dan yang lain diberi kahiran it. Cara
terbentuknya ion ini akan dibicarakan pada pasal 6.3. Rumus dan nama
senyawa ion poliatom sama dnegan monoatom, tetapi anion yang poliatom
tidak perlu ditambah akhiran ida. Indeks ion poliatom harus ditulis setelah
diberi tanda kurung.
Tabel 4. Contoh penulisan indeks ion poliatom setelah diberi tanda kurung
Ion Rumus Nama2NH4+ + S2- (NH4)2S Amonium sulfidaCa2+ + 2NO3- Ca9NO3)2 Kalsium nitrat2NH4+ + SO4
2- (NH4)2SO4 Amonium sulfatFe3+ + 3OH- Fe(OH)3 Feri hidroksidaAl3+ + 3CH3COO- Al(CH3COO)3 Aluminium asetatZn2+ + Cr2O7
2- ZnCr2O7 Zink dikromat
Tabel 5. Ion poliatom yang umum ditemukan
Kation Nama NH4+ AmoniumH3O+ Hidronium
26
N2H5+ Hidrozinium
Anion Nama CO3
2- KarbonatHCO3
- BikarbonatC2O4
2- OksalatCN- Sianida NO3- NitratOH- hidroksida
Anion Nama Anion NamaSO4
2- Sulfat H2PO4- Dihidrogen fosfatSO3
2- Sulfit Cr2O4- Kromat HSO4
- Bisulfat Cr2O72- Dikromat
HSO42- Bisulfit MnO4
- permanganatClO4
- Perklorat CH3COO- asetatClO3- Klorat CNS- tiosianatClO2- Klorit S2O3
2- TiosulfatClO- Hipoklorat AlO2
- AluminatPO4
3- Fosfat IO3- Iodat
HPO42- Hidrogen fosfat
Sifat senyawa ion
Senyawa ion yang terbentuk dari ion positif dan negatif tersusun
selang-seling membentuk molekul raksasa dan akan mempunyai sifat
tertentu.
1) Titik didih dan titik lebur
Daya tarik antara ion positif dan negatif dalam senyawa ion cukup
besar, dan satu ion berikatan dengan beberapa ion yang muatannya
berlawanan. Akibatnya, titik lebur dan titik didih senyawa ion lebih
tinggi dibandingkan senyawa kovalen.
Tabel 6. Perbandingan titik lebur dan titik didih beberapa senyawa ion
dan kovalen
Senyawa ion Titik Lebur Titik didihNaClCaCl2
MgCl2
800772712
147014121412
Senyawa kovalen
27
HClCONH3
CH4
-86,8-199-77,7-162
-114,2-192-33,4-33
2) Kelarutan
Pada umumnya senyawa ion larut dalam pelarut polar (seperti air dan
amonia), karena sebagian molekul pelarut menghadapkan kutub
negatifnya ke ion positif, dan sebagian lagi menghadapkan kutub
positifnya ke ion negatif. Akhirnya, ion-ion terpisah satu sama lain.
3) Hantaran listrik
Hntaran listrik terjadi bila medium mengandung partikel bermuatan
yang dapat bergerak bebas, seperti elektron dalam sebatang logam.
Senyawa ion berwujud padat tidak menghantarkan listrik karena ion
positif dan negatif terikat kuat satu sama lain. Akan tetapi cairan
senyawa ion akan menghantarkan listrik karena ion-ionnya menjadi
lepas dan bebas. Hal ini dapat terjadi bila dilarutkan dalam pelarut
polar (misalnya air) karena terionisasi.
4) Kekerasan
Karena kuatnya ikatan antara ion positif dan negatif, maka senyawa
ion berupa padatan keras dan berbetuk kristal. Permulaan kristal itu
tidak mudah digores atau digeser.
6. Ikatan Logam
Pada pembahasan ini akan diperkenalkan mengenai ikatan dalam
logam, dan akan dijelaskan bagaiman terjadinya ikatan logam dan
mengapa terjadi perbedaan kekuatan ikatan logam dari logam yang satu
dengan logam yang lainnya.
Apakah Ikatan Logam ?
28
1) Ikatan Logam Natrium (Gol. I A)
Logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi
untuk menunjukkan ikatan yang kuat antar atomnya. Bahkan untuk
sebuah logam natrium (titik lebur 97,8o C), meleleh pada suhu yang
lebih tinggi daripada unsur Neon.
Natrium memiliki struktur elektronik 1s2 2s2 2p6 3s1. Ketika atom
natrium berikatan bersama-sama, elektron dalam orbital 3s dari satu
atom natrium akan berbagi ruangan dengan elektron yang terikat dari
atom tetangganya untuk membentuk orbital molekul dengan ikatan
kovalen.
Dalam orbital molekul tersebut, elektron dapat bergerak bebas,
dan setiap elektron dapat terlepas dari atom induknya, sehingga keadaan
seperti ini disebut dengan keadaan terdelokalisasi. Hal yang menjadi
dasar terbentuknya ikatan logam adalah adanya penyatuan dari orbital
atom terluar yang berisi elektron dan membentuk sistem terdelokalisasi
tersebut.
Gambar 19. Ion positif tersebar dalam lautan elektron.
Gambar ini menunjukkan teori elektron bebas, dalam Kristal
logam terdapat elektron yang bergerak bebas. Atom melepaskan
elektron valensinya sehingga terbentuk ion positif (kation) yang
dikelilingi oleh banyak elektron. Dan dari gambar tersebut pandangan
yang benar adalah bahwa logam terbuat daripada atom. Setiap atom
pusat positif pada gambar mewakili semua sisa atom yang terpisah dari
elektron terluar, tetapi elektron tersebut tidak hilang dan tetap ada pada
29
struktur, hanya kemungkinannya tidak memiliki keterikatan pada atom
tertentu. Oleh karena itu logam natrium ditulis sebagai Na- bukan Na+.
2) Ikatan Logam Magnesium (Gol. II A)
Setiap atom magnesium memiliki lebih dari satu proton di alam
inti atom jika dibandingkan dengan atom natrium, sehingga pada atom
magnesium tidak hanya akan ada lebih banyak elektron terdelokalisasi,
tetapi juga akan terjadi daya tarik yang lebih besar antar elektron
tersebut.
Kemudian, atom magnesium memiliki jari-jari yang lebih
pendek daripada atom natrium , sehingga elektron yang terdelokalisasi
lebih dekat ke inti. Dan atom magnesium dapat membentuk ikatan,
yaitu ikatan valensi yang lebih banyak dengan atom tetangganya
dibandingkan dengan atom natrium. Kedua hal ini menyebabkan
terjadinya peningkatan kekuatan logam pada atom magnesium.
3) Ikatan Logam Transisi
Titik leleh dan titik didih pada logam transisi cenderung sangat
tinggi, karena logam transisisi melibatkan elektron di 3d dan 4s dalam
sistem terdelokalisasi. Semakin banyak elektron yang dilibatkan dalam
delokalisasi, maka ikatan logam akan semakin kuat.
4) Ikatan Logam pada Logam Cair
Ikatan logam, pada logam yang cair tetap ada, meskipun
strukturnya telah hancur. Ikatan logam tidak sepenuhya rusak hingga
logam tesebut mendidih, Pada pencairan logam, ikatan logam tersebut
hanya berubah mejadi kendur namun tidak hancur.
Teori elektron bebas
Drude dan Lorentz menyatakan bahwa dalam kristal logam terdapat
elektron yang bergerak bebas. Atom melepaskan elektron valensinya
30
K – KK - KK – KK - KK – KK - K
K K - K KK K - K KK – KK - K
K+ K - K KK – K - K KK – K K - K
K K K - K+K K - K KK – K - K K
sehingga terbentuk ion positif (kation) yang dikelilingi oleh banyak
elektron. Teori ini bertolak dari sifat hantaran logam. Sebatang logam
dapat menghantarkan listrik karena elektron dapat mengalir dari satu ujung
ke ujung lain bila diberi tegangan.
Pendekatan dengan teori ikatan valensi
Berdasarkan teori ikatan valensi, elektron valensi atom logam dapat
membentuk pasangan terikat dengan elektron valensi atom lain di
dekatnya. Pasangan ini tidak tetap antara dua atom, tetapi terjadi sesaat dan
pindah membentuk pasangan dengan atom tetangga lain. Proses
pemindahan ini berlangsung sangat cepat sehingga tidak dapat diamati,
contohnya kalium. Seperti pada gambar 20.
Pendekatan dengan teori orbital molekul
Dalam logam yang berupa molekul raksasa, tidak terdapat molekul
atom melainkan orbital molekul raksasa itu. Karena semua elektron atom
logam berada dalam orbital molekul, maka atom-atom tersebut terikat kuat
satu sama lain.
Gambar 20. Atom K dapat membentuk pasangan elektron sesaat dengan
atom K lain di sekitarnya
31
Cl Cl Cl Cl...........................
Gaya van der Waals
Elektron dalam orbital molekul dapat tereksitasi keluar bila diberi
energi potensial, sehingga logam dapat mengahantarkan arus listrik
(konduktor).
Sifat logam
Atom logam berikatan kuat dengan atom logam sekitarnya. Jika
diberi tekanan maka sebaris atau selapis atom itu dapat bergeser
kedudukannya, dan kemudian dapat berikatan lagi dengan atom yang di
sampingnya. Akibatnya, logam dapat ditempa, dibengkokkan, atau
dibentuk sesuai dengan keinginan.
7. Gaya van der Waals
Banyak bukti menunjukkan bahwa ada gaya tarik antar molekul,
contohnya pada Cl2
Gaya ini disebut gaya van der waals dan sangat lemah
dibandingkan ikatan ion dan kovalen. Gaya van der waals dapat terjadi
antara partikel yang sama atau berbeda. Gaya ini terjadi karena adanya
sifat kepolaran partikel tersebut. Makin kecil kepolaran makin kecil pula
gaya van der waals-nya.
Kepolaran partikel ada yang permanen dan ada yang tidak.
Kepolaran permanen terjadi akibat kepolaran ikatan dalam molekul,
sedangkan kepolaran tidak permanen karena terinduksi oleh partikel
bermuatan sehingga molekul bersifat polar sesaat secara spontan. Gaya van
der waals dibagi berdasarkan kepolaran partikelnya sebagai berikut
32
1) Antaraksi ion-dipol
Partikel yang berbeda dapat saling berikatan atau tarik-menarik bila
yang pertama adalah ion dan yang lain molekul polar (dipol). Gaya
tarik listrik ini disbut antaraksi ion-dipol, contohnya:
H+ + H2O → H3O+
Ag+ + 2NH3 → Ag(NH3)2+
Al3+ + 6H2O → Al(H2O)63+
Na+ + nH2O → Na(OH2)n+
2) Antaraksi dipol-dipol
Antaraksi antara molekul polar 9dipol) terjadi antara ekor dan kepala.
artinya, kutub positif molekul yang satu tarik-menarik dengan kutub
negatif yang lain. Ikatan hidrogen termasuk antaraksi jenis
ini.Antaraksi dipol-dipol antara molekul yang berbeda merupakan
faktor yang menentukan kelarutan zat dalam pelarut.
3) Antaraksi ion-dipol terinduksi
Antaraksi ion-dipol terinduksi adalah mokelul netral menjadi dipol
akibat induksi partikel bermuatan yang berada di dekatnya. Jika
induksi disebabkan oleh ion, maka terjadi antaraksi antara ion tersebut
dengan molekul dipol yang terinduksi sehingga disebut antaraksi ion-
dipol terinduksi.. Contohnya:
I- + I2 → I3-
Hg2+ + Hg → Hg22+
Pada pembahasan ini akan menjelaskan mengenai asal-usul dari
dua bentuk antaraksi antar molekul yang lemah- gaya dispersi van der
waals, dan antaraksi dipol-dipol.
Apa Daya Tarik Antar Molekul Itu?
5) Antarmolekul vs Intramolekul
33
Kiri Kanan
Antaraksi antarmolekul adalah antaraksi antara satu molekul
dengan molekul tetangganya. Sedangkan kekuatan daya tarik
tersendiri yang memegang molekul individu bersama (misal, ikatan
kovalen) dikenal sebagai antaraksi intramolekul. Dua kata ini pada
kenyataannya adalah sejenis, sehingga yang dipergunakan dalam
pembahasan selanjutnya hanyalah kata antarmolekul. Selanjutnya,
semua molekul nantinya akan mengalami daya tarik antarmolekul,
meskipun dalam beberapa kasus mereka terjadi antaraksi yang sangat
lemah.
6) Gaya Van Der Waals : Gaya Dispersi
Gaya dispersi merupakan salah satu dari dua jenis gaya van der
waals, gaya dispersi ini disebut juga dengan gaya London.
Asal gaya dispersi van der waals, yaitu :
: molekul nonpolar memiliki sebaran muatan
(awan elektron yang simetris)
: namun, pergerakan elektron yang sewaktu-waktu
berada lebih dekat ke salah satu ujung molekul,
mengakibatkan ujung yang lain kelebihan
elektron dan bermuatan negative (-), sementara
ujung yang lainnya akan kekurangan elektron,
sehingga bermuatan positif (+). Sesaat kemudian
elektron akan kembali bergerak ke ujung yang
lain, dan membalikkan polaritas molekul,
peristiwa-peristiwa ini dikenal dengan
pembentukan dipol sesaat.
Kemudian, bagaimana dipol sesaat tersebut dapat
menimbulkan gaya tarik antarmolekul?
34
Sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara (dipol
sesaat) akan didekati oleh salah satu molekul non polar. Pada
kenyataannya, salah satu molekul cenderung memiliki polaritas yang
lebih besar pada waktu yang sama, sehingga akan menjadi dominan
terhadap molekul yang lainnya. Pada diagram di atas, dipol sesaatnya
(sebelah kiri), di sisi kanan bermuatan positif dan di sisi kirinya
bermuatan negatif.
Hal ini selanjutnya mengakibatkan molekul non polar yang
berada di sebelah kanan, elektronnya akan cenderung tertarik oleh
ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri, peristiwa ini
mengakibatkan terbentuknya dipol terimbas/terinduksi untuk molekul
non polar yang mendekati dipol sesaat dan berorientasi sedemian rupa,
sehingga sisi kanan dari dipol terinduksi menjadi bermuatan negatif.
Sesaat kemudian, elektron yang berada pada dipole sesaat akan
bergerak ke ujung yang lain. Dalam melakukannya mereka akan
menolak elektron yang berada pada dipol terinduksi.
Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi masih ada
muatan positif (+) dan negatif (-). Selama molekul tetap berdekatan
satu dengan yang lainya, polaritas akan terus berfluktuasi dalam
sinkronisasi sehingga daya tarik antarmolekul selalu dipertahankan.
Dan selama molekul selalu berdekatan, maka gerakan disinkronisasi
dari elektron dapat terjadi atas sejumlah besar molekul.
35
Diagram ini menunjukkan bagaimana seluruh kisi molekul
dapat disatukan dalam bentuk padat dengan gaya dispersi van der
waals.
Kekuatan gaya dispersi antarmolekul adalah lebih lemah dari
pada ikatan kovalen dalam molekul. Dan ukuran daya tarik tersebut
bervariasi tergantung dengan ukuran serta bentuk molekul.
Semakin banyak elektron yang dimiliki, dan semakin jauh
elektron tersebut dapat bergerak, maka akan semakin besar ukuran
dipole sesaat, yang akan mengakibatkan semakin besar gaya dispersi.
Dan hal ini juga menunjukkan bahwa semakin besar ukuran molekul,
maka molekul tersebut akan memiliki titik didih yang lebih tinggi
pula.
Bentuk molekul juga penting. Molekul yang tipis panjang
dapat mengembangkan dipol sesaatnya (pergerakan elektronnya) lebih
besar daripada molekul yang pendek dan gemuk, meskipun
mempunyai jumlah elektron yang sama. Molekul tipis panjang juga
bias tersusun erdekatan secara bersama-sama.
Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-
metilpropana keduanya memiliki rumus molekul C 4 H 10, tetapi atom-
atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai
tunggal, tetapi 2-metilpropana adalah sebuah rantai yang lebih pendek
dengan sebuah cabang.
Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya
dispersi yang lebih besar. Molekul-molekul lebih panjang (dan
36
mengatur dipol sesaat lebih besar) dan bisa tersusun lebih dekat
bersama-sama daripada molekul 2-metilpropana.
7) Gaya Van Der Waals : Interaksi dipol-dipol
Semua antaraksi antarmolekul secara kolektif dikenal sebagai
gaya van der Waals. Berbagai jenis antaraksi antar molekul pertama
kali dijelaskan oleh orang yang berbeda dan pada waktu yang berbeda
pula. Gaya dispersi, misalnya, digambarkan oleh London pada tahun
1930; dan interaksi dipol-dipol oleh Keesom pada tahun 1912.
Sangat penting untuk diketahui, bahwa semua molekul
mengalami gaya dispersi. Tetapi interaksi dipol-dipol bukan
merupakan pilihan dari gaya dispersi, interaksi ini terjadi di luar gaya
dispersi. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik
didih yang lebih tinggi dibandingkan molekul yang hanya memiliki
dipol sesaat.
Interaksi dipol-dipol lebih kuat jika dibandingkan dengan gaya
dispersi. Dan pengaruh dari interaksi ini hanya benar-benar dapat
dilihat jika kita membandingkan dua molekul dengan jumlah elektron
yang sama dan dengan ukuran yang sama pula. Misalnya, titik didih
etana, CH3CH3, dan flouromethane, CH3F.
Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, ukurannya
pun mirip, sehingga gaya dispersi kedua molekul harus dalam
keadaan sama.
Titik didih yang lebih tinggi dari fluoromethane disebabkan
oleh dipol permanen yang besar pada molekul karena
37
elektronegativitas tinggi fluor. Namun, ketika diberi polaritas
permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat
sekitar 10o.
Berikut ini adalah contoh lain yang menunjukkan
dominasi kekuatan dispersi. Trichloromethane, CHCl 3, merupakan
molekul yang sangat polar karena elektronegativitas dari tiga klor.
Akan ada antaraksi dipol-dipol yang cukup kuat antara satu molekul
dan tetangganya.
Di sisi lain, tetraklorometana, CCL 4, adalah non-polar. Bagian
luar molekul secara seragam tersusun ke segala arah. CCL 4 harus
mengandalkan hanya pada gaya dispersi.
Jadi yang memiliki titik didih tertinggi? CCL 4, karena
merupakan molekul yang lebih besar dengan lebih banyak elektron.
Kenaikan gaya dispersi lebih baik daripada mengganti hilangnya
interaksi dipol-dipol..
Titik didihnya adalah:
CHCl3 = 61,2oC dan CCl4 = 76.8oC
Faktor yang mempengaruhi ikatan logam
Faktor yang mempengaruhi ikatan logam, yaitu:
1) Jumlah elektron valensi (semakin banyak elektron valensi maka
semakin kuat ikatan logam)
2) Ukuran atom (semakin kecil jari-jari atom semakin kuat ikatan logam)
38
3) Struktur logam (semakin kompak struktur logam maka semakin kuat
ikatan logam)
C. ELEKTRONEGATIVITAS
Pada pembahasan ini, menjelaskan apa, bagaimana dan mengapa
elektronegativitas bervariasi pada tabel periodik serta bagaimana perbedaan
elektronegativitas mempengaruhi jenis ikatan dan menjelaskan apa yang
dimaksud dengan ikatan polar dan molekul polar
Elektronegativitas adalah ukuran kecenderungan untuk menarik
pasangan elektron yang dipakai bersama dalam ikatan kovalen.
(i) (ii) (iii)
Pasangan elektron yang dipakai bersama ditarik oleh kedua inti atom.
Jika intinya (A dan B) sama, pasangan itu akan berada di tengah inti atom, pada
gambar (i). Jika intinya berbeda (A dan B), pasangan lebih cenderung ke atom
yang lebih kuat daya tariknya, pada gambar (ii) yang mana B sedikit lebih
elektronegatif dari A sehingga B sedikit negatif dan A sedikit positif.
Contohnya terdapat pada kebanyakan ikatan kovalen, ikatan hidrogen-klor
pada HCl atau ikatan hidrogen-oksigen dalam air yang khas. Sedangkan pada
gambar (iii) B jauh lebih elektronegatif dari A, sehingga B mempunyai kontrol
penuh terhadap pasangan elektron dan A tidak mempunyai kontrol penuh atas
kedua elektron. Daya tarik tersebut biasanya disebut keelektronegatifan unsur.
Contohnya molekul H2 atau Cl2.
Jadi implikasi dari semua ini adalah tidak ada pembagian yang jelas
antara ikatan kovalen dan ikatan ion. Pada ikatan kovalen murni, elektron
pasangan berada persis di tengah antara dua atom. Pada ikatan polar, elektron
telah menarik sedikit ke arah salah satu ujungnya. Tidak adanya perbedaan
mengenai elektronegativitas mengarah pada ikatan kovalen murni non-polar.
39
Perbedaan elektronegativitas yang kecil menyebabkan ikatan kovalen polar dan
perbedaan yang besar menyebabkan ikatan ion.
Berikut ini nilai elektronegativitas:
Polar obligasi dan molekul polar
Diagram hubungan elektronegatifitas dan polaritas ikatan:
40
Diagram hubungan elektronegatifitas dengan ukuran atom:
Pada CCl4, tiap ikatannya adalah ikatan polar
Secara keseluruhan, molekul tersebut bukan merupakan ikatan polar
karena tidak memiliki akhir (sisi) yang sedikit negatif dan salah satu yang
sedikit positif. Seluruh bagian luar molekul agak negatif, tetapi tidak ada
pemisahan keseluruhan baik dari atas ke bawah maupun dari kiri ke kanan.
Sebaliknya pada CHCl3 adalah polar
Hidrogen di bagian atas molekul kurang negatif daripada karbon dan
juga kurang positif. Ini berarti bahwa molekul sekarang memiliki sedikit positif
41
“atas” dan sedikit negatif “bawah”, dan begitu juga pada seluruh molekul polar.
Namun, sebuah molekul polar bisa tidak sebanding dalam hal.
Pola elektronegativitas dalam tabel periodik
Pola elektronegatif dalam tabel periodik, unsur yang paling
elektronegatif adalah flour.
Tren elektronegativitas di periode
Grafik menunjukkan elektronegativitas dari natrium hingga klor yang
tidak memiliki elektronegativitas karena tidak membentuk ikatan.
Grafik menunjukkan pola elektronegativitas di Grup 1 dan 7.
Daya tarik sepasang elektron untuk inti tertentu tergantung pada :
42
1. Jumlah proton dalam inti
2. Jarak dari inti
3. Jumlah elektron screening dalam elektron
Gambar 21. Daya tarik
elektron pada senyawa
NaCl
Natrium dan klor memiliki ikatan pada tingkat-3. Pasangan elektro
disaring dari kedua nuklei oleh 1s, 2s dan elektron 2p, tetapi inti klor memiliki
6 proton lebih banyak di dalamnya. Sehingga pasangan elektron akan tertarik
begitu jauh ke arah klorin yang terbentuk ion karena jumlah energi akan
bertambah pada inti yang menarik pasangan elektron lebih kuat.
(hidrogen florida) (hidrogen klorida)
Pasangan ikatan terlindung dari inti flour karena adanya electron 1s2.
Pada klorin tersebut terlindung oleh semua elektron 1s22s22p6 . Jika pasangan
electron lebih dekat ke inti, daya tarik lebih besar, dan begitu pula sebaliknya.
Kemampuan polarisasi ion positif
Gambar 22. Kemampuan polarisasi ion
aluminium terhadap ion klorida
Contohnya adalah ion aluminium yang polarisasi ion klorida. Dalam
contoh aluminium klorida, pasangan elektron ditarik kembali ke arah 43
aluminium sehingga ikatan memjadi kovalen. Tetapi karena klorin lebih
elektronegatif dari aluminium, pasangan elektron tidak akan ditarik setengah
antara dua atom sehingga ikatan yang terbentuk akan polar.
Faktor-faktor yang mempengaruhi kemampuan polarisasi, yaitu
1. ion positif elektrik memdistorsi ion negatif terdekat
2. densitas muatan pada ion positif
D. MUATAN FORMAL DAN RESONANSI
Saat menentukan strukur lewis sering terdapat beberapa kemungkinan
struktur. Misalnya N2O
Struktur yang benar dapat ditentukan dengan muatan formal (Formal
Charge atau FC) .
Atau
Contoh:
Jumlah elektron ikatan = 2 x jumlah ikatan
44
Struktur lewis diterima jika muatan formal masing-masing atom = 0
atau muatan formal yang negatif berada di atom yang lebih elektronegatif pada
tiap dua atom yang berikatan.
a. Struktur A tidak diterima karena muatan formal kedua N = -1 dan O = +1
padahal O lebih elektronegatif dibandingkan N
b. Struktur B diterima karena muatan formal yang -1 berada di O yang lebih
elektronegatif
c. Struktur C diterima karena N kiri dan N kanan memiliki kelektronegatifan
sama (keduanya sama-sama nitrogen) sehingga tidak penting mana di
antaranya yang negatif.
Struktur B dan struktur C merupakan struktur yang saling resonansi.
Struktur resonansi adalah strukur yang memiliki perbedaan posisi
elektron, namun posisi atomnya.
Muatan formal
Muatan formal adalah suatu langkah untuk mengetahui struktur Lewis
mana yang lebih stabil bagi senyawa yang memiliki lebih dari satu struktur
Lewis.
Kriteria muatan formal
1) Muatan formal kecil (positif atau negatif) lebih disukai daripada besar
2) Muatan sama yang bersebelahan tidak disukai (gaya tolak)
3) Muatan formal dengan nilai lebih negatif harus diposisikan ada pada atom
yang elektronegatif
H2SO4 memiliki dua struktur Lewis yang memenuhi :
45
Eksperimen:
Ada 2 jenis ikatan antara S dan O pada H2SO4 → 157 pm
(S - O) & 142 pm (S=O) ¨ Struktur (2) yang realistis�
Alat bantu untuk memilih: Muatan formal
MF = Σ e- valensi – Σ e- nonikatan – ½ Σ e- ikatan
Seperti:
Struktur (1) memiliki 3 atom bermuatan → energi sangat tinggi (tidak stabil).
Contoh soal:
Gunakan konsep muatan formal untuk menentukan manastruktur
hidroksilamina, NH3O, yang terbaik.
Penyelesaian
Struktur (2) terbaik karena muatan formal semua atomnya adalah nol.
46
Resonansi
Resonansi adalah delokalisasi elektron pada molekul atau ion
poliatomik tertentu dimana ikatannya tidak dapat dituliskan dalam satu struktur
Lewis. Struktur molekul atau ion yang mempunyai delokaliasi elektron disebut
dengan struktur resonan.
Masing-masing struktur resonan dapat melambangkan struktur Lewis,
dengan hanya satu ikatan kovalen antara masing-masing pasangan atom.
Beberapa struktur Lewis digunakan bersama-sama untuk menjelaskan struktur
molekul. Namun struktur tersebut tidak tetap, melainkan ada sebuah osilasi
antara ikatan rangkap dengan elektron, saling berbolak-balik. Maka dari itu
disebut dengan resonansi. Struktur yang sebenarnya mungkin saja adalah
peralihan dari dua struktur resonan. Bentuk peralihan (intermediet) dari struktut
resonan disebut dengan hibrida resonan.
Resonansi dalam kimia diberi simbol garis dengan dua arah panah
(↔).contoh resonansi ozon (O3) Pada ozon, terdapat perpindahan elektron antar
inti yang dijelaskan dengan anak panah.
Kebanyakan ikatan dapat dideskripsikan dengan menggunakan lebih
dari satu struktur Lewis yang benar (misalnya pada ozon, O3). Dalam diagram
lewis (LDS: Lewis dot structure) O3, atom pusat akan memiliki ikatan tunggal
dengan satu atom dan ikatan rangkap dua dengan satu atom lainnya. Diagram
LDS tidak dapat memberitahukan kita atom mana yang berikatan rangkap;
atom pertama dan kedua yang berikatan dengan atom pusat memiliki
probabilitas yang sama untuk memiliki ikatan rangkap. Dua struktur yang
memungkinkan ini disebut sebagai struktur resonansi. Pada kenyataannya,
struktur ozon adalah hibrid resonansi antara dua struktur resonansi yang
memungkinkan. Daripada satu ikatan tunggal dan satu ikatan rangkap dua,
sebenarnya terdapat dua ikatan 1,5 dengan kira-kira tiga elektron pada setiap
atom.
Kasus resonansi yang khusus terlihat pada atom-atom yang membentuk
cincin aromatik (contohnya benzena). Cincin aromatik terdiri dari atom-atom
47
yang tersusun menjadi lingkaran (dihubungkan dengan ikatan kovalen) dan
menurut LDS akan memiliki ikatan tunggal dan rangkap dua yang saling
bergantian. Dalam kenyataannya, elektron-elektron cenderung secara merata
berada di seluruh ruang cincin. Pembagian elektron pada struktur aromatik
seringkali diwakili dengan cincin di dalam lingkaran atom.
Struktur titik Lewis (LDS) untuk molekul-molekul beresonansi
diperlihatkan dengan menciptakan struktur titik untuk setiap bentuk yang
memungkinkan, mengurung struktur-struktur tersebut, dan menghubungkan
satu sama lain dengan tanda panah berkepala ganda.
Sifat Umum Resonansi
Molekul atau ion yang dapat beresonansi mempunyai sifat-sifat berikut:
1. Dapat dituliskan dalam beberapa struktur Lewis yang disebut dengan
struktur resonan. Tetapi tidak satupun struktur tersebut melambangkan
bentuk asli molekul yang bersangkutan.
2. Di antara struktur yang saling beresonansi bukanlah isomer. Perbedaan
antar struktur hanyalah pada posisi elektron, bukan posisi inti.
3. Masing-masing struktur Lewis harus mempunyai jumlah elektron valensi
dan elektron tak berpasangan. yang sama.
4. Ikatan yang mempunyai orde ikatan yang berbeda pada masing-masing
struktur tidak mempunyai panjang ikatan yang khas.
5. Struktur yang sebenarnya mempunyai energi yang lebih rendah
dibandingkan energi masing-masing struktur resonan.
Contoh:
Bentuk kanonik (resonansi) benzena adalah
48
Jika persamaan gelombangnya diselesaikan, maka dengan
memperhitungkan partisipasi bentuk 1 dan bentuk 2 secara seimbang maka
diperoleh suatu bentuk yang energinya lebih rendah dari pada energi bentuk 1
dan bentuk 2. Perlu diperhatikan bahwa di dalam menjumlahkan fungsi
gelombang pada persamaan di atas, yang boleh dijumlahkan adalah fungsi
gelombang bentuk kanonik yang tingkat energinya sama atau paling tidak
hampir sama. Perbedaan energi antara molekul yang sebenarnya dengan energi
struktur. Lewis yang terendah energinya disebut energi resonansi.
Aturan resonansi
Ada beberapa petunjuk penting untuk menuliskan struktur resonansi
(biasa disebut struktur kanonik) dan untuk prakiraan secara kualitatif tentang
pentingnya.
1) Pergeseran elektron. Struktur resonansi adalah perubahan bolak-balik oleh
satu atau sederet. Biasanya satu senyawa dapat dituliskan dengan satu
struktur yang baik untuknya, dan beberapa struktur yang lain diturunkan
dari struktur pertama tersebut untuk keperluan konsistensi dengan semua
sifat-sifatnya yang teramati. Sebagai ilustrasi, kovalensi unsur-unsur di
dalam vinil klorida, rumus molekul dan prinsip-prinsip kimia organik
klasik mengarah pada struktur 1a sebagai rumus struktur yang baik untuk
senyawa tersebut. Akan tetapi bila dikaitkan dengan hasil penghitungan
panjang ikatan C-Cl, ikatan tersebut jauh lebih pendek daripada ikatan C-
Cl dalam alkil klorida sederhana (1,78 Å), momen dipole-nya lebih kecil
(1,44 D) daripada etil klorida (2,05 D), dan lebih inert terhadap nukleofil;
maka bentuk struktur 1 dipandang memberi kontribusi yang penting
kepada struktur hibrida resonansi vinil klorida. Struktur 2 diturunkan dari
struktur 1 melalui dua pergeseran elektron yang melibatkan pasangan
elektron bebas dan elektron π.
49
1 2
3 4 5
2) Struktur-struktur resonansi harus mempunyai elektron tak berpasangan
dalam jumlah yang sama.
Apabila kedua struktur mempunyai total elektron yang berbeda
maka strukturstruktur tersebut menyatakan spesies molekul yang berbeda
dan tidak dapat menjadi kontributor resonansi kepada hidrida resonansi
yang sama. Akan tetapi ada kemungkinan struktur-struktur mempunyai
elektron yang sama tapi berbeda jumlah elektron tak berpasangannya.
Jika elektron tak berpasangan dalam 4 mempunyai spin
antiparalel maka elektronelektron tersebut akan bergabung membentuk
ikatan dan akan ekuivalen dengan 3. Jika spin antiparalel dalam 5
kemudian bergeser lagi sampai membentuk pasangan elektron
menghasilkan 5 maka pastilah 5 ekuivalen dengan 1. Akan tetapi jika
elektron tak berpasngan dalam 4 dan 5 mempunyai spin yang paralel maka
struktur-struktur tersebut mempunyai multiplisitas yang berbeda, maka
struktur-struktur tersebut bukan kontributor kepada spesiaes molekul yang
sama seperti struktur 3.
3) Struktur resonansi yang mengikuti aturan (2) adalah struktur yang paling
stabil.
Sistem ikatan kovalen dengan dua, empat, atau enam elektron
adalah lebih stabil daripada sistem ikatan satu atau tiga elektron. Panjang
ikatan C-C dan kekuatan ikatan dalam benzena semuanya sama, dan
berada di antara nilai ikatan dalam etana dan etilena. Hal yang perlu
dipikirkan adalah ikatan dalam benzena adalah sistem ikatan tiga elektron.
Meskipun demikian, sistem ikatan tiga elektron jauh lebih lemah (±60
kkal/mol) dibanding dengan ikatan yang ada dalam benzena.
50
6 a 7 a6 b 7 a
Struktur di mana hidrogen mempunyai lebih dari dua elektron
dalam kulit valensinya (1s) atau atom unsur-unsur periode kedua
mempunyai lebih dari delapan elektron dalam kulit valensinya adalah jauh
lebih tidak stabil untuk menjadi kontributor dalam resonansi suatu molekul
dalam kondisi normal. Telah menjadi kenyataan bahwa unsur-unsur
berusaha untuk mempunyai delapan elektron valensi, dan prinsip ini
disebut aturan oktet Lewis. Unsur-unsur dalam periode ketiga dapat
menggunakan orbital 3s, 3p, atau 3d dan bukanlah hal yang tidak umum
bagi unsur-unsur periode tersebut untuk menampun lebih dari delapan
elektron dalam kulit valensinya. Sebagai contoh adalah senyawa belerang
dan fosfor.
4) Semakin kovalen ikatan-ikatan yang ada dalam suatu struktur ikatan
kovalen, semakin tinggi kestabilannya.
Ketika atom-atom saling mendekati satu sama lain di dalam jarak
ikatan kovalen, masing-masing orbital valensinya akan berganbung
membentuk orbital molekul ikatan atau atom-atom tersebut saling tolak-
menolak dengan kuat sampai berpisah. Setiap ikatan akan menambah
sekitar 50-100 kkal/mol kepada kestabilan sistem, sedangkan perbedaan
kestabilan bentuk resonansi hanyalah satu bagian dari jumlah tersebut,
struktur resonansi dengan jumlah ikatan yang lebih besar biasanya akan
lebih stabil.
5) Struktur ikatan kovalen dipolar umumnya lebih kurang stabil daripada
struktur nonpolar.
51
8 a 8 b
9 a
9 d
9 c9 b
Dua struktur resonansi asam karboksilat (8a dan 8b) mempunyai
jumlah ikatan yang sama tetapi 8b kurang stabil karena adanya pemisahan
muatan
Semakin jauh terpisah muatan yang tak sejenis, semakin tidak
stabil bentuk resonansi tersebut. Oleh karena itu, bentuk resonansi ionik
butadiena 9d ialah yang paling tidak stabil, dan 9b yang paling stabil.
Tentu saja bentuk non polar 9a yang paling stabil di antara semuanya dan
memberikan kontribusi yang paling tinggi kepada hibrida resonansi. Dapat
dikatakan bahwa struktur molekul normal adalah yang paling menyerupai
9a.
6) Struktur yang melibatkan muatan formal akan lebih stabil apabila muatan
negatif berada pada atom yang paling elektronegatif dan muatan positif
pada atom yang paling kurang elektronegatif.
Aturan ini menunjukkan bahwa bagi keton, bentuk ionik 10b lebih
stabil daripada 10c, dan hal ini diperkuat secara eksperimen dengan
momen dipole dan sifat-sifat kimia keton. Jadi jika pereaksi karbonil
mengadisi ke ikatan rangkap dua suatu keton, bagian positif pengadisi
selalu masuk kepada atom oksigen.
52
10 a 10 b 10 c
7) Semakin berdekatan derajat kestabilan struktur-struktur resonansi semakin
tinggi derajat resonansinya.
Sistem yang melibatkan struktur-struktur ikatan valensi yang
ekuivalen mempunyai derajat resonansi yang tinggi. Spesies-spesies
tersebut boleh bermuatan atau tidak bermuatan. Beberapa contoh sebagai
berikut:
Di dalam hal tersebut di atas, muatan berpindah-pindah sehingga
memberikan efek penyebaran muatan dan menghindari akumulasi muatan
berlebih pada satu atom. Prinsip elektronetralitas Pauling ini diketahui
mempunyai efek penstabil. Resonansi struktur-struktur yang mempunyai
jumlah ikatan yang sama (disebut resonansi isovalen) memberikatn
kontribusi beberapa kali lipat daripada jika struktur kontributor
mempunyai jumlah ikatan yang berbeda.
53
8) Resonansi hanya dapat terjadi antara struktur yang hubungannya sangat
dekat di mana posisi semua inti atom relatif sama.
Hal ini harus karena berguna untuk membatasi antara resonansi
dengan isomerisomer. Isomer adalah kenyataan sedangkan struktur
resonansi adalah hipotetik dan hanya pendekatan kepada struktur nyata.
Efek resonansi
Resonansi selalu menghasilkan perbedaan distribusi kerapatan
elektron bila dibandingkan dengan tidak adanya resonansi dalam suatu
molekul. Sebagai contoh, jika 11 adalah struktur nyata anilin, kedua pasangan
elektron bebas pada nitrogen akan sepenuhnya terletak pada atom tersebut.
Tetapi karena struktur nyata anilin bukanlah 11, tapi hibrida yang merupakan
sumbangan dari bentuk-bentuk kanonik seperti yang diperlihatkan maka
kerapatan elektron bebas tidak hanya terpusat pada nitrogen namun tersebar
merata ke dalam cincin. Penurunan kerapatan elektron pada satu posisi ini
disebut efek resonansi atau mesomeri. Dapat dikatakan bahwa NH2
berkontribusi atau mendonorkan elektronnya ke cincin melalui efek resonansi,
meskipun tidak ada kontribusi yang benar-benar terjadi. Efek ini muncul dari
fakta berubahnya posisi elektron dari posisi yang diharapkan di mana resonansi
tidak ada.
Di dalam amoniak di mana resonansi tidak ada, pasangan elektron
bebas berlokasi pada nitrogen. Jika satu atom hidrogen pada amoniak diganti
dengan cincin benzena maka elektron akan tertarik oleh efek resonansi, persis
sama dengan jika satu gugus metil menggantikan satu hidrogen benzena,
elektron akan disumbangkan dari metil oleh efek medan. Ide pemberian atau
54
11. Struktur nyata anilin
penarikan elektron hanya muncul dari proses membandingkan suatu senyawa
dengan senyawa yang sangat mirip, atau senyawa nyata dengan bentuk
kanonik.
E. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI: SIFAT IKATAN KIMIA
KOVALEN
Struktur molekul yang stabil ditentukan oleh susunan 3D atom-atom
dalam molekul itu:
1) Panjang ikatan ⇒ ukuran molekul
(jarak antarinti atom dalam ikatan tertentu)
2) Sudut ikatan ⇒ bentuk molekul
(orientasi relatif dua ikatan yang berdekatan)
Vibrasi molekul → panjang & sudut ikatan berubah-ubah → nilai rerata
diukur dengan spektroskopi & difraksi sinar-X.
1. Panjang dan Energi Ikatan
Panjang ikatan adalah Jarak antara atom-atom di dalam molekul
adalah sifat khas molekul dan dapat memberikan informasi berharga
apabila dibandingkan dengan ikatan yang sama dalam molekul yang
berbeda.
55
Tabel 7. Panjang dan energi ikatan
1 golongan: Z↑ →ukuran atom ↑ → panjang ikatan ↑ � → energi ikatan ↓
Contoh: Panjang ikatan F2 < Cl2 < Br2 < I2; ClF < ClBr
Energi ikatan HF > HCl > HBr > HI
Anomali energi ikatan
F2 << Cl2 > Br2 > I2 ⇒ kuatnya tolak-menolak antar atom F
yang sangat elektronegatif
N2 >> O2 >> F2 ⇒ faktor orde ikatan
Panjang ikatan dari sepasang atom tertentu hanya berubah sedikit dari satu
molekul ke molekul lain, sedangkan energi ikatan tidak begitu terulangkan
(+10%).
Contoh:
2. Orde Ikatan
Suatu ikatan kovalen mempunyai panjang dan energi tertetu.
Panjang ikatan kovalen adalah jarak antara dua inti yang berikatan.
Contohnya ikatan dalam H2. Energi ikatan adalah energi yang diperlukan
untuk memisahkan kedua atom sehingga menghasilkan partikel bebas atau
radikal bebas. Contoh ikatan H – H dalam H2:
H−H ( g ) → H ( g )+H (g)56
H H H H
H C H HH C. + : C H
H H (g) H (g) H (g)
etana etunaetena
dan ikatan C- C dalam C2H6
Orde ikatan adalah jumlah ikatan kovalen yang terdapat pada dua
atom yang berikatan.
Sebagai contoh:
Orde ikatan karbon-karbon pada etana, etena, dan etuna (asetilen)
berturut-turt adalah 1, 2, dan 3. Kerapatan lektron di antara dua atom yang
sejenis bergantung pada orde ikatan. Makin besar orde ikatan makin besar
kerapatan dan energinya, tetapi panjang ikatan makin kecil. Contoh ikatan
C – C, O – O, dan C – N. Seperti pada tabel berikut:
Ikatan Orde Ikatan Panjang Ikatan (pm)
Energi Ikatan (kJ mol-1)
Frekuensi Vebrasi (Hz)
C – C 1 154 370 3,0 x 1013
C = C 2 137 699 4,9 x 1013
C ≡ C 3 120 960 6,6 x 1013
O – O 1 143 350 3,2 x 1013
O = O 2 123 750 5,2 x 1013
C – N 1 147 300 3,7 x 1013
C ≡ N 3 116 730 6,8 x 1013
Tabel 8. Variasi orde ikatan dengan sifat-sifat lainnya
Orde ikatan rangkap juga ada pada ikatan antaratom selain C dan
antaratom tak sejenis, seperti pada tabel berikut:
57
Tabel 9. Orde ikatan rangkap pada ikatan antaratom selain C
F. STRUKTUR MOLEKUL : TEORI VSEPR
1. Teori VSEPR
Struktur lewis hanya menunjukkan bentuk molekul secara dua
dimensi. Bentuk molekul sebanarnya (3D) dapat ditentukan dengan teori
domain (pengembangan dari VSEPR).
Ide dasar teori VSEPR adalah adanya tolakan antara pasangan
elektron sehingga pasangan elektron tersebut akan menempatkan diri pada
posisi sejauh mungkin dari pasangan elektron lainnya. Posisi pasangan
elektron satu dengan yang lain yang semakin berjauhan akan menyebabkan
tolakan antar mereka menjadi semakin kecil. Pada posisi yang paling jauh
yang dapat dicapai, tolakan antar pasangan elektron menjadi minimal.
Tolakan antar pasangan elektron terjadi antara pasangan elektron
non-ikat yang terlokalisasi pada atom pusat dan elektron ikat secara ikatan
koordinasi. Teori VSEPR mengasumsikan bahwa masing-masing molekul
akan mencapai geometri tertentu sehingga tolakan pasangan antar elektron
di kulit valensi menjadi minimal.
Teori VSEPR, memaparkan prosedur untuk memprediksi bentuk
molekul dengan energi potensial terendah sebagai akibat adanya tolakan
pasangan elektron.
Perkiraan bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR
Teori VSEPR mengasumsikan bahwa setiap atom akan mencapai
bentuk dengan tolakan antar elektron yang dalam kulit terluar seminimal
58
mungkin. Aplikasi teori VSEPR pada senyawa sederhana dapat dilihat
pada Gambar 23.
Gambar 23. Struktur Lewis dan Bentuk Molekul BeF2, BF3, CH4, PF5 dan
SF6.
Pada BeF2 tidak ada lagi pasangan elektron non-ikat, karena semua
elektron dipakai untuk berikatan. Pasangan elektron akan saling menolak
satu dengan yang lain. Tolakan antar pasangan elektron minimal bila
kedua pasangan elektron menempati posisi yang sejauh mungkin. Berdasar
kenyataan tersebut, kedua atom F akan menempati posisi yang saling
berseberangan. Teori VSEPR memprediksi bentuk molekul BF2 adalah
linear dengan sudut ikat F-Be-F 1800.
Ada tiga tempat menemukan elektron di atom pusat ion boron
triflorida (BF3). Tolakan antar pasangan elektron dapat diminimalkan
dengan mengatur ketiga pasangan elektron ke ketiga sudut segitiga.
VSEPR memprediksi bentuk molekul BF3 adalah segitiga datar dengan
suduk ikat F-B-F 1200.
59
Molekul BeF2 dan BF3 merupakan molekul dua dimesional, dimana
atom-atom berada pada bidang yang sama. Jika metana (CH4) ditempatkan
pada bidang dua dimensi, maka metana akan mengadopsi bentuk molekul
segiempat datar dengan sudut ikat H-C-H 90o. Jika metana ditempatkan
pada bidang 3 dimensi, metana akan mengadopsi bentuk molekul
tetrahedral dengan sudut ikat H-C-H 109o28’
Tolakan antar kelima pasangan elektron di kulit terluar atom
belerang dalam molekul PF5 dapat diminimalkan dengan cara
mendistribusikan elektron-elektron tersebut ke sudut-sudut trigonal
bipiramidal. Tiga pasangan elektron dalam trigonal bipiramidal berada di
posisi ekuatorial dengan sudut ikat F-S-F sebesar120o, dan dua pasangan
di posisi aksial (posisi yang tegak lurus dengan bidang ekuatorial) dengan
sudut ikat F-S-F sebesar 90o.
Terdapat 6 atom F yang terikat secara langsung pada atom pusat
SF6. Tolakan antara keenam pasangan elektron tersebut diminimalkan
dengan cara mendistribusikan elektron-elektron ke sudut-sudut
oktahedron. Istilah oktahedron secara literatur berarti “delapan sisi”, tetapi
dalam konteks ini oktahedron diartikan sebagai “bangun yang mempunyai
enam sudut”. Untuk menggambarkan bentuk molekul SF6, tempatkan
atom-atom F di sisi yang berseberangan sepanjang sumbu X, Y dan Z yang
melewati atom S pada sistem koordinat Cartesian.
P eranan ikatan rangkap dua dan rangkap tiga dalam teori VSEPR
Senyawa yang mengandung ikatan rangkap dua atau tiga,
memainkan peranan yang penting pada penentuan bentuk molekul suatu
senyawa. Geometri di sekitar atom pusat ditentukan oleh banyaknya
tempat ditemukannya pasangan elektron, bukan ditentukan oleh banyaknya
60
pasangan elektron valensi. Struktur Lewis karbondioksida dan ion
karbonat disajikan pada Gambar 24.
Gambar 24. Struktur Lewis CO2 dan
CO32-
Berdasar Gambar 24, terdapat empat pasangan elektron yang terikat
pada atom C dalam molekul CO2, tetapi hanya dua tempat dimana elektron
dapat ditemukan, yaitu di ujung kiri dan kanan ikatan rangkap C=O. Gaya
tolak antar pasangan elektron menjadi minimal apabila kedua ikatan
rangkap C=O berada pada posisi yang berseberangan dan letaknya sejauh
mungkin. Teori VSEPR memprediksi bentuk molekul CO2 adalah linear,
seperti halnya BeF2, dengan sudut ikat 180o.
Berdasar struktur Lewis ion karbonat, terdapat empat pasangan
elektron pada atom pusat (atom C). Pasangan elektron tersebut terlokalisasi
di tiga tempat, yaitu di dua ikatan tunggal C-O, dan 1 ikatan rangkap dua
C=O. Tolakan antar pasangan elektron diminimalkan dengan cara
mendistribusikan ketiga atom oksigen ke sudut-sudut segitiga ekuilateral.
Berdasarkan hal tersebut dapat diprediksikan bahwa ion karbonat
mengadopsi bentuk molekul segitiga datar (trigonal planar), seperti pada
BF3, dengan sudut ikat 120o.
Aturan elektron non-ikat pada teori VSEPR
Elektron valensi pada atom pusat pada NH3 dan H2O
didistribusikan ke sudut tetrahedron. Teori VSEPR memprediksikan
61
elektron valensi atom pusat dalam amonia dan air akan mengarah ke sudut
tetrahedron, seperti yang terlihat pada Gambar 25.
Gambar 25. Distribusi Elektron dan Bentuk Molekul NH3 dan H2O
Karena elektron non-ikat tidak bisa ditempatkan pada posisi yang
akurat, prediksi bentuk molekul tidak bisa dilakukan secara langsung.
Tetapi hasil yang dikemukakan oleh teori VSEPR dapat digunakan untuk
memprediksi posisi atom pusat dalam molekul. Posisi atom pusat ini
ditentukan secara eksperimental. Berdasarkan posisi atom pusat amonia,
VSEPR memprediksikan bahwa molekul amonia mengadopsi bentuk
trigonal bipiramidal, dengan nitrogen berada di puncak piramid.
Sedangkan air mengadopsi bentuk bengkok atau menyudut.
Jika teori VSEPR diperluas terhadap molekul yang elektronnya
terdistribusi ke sudut trigonal bipiramidal, pertanyaan yang muncul adalah:
Elektron non-ikat akan berada pada posisi aksial ataukah ekuatorial?
Secara eksperimen, umumnya elektron non-ikat menempati posisi
ekuatorial dalam trigonal bipiramidal.
Untuk memahami hal itu, harus ditekankan bahwa elektron non-
ikat menempati ruang yang lebih besar dibandingkan elektron ikat. Posisi
elektron non-ikat berdekatan dengan salah satu inti atom, dan hal ini yang
berkaitan dengan ruang yang ditempati dimana elektron non-ikat
menyesuaikan diri dengan ruang yang ada tetapi tetap berdekatan dengan
salah satu inti atom.
Keberadaan pasangan elektron non-ikat akan sedikit mengubah
situasi pembentukan geometri molekul senyawa. Tiga tipe tolakan yang
terjadi dimulai dari gaya tolak yang terkecil, adalah:
62
a. Tolakan antara pasangan elektron ikat dengan pasangan elektron ikat
b. Tolakan antara pasangan elektron ikat dengan pasangan elektron non-
ikat
c. Tolakan antara pasangan elektron non-ikat dengan pasangan elektron
non-ikat.
Karena elektron non-ikat menempati ruang yang lebih besar,
menyebabkan gaya tolak antar elektron non-ikat menjadi relatif besar, gaya
tolak antara pasangan elektron non-ikat dengan elektron ikat menjadi lebih
kecil dan gaya tolak antar pasangan elektron ikat menjadi jauh lebih kecil.
Posisi pasangan elektron non-ikat pada molekul SF4 disajikan pada
Gambar 25.
Gambar 26. Posisi Pasangan
Elektron Non-ikat Pada Molekul
SF4
Jika elektron non-ikat pada molekul SF4 ditempatkan pada posisi
aksial, menyebabkan elektron non-ikat menjadi relatif dekat dengan tiga
pasangan elektron ikat yang menempati posisi ekuatorial. Tetapi jika
pasangan elektron non-ikat ditempatkan pada posisi ekuatorial, jarak
dengan elektron ikat pada posisi aksial menjadi cukup jauh. Hasilnya, jika
elektron non-ikat ditempatkan pada posisi ekuatorial, tolakan antara
elektron non-ikat dan ikat pada molekul SF4 menjadi minimal.
Aplikasi teori VSEPR pada senyawa SF4, ClF3 dan I3- tersaji pada
Gambar 27. Apabila pasangan elektron non-ikat belerang pada molekul
SF4 ditempatkan di posisi ekuatorial, bentuk molekul yang paling sesuai
adalah bentuk jungkat-jungkit (see-saw). Tolakan antar pasangan elektron
di kulit valensi atom klor dalam ClF3 dapat diminimalkan dengan
63
menempatkan kedua pasangan non-ikat dalam trigonal bipiramidal di
posisi ekuatorial. Hal ini menyebabkan bentuk paling baik yang diadopsi
ClF3 adalah bentuk T. Struktur Lewis dari ion triiodida (I3-) memprediksi
distribusi elektron valensi atom pusat dalam trigonal bipiramidal. Bila tiga
pasangan elektron non-ikat ditempatkan di posisi ekuatorial, akan
didapatkan bentuk linear.
Bentuk molekul didasarkan pada distribusi elektron valensi pada
bidang oktahedron sehingga lebih mudah digunakan untuk
memprediksikan bentuk molekul karena semua sudut oktahedron adalah
identik.
Gambar 27. Struktur Lewis dan
Bentuk Molekul SF4, ClF3 dan I3-
Bilangan sterik
Penentuan bentuk molekul yang diadposi oleh suatu senyawa dapat
dilakukan dengan cara menentukan bilangan sterik (steric number, SN)
atom pusat. Bilangan sterik (SN) didefinisikan sebagai penjumlahan atom
yang terikat pada atom pusat dan jumlah pasangan elektron non-ikat.
64
Bilangan sterik molekul ditentukan berdasarkan struktur Lewis
senyawa yang bersangkutan. Apabila pada senyawa ABn, dengan n adalah
atom yang terikat pada atom pusat, tidak terdapat pasangan elektron non-
ikat, maka bilangan sterik atom pusat sama dengan jumlah atom yang
terikat pada atom pusat, yaitu n.
Ikatan rangkap dua dan tiga dalam penentuan bilangan sterik
dihitung sama dengan ikatan tunggal. Misalnya pada molekul CO2.
terdapat dua ikatan rangkap dua dari atom oksigen yang terikat pada atom
pusat C, sehingga tidak ada lagi pasangan elektron non-ikat pada atom C.
Maka bilangan sterik CO2 adalah 2.
Pengaturan posisi yang meminimalkan tolakan secara alami
tergantung pada jumlah pasangan elektron. Jumlah atom yang terikat pada
atom pusat, jumlah pasangan elektron, struktur Lewis dan bentuk molekul
yang memberikan energi potensial minimum disajikan pada Tabel 10.
Nama Sudut ikatan
Jumlah PEI (X)
Jumlah PEB (E)
Rumus (AXnEm)
Contoh senyawa
Linear 180 2 0 AX2 CO2
Trigonal planar 120 3 0 AX3 BF3
Planar huruf V 2 1 AX2E SO2
Tetrahedral 4 0 AX4 CH4
Piramida trigonal 3 1 AX3E NH3
Planar bentuk V 2 2 AX2E2 H2O
Bipiramida trigonal
5 0 AX5 PCl5
Bipiramida trigonal
4 1 AX4E SF4
Planar bentuk T 3 2 AX3E2 ClF3
Linear 2 3 AX2E3 XeF2
Oktahedral 90 6 0 AX6 SF6
Piramida segiempat
5 1 AX5E BrF5
Segiempat datar 4 2 AX4E2 XeF4
65
Keterangan: PEI = pasangan elektron ikatan, PEB = pasangan elektron
bebas, A= atom pusat, Xn = jumlah atom yang diikat atom pusat, Em =
jumlah pasangan elektron bebas
Tabel 10. Hubungan jumlah atom yang terikat pada atom pusat dengan
pengaturan elektron dan bentuk molekul
Jadi, langkah-langkah meramal bentuk molekul sebagai berikut:
Langkah-langkah yang digunakan untuk meramal struktur molekul
tidak berbeda jauh dengan langkah-langkah yang digunakan untuk
menggambar struktur Lewis suatu molekul atau ion poliatomik. Langkah-
langkah yang digunakan untuk meramal bentuk molekul sebagai berikut.
1. Menentukan atom pusat.
2. Tuliskan jumlah elektron valensi dari atom pusat.
3. Menentukan jumlah elektron valensi dari masing-masing substituen
jika berupa atom.
4. Satu elektron dari substituen dipasangkan dengan satu elektron dari
atom pusat sehingga membentuk pasangan elektron (pasangan
elektron ikatan, PEI). Perlu diperhatikan bahwa, bahwa jumlah
elektron atom pusat tidak selalu memenuhi kaidah oktet. Jika masih
terdapat substituen dan masih terdapat elektron pada atom pusat, maka
semuanya harus dipasangkan.
5. Jika semua susbtituen telah dipasangkan dengan elektron atom pusat
dan masih terdapat elektron yang tidak berpasangan, maka elektron
tersebut tetap ditulis pada atom pusat sebagai elektron bebas atau
pasangan elektron bebas (PEB).
6. Jika berupa ion poliatomik, maka setelah semua substituen
dipasangkan kurangi elektron jika ion bermuatan positif dan
tambahkan elektron jika ion bermuatan positif.
7. Menentukan bentuk molekul serta memperkirakan besarnya sudut-
sudut ikatan disekitar atom pusat dengan memperhatikan tolakan-
66
tolakan yang terjadi agar diperoleh bentuk dengan tolakan yang
minimum.
Keterbatasan teori VSEPR
Seperti teori-teori yang lain, teori VSEPR juga memiliki
kelemahan-kelemahan. Beberapa diantaranya sebagai berikut.
Banyak senyawa logam transisi strukturnya tidak dapat dijelaskan
menggunakan teori VSEPR. Teori VSPER gagal meramalkan struktur
NH3+. Berdasarkan teori VSEPR bentuk molekul NH3
+ adalah trigonal
bipiramidal dengan sudut ikatan lebih kecil dari 120° (sedut normal untuk
atom dengan bilangan koordinasi 3) tetapi lebih besar dari 109,47° (sudut
normal untuk atom bilangan koordiansi 4) karena terdapat satu elektron
tidak berpasangan pada atom N.
Namun berdasarkan hasil eksperimen ternyata bentuk dari NH3+
adalah segitiga planar dengan sudut ikatan sebesar 120°. Hal ini
disebabkan elektron bebas terdistribusi secara merata pada bagian depan
belakang atom N.
Struktur senyawa halida triatomik dengan logam golongan 2
tidaklah linear pada fase gas seperti yang diprediksi oleh teori VSEPR,
melainkan berbentuk tekuk (sudut X-M-X : CaF2, 145°; SrF2, 120°; BaF2,
108°; SrCl2, 130°; BaCl2, 115°; BaBr2, 115°; BaI2, 105°). Gillespie
mengajukan bahwa ini disebabkan oleh interaksi ligan dengan elektron
pada inti atom logam yang menyebabkan polarisasi atom, sehingga
kelopak dalam atom tidaklah simetris berbentuk bola dan memengaruhi
geometri molekul.
Teori VSEPR dapat digunakan untuk meramal bentuk molekul dari
hidrida-hidrida unsur-unsur pada periode 3 dan 4 seperti H2S, H2Se, PH3,
AsH3 dan SbH3, namun gagal meramal besar sudut ikatan yang ada.
Berdasarkan teori VSEPR H2S dan H2Se berbentuk huruf V dengan
besar sudut ikatan H-E-H (E=S atau Se) sekitar 104,5°C seperti sudut
67
ikatan H2O. Namun berdasarkan eksperimen diperoleh besar sudut H-E-H
mendekati 90° walaupun berbentuk V.
Sedangkan bentuk molekul PH3, AsH3 dan SbH3 berdasarkan teori
VSEPR berbentuk trigonal piramidal dengan sudut ikatan H-E-H (E = P,
As atau Sb) sekitar 107,3° seperti sudut ikatan NH3. Namun berdasarkan
eksperimen diperoleh bahwa besar sudut ikatan H-E-H m,endekati 90°
walaupun berbentuk trigonal piramidal.
2. Struktur Molekul
1) Molekul Raksasa
Pada pembahasan ini, mengenai struktur dari zat kovalen
raksasa seperti intan, grafit, dan silikon dioksida serta struktur yang
berhubungan sifat fisik zat tersebut.
Struktur intan
Struktur kovalen raksasa dari intan
Karbon memiliki susunan elektronik 2,4. Masing-masing
karbon elektron dengan empat atom karbon lain membentuk empat
ikatan tunggal.
Gambar 29. Struktur intan
Pada diagram struktur kovalen raksasa tersebut beberapa atom
karbon hanya tampak akan membentuk dua ikatan (atau bahkan satu
ikatan) tetapi itu tidak benar-benar terjadi. Struktur ini bukan molekul
karena jumlah atom bergabung dalam suatu berlian yang
sesungguhnya bervariasi tergantung pada ukuran kristal.
68
Gambar 30. Macam-macam ukuran kristal intan
Sifat fisik dari intan
1. memiliki titik lebur yang sangat tinggi hamper 4000oC.
2. intan bersifat sangat keras
3. tidak menghantarkan listrik
4. tidak larut dalam air dan pelarut organik.
Struktur grafit
Struktur kovalen raksasa dari garfit
Grafit memiliki struktur lapisan yang cukup sulit untuk
digambarkan dalam tiga dimensi. Diagram di bawah ini menunjukkan
susunan atom di setiap lapisan :
Diagram tersebut adalah sebuah penyederhanaan dan
menunjukkan susunan atom pada ikatan.
Ikatan dalam grafit
Elektron dalam ikatan ini terdelokasi bebas untuk bergerak di
mana saja dalam masing-masing elektron dan tidak lagi tetap pada
atom karbon. Karena terdelokalisasi elektron bergerak di sekitar
lembaran, dipole temporer yang sangat besar dapat diatur dan
69
menyebabkan dipole yang berlawanan. Dalam setiap atom karbon
menggunakan tiga electron untuk membentuk ikatan sederhana untuk
tiga ikatan lainnya yang terdekat.
Sifat fisik grafit
1. memiliki titik lebur yang tinggi mirip dengan berlian
2. memiliki rasa lembut, licin dan digunakan pada pensil
3. memiliki kepadatan lebih rendah daripada berlian
4. tidak larut dalam air dan pelarut organic
5. menghantarkan listrik.
Struktur silikon dioksida ( SiO2) dikenal juga sebagai silikon (IV)
oksida
Kristal silikon memiliki struktur yang sama dengan berlian.
Untuk mengubahnya menjadi silikon dioksida adalah dengan cara
memodifikasi struktur silikon dengan memasukkan beberapa atom
oksigen.
Gambar 31. Struktur silikon
(mirip struktur berlian/intan)
Pada gambar tersebut setiap atom silikon dijembatani dengan
atom oksigen.
Sifat fisik silikon dioksida
1. memiliki titik lebur yang berbeda-beda
2. sulit untuk memecahkan ikatan kovalen yang sangat kuat
3. tidak dapat menghantarkan listrik
4. tidak dapat larut dalam air dan pelarut organik.
70
2) Struktur Ion
Pada pembahasan ini, menjelaskan tentang susunan ion-ion
pada natrium klorida, sifat fisik,titik lebur, titik didih, titik lebur,
kerapuhan, dan kelarutan serta perilaku listrik
Ion negatif dan ion positif dapat terbentuk bila terjadi serah
terima elektron antara atom. Atom yang melepaskan elektron akan
menjadi ion positif, dan atom yang menerima elektron akan menjadi
ion negatif. Ion tidak hanya terbentuk dari satu atom (monoatom)
tetapi juga terbentuk dari sekelompok atom yang disebut ion poliatom,
contohnya ion nitrat bermuatan negatif 1 (1-).
Struktur khas dari ionik solid yaitu natirum klorida
Natrium klorida adalah senyawa ionik yang khas. Senyawa ini
terdiri dari kisi raksasa ion. Jadi, natrium klorida dan setiap senyawa
ion lainnya digambarkan memilki struktur ionik raksasa. Seperti pada
gambar berikut dimana sebuah molekul air yang selalu mengandung 2
atom hidrogen dan 1 atom oksigen.
Gambar 32. Molekul air yang
mengandung 2 atom H dan 1
atom O2
Ion natrium berada di tengah dan 6 ion klorida menempel di
sekitar ion natrium. Natrium klorida digambarkan sebagai 6:06-co-
ordinasi karena mempunyai daya tarik lebih antara ion positif dan ion
negatif sehingga energi lebih banyak yang dilepaskan. Semakin
banyak energi yang dilepaskan, struktur menjadi lebih stabil.
Jadi setiap ion dikelilingi oleh 6 muatan ion yang berbeda
karena untuk mewakili jumlah maksimum ion klorida di sekitar pusat
ion natrium sebelum ion natrium menempel satu sama lain. Jika kedua
ion tersebut saling menempel maka akan terjadi tolakan ke dalam
kristal yang membuatnya menjadi kurang stabil.
71
Gambar 33. Struktur sodium
klorida
Cara menggambar strruktur sodium klorida tersebut yaitu ;
1. menggambar persegi yang sempurna
2. menggambar sebuah persegi yang sebangun di belakang
3. menggabung gambar tersebut sehingga menjadi bangun kubus
4. membagi kubus besar tersebut menjadi 8 kubus kecil dengan
menggabungkan titik setiap sisinya ke titik tengah pada tepi yang
berlawanan, menggabungkan titik tengah bidang masing-masing
ke titik tengah bidang yang berlawanan
72
5. meletakkan ion dengan cara menggunakan warna yang berbeda
atau ukuran yang berbeda untuk dua ion yang berbeda dalam tiga
dimensi
Perbedaan struktur caesium klorida
Diagram letak ion yang diatur pada cesium klorida
(34.a)
(34.b)
Pada diagram jika ion cesium terjepit di antara dua lapisan ion
klorida, maka akan menyentuh ion klorida empat di lapisan bawah dan
empat lagi di lapisan atas. Jadi setiap ion cesium disentuh oleh delapan
ion klorida (8-co-ordinasi).
Diagram akhir yang dibentuk adalah struktur tersebut di atas
sedikit dimiringkan seolah-olah ion dari muatan yang sama saling
bersentuhan.
(34.c)
73
Gambar 34. Contoh lapisan ion klorida. Letak ion cesium klorida (a);
Letak ion cesium klorida di antara 2 lapisan klorida (b); Struktur
cesium klorida seperti saling bersentuhan.
Ada pula diagram ionik yang biasanya disederhanakan untuk
menunjukkan unit paling dasar dari pola yang berulang. Untuk cesium
klorida, berikut gambar diagram yang menunjukkan susunan di sekitar
ion klorida pada masing-masing ion cesium :
Gambar 35. Susunan ion
klorida pada masing-masing ion
cesium
Dengan membalikkan warna yaitu warna hijau berupa ion
klorida di letakkan mengitari ion caesium yang berwarna orange maka
gambar diagram sama persis dengan susunan ion cesium yang
mengitari tiap-tiap ion klorida.
Namun terdapat perbedaan struktur kalsium klorida dengan
natrium klorida yaitu ketika natrium klorida terkoordinasi, maka tidak
ada tolakan dan itu merupakan cara yang dapat mengatur natrium
tersebut.
Struktur senyawa sederhana seperti mengkristalnya NaCl atau
CsCl tergantung pada rasio jari-jari ion positif dan ion negatif. Jika
jari-jari ion positif lebih besar dari 73% dari ion negatif maka 8:08-
koordinasi adalah mungkin. Bila kurang dari 73% maka 6:06
terkoordinasi.
Sifat fisik natrium klorida
Natrium klorida merupakan senyawa ion yang khas karena
memiliki titik lebur dan titik didih yang tinggi, dan ada terjadi
74
elektostatik kuat antara ion positif dan ion negatif serta tidak memiliki
energy panas untuk mengatasinya. Perbedaan antara zat ionik akan
tergantung pada :
1. jumlah harga pada ion negatif
2. ukuran ion
Jika ion yang lebih kecil mendekat bersama-sama maka atraksi
elektrostatik lebih besar.
Natrium klorida Kristal yang rapuh
Kerapuhan merupakan tipe zat ion.
Gambar 36. Kerapuhan ion natrium klorida
Ion dengan harga yang sama terpisah dari sisi sehingga kristal
terlihat terpotong atau terpisah menjadi dua bagian.
Natrium klorida larut dalam air
Tergantung pada tempat yang cukup besar antara molekul air
dan ion untuk mengatasi atraksi antara ion. Ion positif yang tertarik ke
pasangan amndiri pada molekul air dan koordinasi (kovalen dativ)
obligasi bisa terbentuk, sehingga molekul air membentuk ikatan
hidrogen dengan ion negatif.
Natrium klorida yang tidak larut dalam air
Terjadi karena molekul pelarut dan ion tidak mampu untuk
mengatasi atraksi kristal yang bersama-sama.
75
Perilaku listrik natrium korida
Natrium padat tidak dapat menghantarkan listrik karena tidak
ada elektron yang dapat bergerak bebas. Ketika meleleh natrium
klorida mengalami elektrolisis yang melibatkan konduksi listrik
karena gerakan dan debit dari ion. Kemudian ion-ion positif bergerak
menuju elektroda bermuatan negatif (katoda). Ketika sampai di sana
masing-masing ion natrium mengambil satu elektron dari elektroda
untuk membentuk-atom-natrium.
Dalam klorida padat, gerakan ion tidak dapat terjadi dan dapat
menghentikan setiap arus dalam rangkaian.
3) Struktur Logam
Pada pembahasan ini, akan digambarkan atau dideskripsikan
mengenai struktur logam, dan hubungan struktur tersebut dengan sifat
fisik logam.
Struktur Logam
1. Susunan Atom
Logam merupakan struktur raksasa dari atom yang
melakukan ikatan bersama, sehingga disebut dengan ikatan
logam. Kata “raksasa” menunjukkan bahwa banyak atom yang
terlibat dalam ikatan logam tersebut, namun jumlah atom tersebut
tergantung kepada ukuran potongan logam itu sendiri.
Macam-macam struktur logam, yaitu :
1) 12 – koordinasi
Kebanyakan logam disusun berdekatan, yaitu atom
akan tersusun sebanyak mungkin ke dalam volume ruangan
yang tersedia. Setiap atom di dalam struktur akan berikatan
dengan 12 atom lainnya, sehingga logam dideskripsikan
dengan 12-koordinasi
76
Setiap atom memiliki enam atom lain di setiap
lapisannya seperti berikut ini:
Dan ada juga di mana setiap atom memiliki tiga atom
lain pada lapisan atas dan tiga lagi di lapisan bawah
2) 8 – koordinasi
Logam yang ada pada golongan satu dari table
periodik disusun kurang efisien, karena hanya memiliki atau
berikatan dengan delapan dari atom lain, sehingga disebut 8 –
koordinasi seperti berikut ini:
Diagram sebelah kiri menunjukkan tidak adanya atom
yang berikatan satu sama lain pada lapisan tertentu, atom-
atom tersebut hanya berikatan oleh atom lain di lapisan atas
dan bawah, sedangkan pada diagram di sebelah kanan
menunjukkan adanya delapan atom yang berikatan (empat di
atas dan empat di bawah).
2. Butir Kristal
Atom pada sepotong logam tidaklah tersusun secara
teratur. Setiap potong logam terdiri atas sejumlah butir kristal
77
sebagai daerah keteraturannya. Dan pada batas butir Kristal,
atom-atom akan menjadi sejajar/teratur susunannya.
Gambar 37. Butir
kristal
Sifat Fisik Logam
1. Titik Leleh dan Titik Didih
Titik leleh dan titik didih pada logam cenderung tinggi,
karena adanya kekuatan ikatan logam. Kekuatan ikatan logam
bervariasi antara logam yang satu dengan logam lainnya,
tergantung pada jumlah elektron yang terdelokalisasi dan
penyusunannya.
Titik leleh dan titik didih cenderung rendah, apabila
jumlah elektron yang berkontribusi pada ikatan berjumlah sedikit.
Selain itu hal yang turut mempengaruhi titik leleh dan titik didih
dari logam adalah jarak inti atom dari dari elektron yang
terdelokalisasi.
2. Konduktivitas Listrik
Logam dapat menghantarkan listrik, begitu pula dengan
logam cair, hal ini menunjukkan bahwa meskipun atom logam
dapat bergerak bebas, delokalisasi tetap berlaku hingga
pendidihan logam dan ikatan logam akan tetap ada selama atom
saling bersentuhan satu dengan yang lainnya.
3. Konduktivitas Termal
Logam merupakan konduktor panas yang baik. Energi
panas dihunakan oleh elektron sebagai tambahan energi kinetik
yang membuat elektron-elektron dapat bergerak lebih cepat. Dan
energi akan ditransfer sepanjang logam oleh pergerakan elektron.
4. Kekuatan dan Kemungkinan perubahan
78
Logam mudah ditempa (dapat dipukul menjadi lembaran)
dan bersifat ulet (dapat diulur menjadi kawat), elastis (dapat
beubah bentuk ketika diberi tekanan, dan apabila diberi tekanan
yang lebih besar maka akan terjadi perubahan bentuk dari logam
secara permanen).
Logam bersifat keras namun rapuh, hal ini tejadi karena
adaanya peningkatan jumlah batas butir kristal pada logam.
Mengontrol ukuran butiran kristal untuk mendapatkan
perubahan pada bentuk logam dapat dilakukan dengan dua cara,
yaitu : dengan perlakuan panas, logam dipanaskan agar menjadi
lunak dan memukul-mukulnya pada keadaan dingin sehingga
logam akan berubah menjadi bentuk baru dan kembali menjadi
keras. Cara yang lain adalah dengan memasukkan atom-atom
yang sedikit berbeda ukuran ke dalam struktur logam, dan cara ini
disebut dengan paduan.
G. TATA NAMA ANORGANIK DAN BILANGAN OKSIDASI
Tata Nama Anorganik
1. Tata Nama Ion
1) Kation monoatomik (1 ion stabil):
Golongan I dan II + 3 unsur pertama dari Golongan III
Nama = unsur induknya
Contoh: Na+: ion natrium Ca2+: ion kalsium
Gol. I, II → kation monoatomik +1, +2
2) Kation monoatomik (beberapa ion stabil):
Unsur transisi + Golongan III, IV, dan V
Contoh: Cu+: ion tembaga(I) atau ion kupro
Cu2+: ion tembaga(II) atau ion kupri
(a) Angka Romawi dalam kurung → muatan.
79
(b) Akhiran –o → ion yang muatannya lebih rendah;
Akhiran –i → yang lebih tinggi (sudah ditinggalkan).
3) Kation poliatomik
Contoh: NH4+: ion amonium H3O+: ion hidronium
Hg22+: ion merkuro(I)
[bedakan dengan Hg2+:ion merkuri(II)]
4) Anion monoatomik
Bagian pertama nama unsur + akhiran -ida
Contoh: Cl-: ion klorida (diturunkan dari klorin)
O2-: ion oksida (diturunkan dari oksigen)
Gol. V, VI, VII → anion monoatomik .3, .2, .1
5) Anion poliatomik
Contoh: SiO43-: ion silikat
NO2- : ion nitrit
NO3- : ion nitrat
ClO- : ion hipoklorit
ClO3- : ion klorat
ClO2- : ion klorit
ClO4- : ion perklorat
HCO3- : ion hidrogen karbonat
(nama biasa: ion bikarbonat)
Tata nama senyawa ionik: (Nama kation)_(Nama anion)
Asas kenetralan muatan: Muatan + dari kation dibalanskan oleh
muatan – dari anion.
Contoh soal 1:
Apakah rumus kimia untuk (a) barium oksida dan
(b) sesium nitrida.
Penyelesain:
(a) Ba : golongan II → Ba2+
O : golongan VI → O2-
Asas kenetralan muatan:
80
Setiap 1 ion Ba2+ dibalanskan oleh 1 ion O2- ⇒ BaO
(b) Cs3N.
Contoh soal 2:
Namai senyawa ionik yang mengandung ion poliatom berikut.
(a) NH4ClO3 (b) NaNO2 (c) Li2CO3
Penyelesaian:
(a) Amonium klorat
(b) Natrium nitrit
(c) Litium karbonat
2. Tata Nama Kovalen
Penulisan rumus senyawa kovalen yang terdiri dari dua unsur
disusun menurut nilai keelektronegatifannya, dimulai dengan yang rendah
dan diakhiri dengan yang tinggi. Contoh:
HCl bukan ClH
H2O bukan OH2
Nama senyawa kovalen didasarkan nama kedua unsur secara
berurutan dan ditambah akhiran –ida. Contoh:
HCl hidrogen klorida
H2O hidrogen oksida (nama umum: air)
ClF klor flourida
BrCl brom klorida
Jika kedua unsur membentuk lebih dari satu senyawa, seperti CO
dan CO2 harus menggunakan awalan:
1 = mono
2 = di
3 = tri
4 = tetra
5 = penta
6 = heksa
7 = hepta
8 = okta
81
9 = nona 10 = deka
Aturan pemberian awalan sebagai berikut:
a. Unsur pertama tidak diberi awalan mono bila indeksnya satu,
sedangkan unsur kedua diberi akhiran –ida. Contohnya:
CO karbon monoksida
CO2 karbon dioksida
PCl5 fosfor pentaklorida
SO2 belerang dioksida
b. Kedua unsur diberi awalan bila indeks keduanya bervariasi. Contoh:
NO2 nirogen dioksida
N2O3 dinitrogen triklorida
P4O6 tetrafosfor heksaoksida
NH3 nitrogen hidrida (nama umum: amonia)
Senyawa kovalen yang mengandung lebih dari dua jenis unsur
umumnya adalah asam oksi dan senyawa organik. Asam oksi adalah
senyawa yang mengandung hidrogen, oksigen, dan unsur lain (yang
umumnya non logam). Contohnya pada tabel berikut ini:
Senyawa Nama Senyawa NamaH2CO3 Asam karbonat HClO2 Asam kloritH2C2O4 Asam oksalat HClO Asam hipokloritHNO3 Asam nitrat H3PO4 Asam fosfatHNO2 Asam nitrit H3PO3 Asam fosfitH2SO4 Asam sulfat C2H3OOH Asam asetatH2SO3 Asam sulfit H2CrO4 Asam kromatH2S2O3 Asam tiosulfat H2CrO7 Asam dikromatHClO4 Asam perklorat HMnO4 Asam
permanganatHClO3 Asam klorat HCN Asam sianida
HCNS Asam tiosianida
Tabel 11. Beberapa senyawa asam oksi
82
Dari tabel di atas, ternyata ada dua asam oksi yang jenis unsurnya
sama tetapi jumlah atomnya berbeda, maka yang memilki oksigen lebih
banyak diberi akhiran –at dan yang lain diberi akhiran –it. Contohnya
asam sulfat (H2SO4) dan asam sulfit (H2SO3). Jika senyawa seperti ini lebih
dari dua, maka yang paling tinggi diberi awalan per- dan yang paling
rendah diberi awalan hipo-. Contohnya asam perklorat (HClO4), asam
klorat (HClO3), asam klorit (HClO2), dan asam hipoklorit (HClO).
83