Gaya Molekul dan Gaya Antar Molekul

Sistem periodik modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Ada keterkaitan antara konfigurasi elektron dengan letak unsur dalam sistem periodik

• Letak periode unsur dapat diramalkan dari  jumlah kulit elektron dari unsur tersebut.

• Letak golongan unsur dalam sistem periodik dapat diramalkan dari  subkulit  terakhir yang terisi elektron.

Tabel 1.2 Golongan unsur menurut elektron valensi

Contoh:

Tentukan letak unsur ₁₅P, dan ₂₆Fe dalam sistem periodik unsur!

Jawab:

15P :   [Ne] 3s²   3p³   (blok p : antara IIIA  sampai VIIIA)

berakhir pada kulit ke tiga berarti terletak pada periode ketiga. Elektron bentuk molekul, elektron, gaya antarmolekul

valensinya lima (2+3)   VA.

₂₅Mn :  [Ar] 3d⁵  4s²  (blok d : antara IB sampai VIIIB)

berakhir pada kulit keempat berarti terletak pada periode keempat. Elektron valensi-nya lima, yaitu pada 3d⁵  4s², berarti terletak pada golongan (5+2) VIIB.

BENTUK MOLEKUL DAN GAYA ANTARMOLEKUL

a. Bentuk molekul

Bentuk molekul menggambarkan kedudukan atom-atom di dalam suatu molekul,  yaitu dalam ruang tiga dimensi dan besarnya sudut-sudut yang dibentuk dalam suatu  molekul.

Bentuk molekul dapat dijelaskan dengan menggunakan berbagai pendekatan,  yaitu teori hibridisasi orbital, teori medan kristal, dan teori tolakan pasangan elektron  (Valence Shell Electron Pair Repulsion atau VSEPR). Menurut teori ini, terdapat pola dasar kedudukan pasangan-pasangan elektron akibat adanya gaya tolak-menolak yang terjadi antara pasangan elektron-elektron tersebut. Teori ini tidak menggunakan sama sekali orbital atom.

Pasangan elektron-elektron  pada kulit luar atom pusat akan menyusun diri,  sehingga tolak-menolak diantaranya menjadi minimum.

• Kekuatan tolak-menolak tergantung pada pasangan elektron bebas (PEB) dan pasangan elektro ikatan (PEI)

• Urutan kekuatan tolak-menolak diantara pasangan elektron: PEB-PEB > PEB-PEI > PEI-PEI. Adanya gaya tolak yang kuat pada pasangan elektron bebas (PEB) mengakibatkan PEB akan menempati ruang yang lebih luas.

Tabel 1.3 Susunan ruang pasangan-pasangan elektron pada kulit luar atom pusat

Langkah-langkah meramalkan geometri molekul

berdasarkan teori VSEPR:

1. Membuat rumus Lewis, untuk mengetahui jumlah pasangan elektron pada  kulit terluar atom pusat.

2. Menyusun pasangan elektron disekitar atom pusat yang memberi tolakan minimum.

3. Menetapkan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang sesuai.

4. Menentukan bentuk molekul setelah mempertimbang  kan pasangan elektron bebas.

 

b. Gaya Antarmolekul

Dalam molekul kovalen, atom-atom terikat satu sama lain karena penggunaan  bersama pasangan elektron. Bagaimana interaksi antar molekul dalam senyawa  molekul? Adakah ikatan antar molekul zat itu?

 

1) Gaya Van der Waals

Gaya yang relatif lemah yang bekerja (tarik-menarik) antarmolekul. Gaya ini  sangat lemah dibandingkan gaya antar atom (ikatan ion dan ikatan kovalen). Untuk memutuskan gaya tersebut diperlukan energi sekitar 0,4 – 40 kJ mol-1, sedangkan untuk ikatan kovalen diperlukan 400 kJ mol-1. Gaya Van der Waals bekerja jika jarak antar molekul sudah sangat dekat, tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antar atom.

Ada tiga gaya antarmolekul yang berperan dalam terjadinya gaya Van der Waals, yaitu:

                a) Gaya Orientasi

Terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar. Antaraksi antara kutub positif dengan kutub negatif yang lain akan menimbulkan gaya tarik-menarik yang relatif lemah. Gaya ini memberi sumbangan yang sangat lemah kepada gaya van der Waals secara keseluruhan.

                b) Gaya imbas

Terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantaraksi dengan molekul dengan dipol sesaat. Adanya molekul-molekul polar dengan dipol permanen akan menyebabkan imbasan dari molekul polar kepada molekul nonpolar, sehingga elektron-elektron dari molekul nonpolar tersebut mengumpul pada salah satu sisi molekul (terdorong atau tertarik), yang menyebabkan terjadinya dipol sesaat pada molekul nonpolar.

Terjadinya dipol sesaat mengakibatkan adanya tarik-menarik antar dipol yang menghasilkan gaya imbas. Gaya ini juga memberikan sumbangan yang kecil terhadap keseluruhan gaya van der Waals.

                c) Gaya dispersi (gaya London)

Pertama kali dikemukakan oleh Fritz London (1928). Pada molekul nonpolar gaya London ini terjadi akibat adanya elektron-elektron mengelilingi inti secara acak., sehingga pada suatu saat elektron akan mengumpul pada salah satu sisi molekul.  Dipol yang terbentuk dengan cara itu disebut dipol sesaat, karena dipol itu dapat berpindah milyaran kali dalam satu detik. Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat disebut polarisabilitas.

Makin banyak jumlah elektron, makin mudah mengalami polarisasi, maka makin besar Mr makin kuat gaya Londonnya, karena jumlah elektron berkaitan dengan massa molekul relatif. Zat yang molekulnya bertarikan hanya dengan gaya London mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah dibandingkan zat lain yang mempunyai Mr hampir sama.

Gaya dispersi merupakan penyumbang terbesar pada gaya Van der Waals.

Gambar 1.7 Dipol sesaat

Jadi, gaya Van der Waals dipengaruhi oleh beberapa faktor, yaitu:

                1. Kerumitan Molekul

 Gaya antar molekul bekerja pada jarak yang sangat dekat. Semakin dekat jarak antarmolekul semakin kuat gaya antar molekul tersebut. Molekul yang bentuknya sederhana (lurus), gaya antar molekulnya lebih kuat daripada yang bentuknya rumit(bercabang).

Gambar 1.8 Struktur molekul mempengaruhi titik didih n-butana (a) lebih tinggi daripada 3–etil–pentana (b)

                2. Ukuran Molekul

 Molekul yang berukuran besar lebih mudah membentuk dipol sesaat, karena elektronnya terletak jauh dari inti sehingga pergerakkan elektronnya lebih leluasa daripada molekul yang berukuran kecil. Gaya van der waals tidak memiliki arah yang jelas, terlihat pada bentuk kristal kovalen yang bisa berubah pada suhu tertentu.

 

2) Ikatan hidrogen

“Ikatan hidrogen terjadi antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif (N, O, F) pada atom lain”

Ikatan hidrogen ini lebih kuat daripada ikatan Van der Waals, dan memiliki arah yang jelas. Energi untuk memutuskan ikatan hidrogen adalah 15 – 40 kJ/mol, sedangkan untuk memutuskan gaya Van der Waals adalah sekitar 2 – 20 kJ/mol.  Inilah sebabnya zat yang memiliki ikatan hidrogen memiliki titik cair dan titik didih yang relatif tinggi. Ikatan hidrogen yang kuat hanya terjadi antara molekul yang mempunyai ikatan F – H, O”H, atau N”H.

Contoh fenomena ini dapat kita lihat pada senyawa NH₃, H₂O, dan HF

Read More

Sifat Fisis Senyawa Ion, Kovalen, Logam

1.Sifat fisis senyawa ion

Beberapa sifat fisis senyawa ion antara lain:

• Memiliki titik didih dan titik leleh yang tinggi. Ion positif dan negatif dalam kristal senyawa ion tidak bebas bergerak karena terikat oleh gaya elektrostatik yang kuat. Diperlukan suhu yang tinggi agar ion-ion memperoleh energi kinetik yang cukup untuk mengatasi gaya elektrostatik.

• Keras tetapi rapuh. Bersifat keras karena ion-ion positif dan negatif terikat kuat ke segala arah oleh gaya elektrostatik. Bersifat rapuh dikarenakan lapisan-lapisan dapat bergeser jika dikenakan gaya luar, ion sejenis dapat berada satu di atas yang lainnya sehingga timbul tolak-menolak yang sangat kuat yang menyebabkan terjadinya pemisahan.

• Berupa padatan pada suhu ruang

• Larut dalam pelarut air, tetapi umumnya tidak larut dalam pelarut organik

• Tidak menghantarkan listrik dalam fasa padat, tetapi menghantarkan listrik dalam fasa cair. Zat dikatakan dapat menghantarkan listrik apabila terdapat ion-ion yang dapat bergerak bebas membawa muatan listrik.

2.Sifat fisis senyawa kovalen

Beberapa sifat fisis senyawa kovalen antara lain:

• Berupa gas, cairan, atau padatan lunak pada suhu ruang. Dalam senyawa kovalen molekul-molekulnya terikat oleh gaya antar-molekul yang lemah, sehingga molekul- molekul tersebut dapat bergerak relatif bebas.

• Bersifat lunak dan tidak rapuh

• Mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah

• Umumnya tidak larut dalam air, tetapi larut dalam pelarut organik

• Pada umumnya tidak menghantarkan listrik. Hal ini disebabkan senyawa kovalen tidak memiliki ion atau elektron yang dapat bergerak bebas untuk membawa muatan listrik. Beberapa senyawa kovalen polar yang larut dalam air, ada yang dapat menghantarkan arus listrik karena dapat terhidrolisis membentuk ion-ion.

3.Sifat fisis logam

Beberapa sifat fisis logam antara lain:

• Berupa padatan pada suhu ruang. Atom-atom logam bergabung karena adanya ikatan logam yang sangat kuat membentuk struktur kristal yang rapat.  Hal itu menyebabkan atom-atom tidak memiliki kebebasan untuk bergerak. Pada umumnya logam pada suhu kamar berwujud padat, kecuali raksa (Hg) berwujud cair.

• Bersifat keras tetapi lentur/tidak mudah patah jika ditempa. Adanya elektron-elektron bebas menyebabkan logam bersifat lentur. Hal ini dikarenakan elektron-elektron bebas akan berpindah mengikuti ion-ion positif yang

• Bergeser sewaktu dikenakan gaya luar.

• Mempunyai titik leleh dan titik didih yang tinggi. Diperlukan energi dalam jumlah besar untuk memutuskan ikatan logam yang sangat kuat pada atom-atom logam.

• Penghantar listrik yang baik. Hal ini disebabkan terdapat elektron-elektron bebas yang dapat membawa muatan listrik jika diberi suatu beda potensial.

• Mempunyai permukaan yang mengkilap

• Memberi efek foto listrik dan efek termionik. Apabila elektron bebas pada ikatan logam memperoleh energi yang cukup dari luar, maka akan dapat menyebabkan terlepasnya elektron pada permukaan logam tersebut. Jika energi yang datang berasal dari berkas cahaya maka disebut efek foto listrik, tetapi jika dari pemanasan maka disebut efek termionik.

Read More

Ikatan Logam

Telah kita ketahui bahwa unsur logam memiliki sedikit elektron valensi. Berarti, pada kulit luar atom logam terdapat banyak orbital kosong. Hal ini menyebabkan elektron valensi unsur logam dapat bergerak bebas dan dapat berpindah dari satu orbital ke orbital lain dalam satu atom atau antar atom. 

Unsur logam merupakan penghantar listrik dan panas yang baik. Atom-atom logam dikelilingi oleh elektron valensi yang membaur membentuk awan elektron yang meliputi semua atom. Suatu logam terdiri atas ion-ion positif yang diselimuti awan elektron. Jadi, ikatan logam adalah gaya tarik-menarik antara ion-ion positif dengan elektron-elektron pada kulit valensi dari suatu atom unsur logam.

Ikatan kimia antara atom-atom penyusun logam bukanlah ikatan ion ataupun ikatan kovalen. Ikatan ion tidak memungkinkan karena semua atom logam cenderung ingin melepas elektron. Demikian pula dengan ikatan kovalen. Atom logam mempunyai jumlah elektron valensi yang terlalu sedikit sehingga sulit membentuk ikatan kovalen. Terdapat satu jenis ikatan yang dapat mengikat atom-atom logam yaitu ikatan logam.

Salah satu teori sederhana yang menjelaskan tentang ikatan ini ialah teori lautan elektron. Menurut  teori ini, atom logam harus berikatandengan atom-atom logam yang lain untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia. Dalam model ini, setiap elektron valensi mampu bergerak bebas di dalam tumpukan bangun logam atau bahkan meninggalkannya sehingga menghasilkan ion positif. Elektron valensi inilah yang membawa dan menyampaikan arus listrik. Gerakan elektron valensi ini jugalah yang dapat memindahkan panas dalam logam.

Read More

Ikatan Kovalen

Bila atom-atom yang memiliki keelektronegatifan sama bergabung, maka tidak akan terjadi perpindahan elektron, tetapi kedua elektron itu digunakan bersama oleh kedua atom yang berikatan.

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron bersama-sama. Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron (sesama atom bukan logam). Dua atom bukan logam saling menyumbangkan elektron agar tersedia satu atau lebih pasangan elektron yang dijadikan milik bersama. Artinya, pasangan elektron ditarik oleh inti kedua atom yang berikatan.

1.Penulisan ikatan kovalen dengan rumus Lewis

Rumus Lewis untuk beberapa molekul kovalen dan ion sangat penting, antara lain untuk mempelajari geometri suatu molekul.

Cara penulisan rumus Lewis, yaitu setiap elektron di kulit terluar dilambangkan dengan titik atau silang kecil.

Keterangan:

      Satu elektron dilambangkan dengan satu titik

      Elektron yang ditampilkan hanya elektron valensi unsur.

      Elektron dalam senyawa harus sesuai aturan oktet.

2.Ikatan kovalen rangkap dua dan rangkap tiga

Dalam mencapai konfigurasi stabil gas mulia, dua atom tidak saja dapat memiliki ikatan melalui sepasang elektron tetapi juga dapat 2 atau 3 pasang.

a.Ikatan dengan sepasang elektron milik bersama disebut ikatan tunggal. Contoh: H – H

b.Ikatan dengan dua pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap dua. Contoh: O = O

c.Ikatan dengan tiga pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap tiga. Contoh: N N

3.Kepolaran ikatan kovalen

Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang  mempunyai perbedaan keelektronegatifan dan bentuk molekulnya tidak simetris.

Contoh:

H – Cl    (keelektronegatifan Cl = 3,0 dan H = 2,1)

(Cl mempunyai daya tarik elektron yang lebih besar daripada H), atau atom Cl yang lebih negatif dari pada 

H).

 

Ikatan kovalen koordinasi

Pada ikatan kovalen biasa, pasangan elektron yang digunakan bersama dengan atom lain berasal dari masing-masing atom unsur yang berikatan. Namun apabila pasangan elektron tersebut hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan, maka disebut ikatan kovalen koordinasi.

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang pasangan elektron milik bersamanya berasal dari satu atom.

 

Dalam ion NH₄  terdapat empat buah ikatan, yaitu tiga ikatan kovalen biasa dan satu ikatan kovalen koordinasi.

Read More

Ikatan Ionik

Ikatan ion (elektrovalen) adalah ikatan yang terjadi karena adanya gaya tarik-menarik elektrostatik antara ionpositif dan ion negatif, ini terjadi karena kedua ion tersebutmemiliki perbedaan keelektronegatifan yang besar. Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan elektron(logam) dengan atom yang menerima elektron (nonlogam). Atom yang melepas elektron berubah menjadi ion positif, sedangkan atomyang menerima elektron menjadi ion negatif. Antara ion-ion yang berlawanan muatan ini, terjadi tarik-menarik (gaya elektrostatik) yang disebut ikatan ion.

Contoh:

Pembentukan senyawa natrium klorida (NaCl) dari atom natrium dan atom klorin.

Molekul NaCl

₁₁Na  :  2  8   1

₁₇Cl   :  2  8   7

Agar memenuhi kaidah oktet, maka atom Na harus melapaskan 1 elektron, dan atom Cl harus menangkap 1 elektron. Jadi, atom Na memberikan 1 elektron kepada atom Cl.

Na⁺  :  2   8

Cl^- :  2   8   8

Antara Na⁺ dan Cl^- terjadi tarik-menarik, sehingga kedua ion itu bergabung membentuk NaCl.

Senyawa-senyawa yang terbentuk melalui ikatan ion disebut  senyawa-senyawa ionik.

Read More

Susunan Elektron Stabil

Pada umumnya atom tidak berada dalamkeadaan bebas, tetapi bergabung dengan atom lainmembentuk senyawa. Dari 90 buah unsur alamiditambah dengan belasan unsur buatan, dapat dibentuksenyawa dalam jumlah tak hingga. Atom-atombergabung menjadi senyawa yang lebih stabil denganmengeluarkan energi. Atom-atom bergabung karenaadanya gaya tarik-menarik antara dua atom. Gayatarik-menarik antar atom inilah yang disebut ikatan kimia.Konsep ikatan kimia pertama kali dikemukakan oleh Gilbert Newton Lewis dan Langmuir dari Amerika Serikat, serta Albrecht Kossel dari Jerman pada tahun 1916.

Adapun konsep tersebut sebagai berikut:

·         Kenyataan bahwa gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar membentuk senyawa(sekarang telah dapat dibuat senyawa dari gas mulia Kr, Xe, dan Rn), merupakanbukti bahwa gas-gas mulia memilki susunan elektron yang stabil.

·         Setiap atom memiliki kecenderungan untuk mempunyai susunan elektron yangstabil seperti gas mulia, dengan cara melepaskan elektron, menerima elektron,atau menggunakan pasangan elektron secara bersama-sama.

Bagaimana hal ini terjadi?

Sebuah atom cenderung melepaskan elektron apabila memiliki elektron terluar 1,2, atau 3 elektron dibandingkan konfigurasi elektron gas mulia yang terdekat.

Jika masing-masing atom sukar untuk melepaskan elektron (memilikikeelektronegatifan tinggi), maka atom-atom tersebut cenderung menggunakan elektronsecara bersama dalam membentuk suatu senyawa. Cara Ini merupakan peristiwa yangterjadi pada pembentukan ikatan kovalen. Misalnya atom fluorin dan fluorin, keduanyasama-sama kekurangan elektron, sehingga lebih cenderung memakai bersama elektronterluarnya.

Jika suatu atom melepaskan elektron, berarti atom tersebut memberikan elektronkepada atom lain. Sebaliknya, jika suatu atom menangkap elektron, berarti atom itumenerima elektron dari atom lain. Jadi, susunan elektron yang stabil dapat dicapai dengan berikatan dengan atom lain.

Dari konfigurasi elektron gas mulia tersebut, Lewis dan Kossel menarik kesimpulanbahwa konfigurasi elektron suatu atom akan stabil apabila elektron terluarnya 2 (duplet)atau 8 (oktet).

Pada saat terbentuk ikatan kimia, setiap atom yang bergabung harus memenuhiaturan duplet atau oktet, dengan cara menerima atau melepaskan elektron (terjadiperpindahan elektron).

Kecenderungan atom-atom untuk memiliki delapan elektron di kulit terluar disebut Kaidah Oktet.

Read More