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
ARTIKEL TERKAIT:
Artikel 
0 komentar:
Post a Comment
Silahkan Tinggalkan Komentarnya