BAHAN AJAR PROGRAM KEAHLIAN TEKNIK INFORMASI DAN KOMUNIKASI Kompetensi dasar 3.3 Menganalisis proses pembentukan ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam serta interaksi antar partikel (atom, ion, molekul) materi dan hubungannya dengan sifat fisik materi Tujuan Pembelajaran Setelah peserta didik mempelajari bahan ajar, diharapkan siswa mampu : 3.3.1 3.3.2 3.3.3 3.3.4 3.3.5 3.3.6 3.3.7 3.3.8 3.3.9 3.3.10 Menjelaskan kestabilan unsur dalam membentuk ikatan kimia Membuat struktur lewis atom Menjelaskan proses pembentukan ikatan ion Menyebutkan sifat senyawa ion Menjelaskan proses pembentukan ikatan kovalen Mennyebutkan sifat senyawa kovalen Menjelaskan proses terjadinya ikatan koordinasi Menjelaskan ikatan logam dan sifat fisik materi logam Menjelaskan bentuk molekul dan kepolaran sebuah senyawa Menjelaskan gaya antar molekul dalam sebuah senyawa PROGRAM WORKSHOP PPGJ KIMIA UNDIKSHA 2018 1. Kestabilan Unsur Unsur-unsur gas mulia merupakan unsur yang terletak pada golongan VIII A dalam sistem periodik. Unsur-unsur ini memiliki bentuk konfigurasi elektron yang telah stabil, yakni dengan delapan elektron valensi yang disebut stuktur oktet kecuali helium(He) dengan dua buah elektron valensi yang disebut struktur duplet. Unsur gas mulia sukar bereaksi. Unsur lainnya memiliki keinginan mencapai keadaan seperti gas mulia terdekat. Unsur gas mulia 2He 10Ne 18Ar 36Kr 56Xe Konfigurasi elektron K=2 K=2 K=2 K=2 K=2 L=8 L=8 M=8 L = 8 M = 18 N = 8 L = 8 M = 18 N = 18 Electron valensi O=8 2 8 8 8 8 Kecenderungan unsur-unsur lain mencapai konfigurasi stabil gas mulia (elektron valensi 8) disebut dengan hukum oktet, sedangkan kecenderungan mencapai konfigurasi stabil gas mulia (elektron valensi 2) disebut hukum duplet. Suatu atom dapat mencapai kestabilan konfigurasi elektron atom gas mulia dengan cara melepaskan elektron, menerima/menangkap elektron, dan menggunakan pasangan elektron secara bersama-sama dengan membentuk ikatan kimia a. Kecenderungan melepas electron Unsur yang belum stabil akan memiliki kecenderungan melepas electron apabila unsur tersebut mengikuti konfigurasi electron gas mulia dengan nomor atom yang lebih sedikit dari nomor atom tersebut untuk mencapai kestabilan. Contoh : 11Na : K = 2, L = 8, M = 1 Na memiliki electron valensi 1, sehingga belum stabil. Ada dua kemungkinan yang dilakukan atom Na yaitu melepas 1 elektron terluar mengikuti konfigurasi atom Ne atau menerima 7 eletron meniru konfigurasi Ar. Melepas maupun menerima electron sama sama memerlukan energy, sehingga yang dilakukan Na adalah melepaskan energy seminimal mungkin yaitu melepas 1 elektron terluar mengikuti konfigurasi atom Ne menjadi ion Na+ + 11Na = K =2, L = 8 b. Kecenderungan menerima elektron Unsur yang belum stabil akan memiliki kecenderungan melepas electron apabila unsur tersebut mengikuti konfigurasi electron gas mulia dengan nomor atom yang lebih banyak dari nomor atom tersebut untuk mencapai kestabilan. Contoh : 17Cl : K = 2, L = 8, M = 7 Cl memiliki electron valensi 7, sehingga belum stabil. Ada dua kemungkinan yang dilakukan atom Cl yaitu melepas 7 elektron terluar mengikuti konfigurasi atom Ne atau menerima 1 eletron meniru konfigurasi Ar. Disini Cl adalah melepaskan energy seminimal mungkin yaitu menerima 1 elektron dari atom lain, mengikuti konfigurasi atom Ar menjadi ion ClNa+ = K =2, L = 8, M = 8 2. Struktur Lewis Struktur lewis adalah struktur yang menggambarkan susunan electron valensi (electron terluar) sebuah atom atau ion, yang digambarkan dengan tanda titik untuk 1 buah electron (Dot structure). Penulisan struktur lewis sebagai berikut: - Buat tanda titik ke semua sisi ( samping kiri, atas, samping kanan dan bawah lambing unsur - Apabila sudah semua sisi terisi, sisa electron dibuat berpasangan di setiap sisinya Contoh: 17Cl : K = 2, L = 8, M = 7, electron valensi 7, struktur lewisnya dapat kita buat sebagai berikut: Latihan soal Untuk mengetahui pemahaman kalian tentang pemahaman materi, kerjakanlah soal-soal berikut ini! 1. Tentukan kecenderungan atom berikut mencapai kestabilannya a. 12Mg b. 8O c. 13Al d. 35Br 2. Tuliskan struktur lewis dari unsur berikut: a. C b. I c. Ba d. Rb 3. Ikatan Kimia a. Ikatan Ion Ikatan ion terjadi akibat adanya serah terima elektron sehingga membentuk ion positif dan ion negatif yang konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia. Ion positif dan ion negatif diikat oleh suatu gaya elektrostatik. Senyawa yang dihasilkan disebut senyawa ion. Salah satu contoh yang sering kita jumpai sehari-hari adalah garam dapur. (NaCl). Dalam NaCl padat terdapat ikatan antara ion Na+ dan ion Cl- dengan gaya elektrostatik, sehingga disebut ikatan ion. Pembentukan ikatan ion: Na merupakan golongan IA dengan konfigurasi elektron, 11Na: 2, 8, 1. Sehingga untuk stabil Na akan melepas elektron terluarnya, +1 (Na+). Reaksinya: Na → Na+ + e Cl dilihat dari konfigurasi elektronnya 17Cl : 2, 8, 7. Untuk mencapai kestabilan, Cl harus menerima 1 elektron dari atom lain membentuk ion ClCl + e- → ClElectron yang dilepas Na inilah yang diterima Oleh Cl membentuk ikatan ion, sehingga baik Na maupun Cl akan mencapai keadaan stabil. Na+ + Cl- → NaCl Mekanisme pembentukan ikatan ion dapat ditulis sebagai berikur: + 11Na: 2, 8, 1 stabil dengan melepas 1e menjadi Na 17Cl : 2, 8, 7 stabil dengan menerima electron menjadi Cl Reaksi: Na → Na+ + e Cl + e- → ClNa+ + Cl- → NaCl Sifat senyawa ion Titik didih dan titik leleh tinggi Mudah larut dalam pelarut polar Pada suhu kamar berbentuk padatan Dalam bentuk larutan/lelehan dapat menghantarkan listrik b. Ikatan kovalen Ikatan ini terjadi karena masing-masing atom yang berikatan kekurangan elektron untuk mencapai kestabilan . Atau ikatan yang terjadi karena penggunaan bersama pasangan elektron. Berdasarkan jumlah pasangan elektron yang digunakan bersama, ikatan kovalen dibedakan menjadi 3 yaitu : ikatan kovalen tunggal, rangkap dua dan rangkap tiga. 1. Ikatan kovalen tunggal adalah ikatan kovalen dengan penggunaan bersama satu pasang elektron. Contoh : Pembentukan molekul Cl2 17Cl = 2 8 7, untuk stabil, Cl kekurangan 1 elektron sehingga antar atom Cl kesatu dan Cl kedua sama sama menyumbangkan I electron untuk digunakan bersama. Struktur lewisnya bisa kita amati debagai berikut : 2. Ikatan kovalen rangkap dua adalah ikatan kovalen dengan penggunaan bersama 2 pasang elektron Contoh : pembentukan molekul O2 17O = 2 6, untuk stabil, O kekurangan 2 elektron sehingga antar atom O kesatu dan O kedua sama sama menyumbangkan 2 electron untuk digunakan bersama. Struktur lewisnya bisa kita amati debagai berikut : 3. Ikatan kovalen rangkap dua adalah ikatan kovalen dengan penggunaan bersama 2 pasang electron Contoh : pembentukan Molekul N2 7N = 2 5, untuk stabil, N kekurangan 3 elektron sehingga antar atom N kesatu dan N kedua sama sama menyumbangkan 3 electron untuk digunakan bersama. Struktur lewisnya bisa kita amati debagai berikut : c. Ikatan Kovalen Koordinasi Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terbentuk dari pemakaian pasangan elektron bersama yang berasal dari salah satu atom yang memiliki pasangan elektron bebas. Contoh senyawa yang memiliki ikatan kovalen koordinasi adalah HNO3, NH4Cl, SO2, SO3, dan H2SO4. Contoh : Pembentukan senyawa SO2 Baik 16S= 2 8 6, dan 8O = 2 6, sama sama kekurangan 2 elektron untuk stabil, sehingga S dan O yang pertama stabil dengan membentuk ikatan kovalen rangkap 2. Karena Atom S masih memiliki pasangan electron bebas, itu bias digunakan bersama dengan atom O yang kedua, sehinga ketiga atom dapat mencapai kestabilan. Sifat senyawa kovalen a. Titik didih dan titik leleh rendah b. Mudah larut dalam pelarut non-polar c. Pada suhu kamar berbentuk lunak d. Kovalen polar dapat menghantarkan listrik e. Kovalen non-polar tidak dapat menghantarkan listrik d. Penyimpangan kaedah Oktet dalam ikatan kovalen: Walaupun semua ikatan kovalen mematuhi aturan oktet, ternyata masih ada beberapa senyawa yang menyimpang dari aturan oktet, misalnya senyawa PCl5, BH3, NO2, BCl3, dan SF6. Hal ini disebut penyimpangan aturan atau pengecualian aturan oktet. Pengecualian aturan oktet dapat dibagi ke dalam tiga kategori, yang ditandai oleh oktet tak lengkap, jumlah elektron ganjil, dan terdapat lebih dari delapan elektron disekitar atom pusat 1. Oktet Tak Lengkap Pada beberapa senyawa, jumlah elektron disekitar atom pusat dalam suatu molekul stabil bisa kurang dari delapan. Misalanya, berilium unsur periode kedua dan Golongan 2A, memiliki konfigurasi elektron 1s22s2. Be mempunyai dua elektron valensi pada orbital 2s. Struktur Lewis BeH2 adalah Dapat dilihat bahwa hanya ada empat elektron disekitar atom Be, dan tidak mungkin untuk memenuhi aturan oktet untuk Be dalam molekul ini. 2. Molekul Berelektron Ganjil Beberapa molekul mempunyai jumlah elektron yang ganjil, misalnya nitrogen oksida (NO) dan nitrogen dioksida (NO2): Aturan oktet tidak mungkin dipenuhi pada molekul dengan jumlah elektron valensi ganjil, karena untuk memenuhi aturan oktet diperlukan pasangan elektron yang lengkap (delapan elektron) yang merupakan bilangan genap. 3. Oktet yang Diperluas Jumlah elektron valensi yang lebih besar dari delapan di sekitar satu atom bisa ditemui dalam beberapa senyawa. Oktet yang diperluas hanya diperlukan untuk atom-atom dari unsur-unsur dalam periode ketiga ke atas. Disamping orbital 3s dan 3p, unsur-unsur dalam periode ketiga juga mempunyai orbital 3d yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan. Salah satu contoh senyawa dengan oktet yang diperluas adalah sulfur heksafluorida (SF6) yang merupakan senyawa yang sangat stabil. Konfigurasi elektron pada sulfur adalah [Ne]3s23p4. Keenam elektron valensi dari S dalam molekul SF6 masing-masing digunakan untuk membentuk satu ikatan kovalen dengan atom fluorin, sehingga terdapat duabelas elektron disekitar atom pusat S: e. Ikatan Logam . Atom-atom logam merupakan unsur yang kaya akan elektron dan bersifat elektropositif. Elektron-elektron ini bebas bergerak. Ion positif logam berada dalam lautan elektron yang saling tarik menarik satu sama lain. Sifat sifat logam 1. Logam akan memantulkan sinar yang datang dengan panjang gelombang dan frekuensi yang sama sehingga logam terlihat lebih mengkilat. Contohnya, emas (Au), perak (Ag), besi (Fe), dan seng (Zn). 2. Logam dapat menghantarkan panas ketika dikenai sinar matahari, sehingga logam akan sangat panas (terbakar). Energi panas diteruskan oleh elektron sebagai akibat dari penambahan energi kinetik. Hal ini menyebabkan elektron bergerak lebih cepat. Energi panas ditransferkan melintasi logam yang diam melalui elektron yang bergerak. 3. Logam juga dapat menghantarkan listrik karena elektronnya terdelokalisasi bebas bergerak di seluruh bagian struktur atom. Tembaga (Cu) sering dipakai dalam pembuatan kawat penghantar lisrik. 4. Meabilitas, yaitu kemampuan logam untuk ditempa atau diubah menjadi bentuk lembaran. Sifat ini digunakan oleh pandai besi untuk membuat sepatu kuda dari batangan logam. Gulungan baja (besi) penggiling menggunakan sifat ini saat mereka mengulung batangan baja menjadi lembaran tipis untuk pembuatan alat-alat rumah tangga. 5. Duktilitas yaitu kemampuan logam dirubah menjadi kawat dengan sifatnya yang mudah meregang jika ditarik. Tembaga (Cu) dapat digunakan sebagai bahan baku pembuatan kawat. 6. Semua logam merupakan padatan pada suhu kamar dengan pengecualian raksa atau merkuri (Hg) yang berupa cairan pada suhu kamar. 7. Semua logam bersifat keras, kecuali natrium (Na) dan kalium (Ca), yang lunak dan dapat dipotong dengan pisau. 8. Umumnya logam memiliki kepadatan yang tinggi sehingga terasa berat jika dibawa. 9. Logam juga dapat menimbulkan suara yang nyaring jika dipukul, sehingga dapat digunakan dalam pembuatan bel atau lonceng. 10. Logam dapat ditarik magnet, sehingga logam disebut diamagnetik, misalnya besi (Fe). Soal Formatif I A. Obyektif Pilihkah salah satu jawaban yang paling benar! 1. Berikut ini yang menyebabkan unsur-unsur gas mulia stabil dialam adalah . . . . . A. Berwujud gas B. Memiliki kulit yang terisi penuh elektron C. Memiliki electron valensi genap D. Memiliki electron valensi 8 E. Memiliki 7 buah kulit 2. Atom Mg akan mencapai kestabilan dengan cara . . . . A. Melepas 1 e- menjadi ion Mg+ B. Melepas 2 e- menjadi ion Mg2+ C. Menerima 2 e- menjadi ion Mg2+ D. Menerima 2 e- menjadi ion Mg2E. Menerima 1 e- menjadi ion Mg+ 3. Ikatan kimia yang terbentuk akibat adanya serah terima electron disebut . . . . A. Ikatan ion B. Ikatan kovalen C. Ikatan koordinasi D. Ikatan logam E. Ikatan vanderwall 4. Ikatan kimia yang terbentuk dengan pemakaian 4 elektron bersama disebut . . . . A. Ikatan ion B. Ikatan kovalen tunggal C. Ikatan kovalen rangkap 2 D. Ikatan kovalen rangkap 3 E. Ikatan koordinasi 5. Ikatan dan rumus senyawa yang terbentuk dari unsur 13X dengan 9Y adalah. . . . . A. Ikatan ion, XY3 B. Ikatan ion, XY2 C. Ikatan ion, X2Y D. Ikatan kovalen, XY2 E. Ikatan kovalen, X3Y 6. Dari unsur-unsur berikut: 8A, 7B, 17C, 20D, 16E yang berpeluang membentuk ikatan kovalen rangkap dua adalah . . . . A. A dan C B. A dan E C. B dan D D. C dan E E. D den E 7. Syarat terbentuknya ikatan kordinasi adalah . . . . A. Kedua atom sama sama kekurangan electron B. Atom pusat memiliki eletron yang bias dilepas C. Atom pusat memiliki pasangan electron ikatan D. Atom pusat memiliki pasangan electron bebas E. Atom pusat tidak memiliki pasangan electron bebas 8. Berikut ini yang bukan merupakan ciri-ciri dari unsur logam adalah . . . . A. Mengkilap B. Menghantarkan panas C. Dapat ditempa D. Isolator yang baik E. Menghantarkan listrik 9. Perhatikan gambar dibawah ini, ikatan kovalen rangkap dua dan koordinasi secara berturut turut ditunjukkan oleh nomor . . . . . A. B. C. D. E. 1 dan 2 1 dan 3 2 dan 4 2 dan 1 3 dan 2 10. Berikut ciri-ciri dari senyawa : (i) Larutannya menghantarkan listrik (ii) Berbentuk amorf (iii) Berbentuk Kristal (iv) Titik didih rendah (v) Titik didih tinggi Yang merupakan sifat dari senyawa ion adalah. . . . . A. (i), (ii) dan (iii) B. (i), (iii) dan (v) C. (ii), (iii) dan (iv) D. (ii), (iv) dan (v) E. (iii), (iv) dan (v) B. Essay Jawablah soal soal berikut dengna uraian singkat! 1. Tuliskan bagaimana cara atom atom berikut mencapai kestabilannya! a. 19K d. 16S b. 15P e. 53I c. 31Ga f. 20Ca 2. Tuliskan mekanisme ikatan ion dari unsur unsur berikut ini: a. 19A dengan 16B b. 13P dengan 8Q c. 31X dengan 19Y d. 11X dengan 33Y 3. Tuliskan mekanisme ikatan kovalen dari unsur unsur berikut ini: a. 16A dengan 17B b. 15P dengan 35Q c. 6X dengan 19Y d. 31X dengan 19Y 4. Tuliskan sifat-sifat senyaw ion dan kovalen 5. Jelaskan kenapa logam dapat menghantarkan listrik 3. Bentuk Molekul A. Penentuan Jumlah Domain Elektron Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut: a. Setiap elektron ikatan (ikatan tunggal, ikatan rangkap, maupun ikatan rangkap tiga) merupakan satu domain b. Setiap pasangan elektron bebas dari atom pusat merupakan satu domain Contoh : a. Pada senyawa CCl4 ada 4 domain elektron Struktur Lewis : b. Pada senyawa CO2 Struktur Lewis : ada 2 domain elektron Domain elektron terdiri dari dua domain, yaitu DEI ( domain elektron ikatan) dan DEB (domain elektron bebas). DEI merupakan jumlah pasangan elektron atom pusat yang berikatan dengan atom lainnya. Sedangkan DEB adalah jumlah pasangan elektron atom pusat yang tidak berikatan. DEI = PEI (Pasangan Elektron Ikatan) DEB = PEB (Pasangan Elektron Bebas) Prinsip Dasar Teori Domain Elektron a. Sesama domain elektron saling tolak-menolak sedemikian rupa sehingga tolakmenolak di antara domain elektron tersebut menjadi sekecil-kecilnya (minimum). Geometri molekul domain elektron yang berjumlah 2 hingga 6 domain yang memberi tolakan minimum ditunjukkan pada tabel berikut. Jumlah Besar domain Geometri Molekul sudut elektron ikatan 2 A Linear 180˚ 3 A Segitiga sama sisi 120 ˚ 4 A Tetrahedron 109,5 ˚ TrigonalBipiramida Ekuatorial = 120 ˚ Aksial = 90 ˚ Oktahedron 90 ˚ 5 6 A A b. Urutan kekuatan tolak-menolak sesama domain elektron adalah sebagai berikut : PEB-PEB > PEB-PEI > PEI-PEI Perbedaan daya tolak ini terjadi karena PEB hanya terikat pada satu atom saja, sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada PEI. Akibat dari perbedaan daya tolak tersebut adalah mengecilnya sudut ikatan karena desakan dari PEB. Demikian halnya dengan domain yang terdiri dari dua atau tiga pasang elektron (ikatan rangkap dua atau rangkap tiga) tentu mempunyai daya tolak yang lebih besar daripada domain yang hanya terdiri dari sepasang elektron. c. Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron ikatan Tipe Molekul Setelah mengetahui jumlah DEI dan DEB, kita dapat menentukan notasi tipe molekul. Cara merumuskan notasi tipe molekul: Atom pusat diberi simbol A DEI diberi simbol X DEB diberi simbol E Contoh : Jumlah DEI Jumlah DEB 4 0 Notasi tipe molekul AX4 3 2 1 2 AX3E AX2E2 Setelah mengetahui tipe molekul maka dapat ditentukan bentuk molekulnya seperti pada tabel berikut. Meramalkan bentuk Molekul Untuk meramalkan bentuk molekul suatu senyawa dapat dilakukan melalui langkahlangkah berikut : 1. Apabila yang diketahui adalah atom pembentuk senyawa maka tentukan konfigurasi elektronnya terlebih dahulu. 2. Tentukan senyawa yang dapat terbentuk dari atom tersebut 3. Gambarkan struktur Lewis senyawa tersebut 4. Tentukan jumlah DEI (X) dan jumlah DEB (E) di sekeliling atom pusat 5. Gunakan hasil nomor 2 untuk merumuskan tipe molekulnya. Dengan mengetahui tipe molekul, maka bentuk molekul senyawa dapat diramalkan. 4. Kepolaran Senyawa Sementara molekul dapat digambarkan sebagai "kovalen polar", "kovalen nonpolar", atau "ionik", hal ini sering merupakan istilah relatif, dengan satu molekul hanya menjadi lebih polar atau lebih nonpolar daripada yang lain. Namun, sifat berikut adalah ciri molekul tersebut. Sebuah molekul terdiri dari satu atau lebih ikatan kimia antara orbital molekul dari berbagai atom. Molekul dapat berupa kutub baik sebagai hasil ikatan polar karena perbedaan elektronegativitas seperti yang dijelaskan di atas, atau sebagai akibat dari pengaturan asimetris ikatan kovalen nonpolar dan pasangan elektron yang tidak terikat yang dikenal sebagai orbital molekul. e. Molekul polar Molekul air terdiri dari oksigen dan hidrogen, dengan elektronegativitas masing-masing 3.44 dan 2.20. Dipol masing-masing ikatan (panah merah) ditambahkan bersama untuk membuat keseluruhan molekul polar. Molekul polar memiliki dipol bersih sebagai akibat dari muatan yang berlawanan (yaitu memiliki muatan positif parsial dan parsial negatif) dari ikatan polar yang disusun secara asimetris. Air (H2O) adalah contoh molekul polar karena memiliki muatan positif sedikit di satu sisi dan sedikit muatan negatif di sisi lain.[8] Dipol tersebut tidak saling meniadakan sehingga menghasilkan dipol bersih. Karena sifat kutub molekul air itu sendiri, molekul polar pada umumnya dapat larut dalam air. Contoh lainnya termasuk gula (seperti sukrosa), yang memiliki banyak gugus oksigen-hidrogen (−OH) polar dan secara keseluruhan sangat polar. Jika momen dipol ikatan molekul tidak saling meniadakan, molekulnya bersifat polar. Misalnya, molekul air (H2O) mengandung dua ikatan O−H polar dalam suatu geometri tekuk (nonlinear). Momen dipol ikatan tidak meniadakan, sehingga molekul tersebut membentuk dipol dengan kutub negatif pada oksigen dan kutub positif di antara dua atom hidrogen. Pada gambar setiap ikatan bergabung dengan atom O pusat dengan muatan negatif (merah) ke atom H dengan muatan positif (biru). Ketika membandingkan molekul kutub dan nonpolar dengan massa molar serupa, molekul polar pada umumnya memiliki titik didih lebih tinggi, karena interaksi dipoldipol antara molekul polar menghasilkan daya tarik antarmolekul yang lebih kuat. Salah satu bentuk interaksi polar yang umum adalah ikatan hidrogen, yang juga dikenal sebagai ikatan-H. Misalnya, air membentuk ikatan H dan memiliki massa molar M = 18 dan titik didih +100 °C, dibandingkan dengan nonpolar metana dengan M = 16 dan titik didih –161 °C. f. Molekul nonpolar Dalam molekul boron trifluorida, penataan trigonal planar dari tiga ikatan polar menghasilkan tidak adanya dipol keseluruhan. Suatu molekul mungkin nonpolar baik bila terdapat pembagian elektron yang sama antara dua atom dari molekul diatomik atau akibat susunan ikatan kutub simetris dalam molekul yang lebih kompleks. Sebagai contoh, boron trifluorida (BF3) memiliki susunan trigonal planar dari tiga ikatan polar pada 120°. Hal ini menghasilkan keseluruhan dipol dalam molekul. Contoh senyawa nonpolar rumah tangga meliputi lemak, minyak, dan bensin. Oleh karena itu, kebanyakan molekul nonpolar tidak larut dalam air (hidrofobik) pada suhu kamar. Banyak pelarut organik nonpolar, seperti terpentin, yang mampu melarutkan zat polar. Dalam molekul metana (CH4) empat ikatan C−H disusun secara tetrahedral di sekitar atom karbon. Setiap ikatan memiliki polaritas (meski tidak terlalu kuat). Namun, ikatannya disusun secara simetris sehingga tidak ada keseluruhan dipol dalam molekul. Molekul diatomik oksigen (O2) tidak memiliki polaritas dalam ikatan kovalen karena elektronegativitas yang sama, maka tidak ada polaritas dalam molekul. g. Molekul amfifilik Molekul besar yang memiliki satu ujung dengan gugus polar terlampir dan ujung lainnya dengan kelompok nonpolar digambarkan sebagai molekul amfifil atau amfifilik. Mereka merupakan surfaktan yang baik dan dapat membantu pembentukan emulsi stabil, atau campuran, air dan lemak. Surfaktan mengurangi tegangan antar muka antara minyak dan air dengan mengadsorpsi antarmuka caircair. 5. Gaya Antar Molekul A. Gaya van der waals Gaya van der waals dapat terjadi pada molekul polar dan nonpolar. Gaya ini memiliki gaya tarik yang lebih lemah jika dibandingkan dengan ikatan hidrogen. Berdasarkan jenis senyawa yang saling tarik menarik, gaya van der waals dibagi menjadi 3, yaitu: 1) Molekul nonpolar dengan molekul nonpolar/gaya London (dipol sesaat-dipol terinduksi) Pada waktu membahas struktur elektron, kita mengacu pada peluang untuk menemukan elektron di daerah tertentu pada waktu tertentu. Elektron senantiasa bergerak dalam orbit. Perpindahan elektron dari suatu daerah ke daerah lainnya menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar, sehingga terbentuk suatu dipol sesaat. Dipol yang terbentuk dengan cara itu disebut dipol sesaat karena dipol itu dapat berpindah milyaran kali dalam 1 detik. Pada saat berikutnya, dipol itu hilang atau bahkan sudah berbalik arahnya. Polarisasi awan elektron Gambar 1. Proses terbentuknya dipol sesaat Dipol sesaat pada suatu molekul dapat mengimbas pada molekul nonpolar di sekitarnya, sehingga membentuk suatu dipol terimbas. Hasilnya adalah suatu gaya tarik-menarik antarmolekul yang lemah. Penjelasan teoritis mengenai gaya-gaya ini dikemukakan oleh Fritz London pada tahun 1928. Oleh karena itu gaya ini disebut gaya London (disebut juga gaya dispersi). Gambar berikut memperlihatkan proses terbentuknya gaya London. Induksian Molekul dengan dipol sesaat Molekul tanpa dipol Molekul dengan dipol induksia Molekul dengan dipol sesaat Gaya London Gambar 2. proses terbentuknya gaya London 2) Molekul polar dengan molekul nonpolar (dipol-dipol terimbas) Apabila molekul polar dan molekul nopolar berada pada jarak tertentu, molekul polar dapat menginduksi molekul non polar sehingga pada molekul non polar tersebut terjadi dipol induksian. Setelah proses induksian berlangsung, maka antara kedua molekul tersebut terjadi gaya tarik elektrostatik yang disebut gaya dipol permanen-dipol induksian atau gaya dipol-dipol induksian. Dipol permanen pada molekul polar biasanya hanya disebut dipol. Gambar berikut menunjukan proses terbentuknya gaya dipol-dipol induksian Induksi Molekul nonpolar tanpa dipol Molekul polar dengan dipol permanen Molekul nonpolar dengan dipol induksian Molekul polar dengan dipol permanen Gaya dipol-dipol induksian Gambar 3. proses terbentuknya gaya dipol-dipol induksian 3) Molekul polar dengan molekul polar (dipol -dipol) Gaya dipol-dipol berlaku hanya untuk molekul yang bersifat polar.Molekul polar memiliki dua kutub yaitu kutub positif (δ+) dan kutub negatif (δ-).Dipol-dipol ini bersifat permanen akibat distribusi elektron yang tidak merata. Selanjutnya kedua dipol ini akan saling tarik-menarik pada dipol yang berlawanan muatan dan akan terjadi tolakan pada kutub yang sejenis. Berdasarkan fakta yang ada, gaya tarikmenarik ini akan lebih besar daripada gaya tolakannya. Sehingga terjadi gaya tarik-menarik antar molekul. Inilah yang disebut gaya tarik-menarik dipol-dipol. Gambar dibawah menunjukan proses terbentuknya gaya dipol-dipol. Gaya dipol-dipol Gambar 4. proses terbentuknya gaya dipol-dipol B. Ikatan Hidrogen Terdapat banyak unsur yang membentuk senyawa dengan hidrogen, disebut sebagai “hidrida”. Jika kita memplotkan titik didih hidrida unsur golongan 4, kita akan menemukan bahwa titik didih tersebut naik seiring dengan menurunnya letak unsur pada golongan. Pada umumnya terdapat hubungan antara titik didih suatu senyawa dengan massa molekul relatifnya. Titik didih akan naik jika massa molekul relatifnya juga naik. Selain itu, kenaikan titik didih terjadi karena molekul memperoleh lebih banyak elektron, dan karena itu kekuatan dispersi van der Walls menjadi lebih besar. Jika kita mengulangi hal yang sama untuk hidrida golongan 5, 6, 7 sesuatu yang aneh terjadi. Meskipun secara umum kecenderungannya sama persis dengan yang terjadi pada golongan 4 (dengan alasan yang sama), titik didih hidrida unsur pertama pada tiap golongan melonjak tinggi secara tidak normal. Pada kasus NH3, H2O dan HF seharusnya terjadi penambahan gaya daya tarik antarmolekul, yang secara signifikan memerlukan energi kalor untuk memutuskannya. Gaya antarmolekul yang relatif kuat ini digambarkan dengan ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen merupakan suatu gaya tarik-menarik dipol-dipol karena melibatkan molekul-molekul polar. Namun, ikatan hidrogen ini dibedakan dengan gaya tarik-menarik dipol-dipol karena ikatannya sangat kuat yaitu sekitar 5-10 kali lebih besar. Ikatan hidrogen terbentuk antara atom H dari suatu molekul polar dengan pasangan elektron bebas yang dimiliki atom kecil yang sangat elektronegatif dari molekul polar lainnya. Kekuatan ikatan hidrogen dapat dipahami karena atom H sendiri tidak memiliki kulit-kulit elektron terdalam sehingga elektronnya dapat tertarik sangat kuat ke atom kecil yang sangat elektronegatif tersebut. Hal ini menyebabkan inti atom H mampu mendekat dan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas dari atom tersebut. Tabel 2. Keelektronegatifan unsur N, O, dan F. Unsur N O F Kelektronegatifan 3,0 3,5 4,0 Tiga atom kecil yang sangat elektronegatif yang dapat membentuk ikatan hidrogen adalah atom N, O, dan F. Ikatan hidrogennya dilambangkan dengan H····N, H····O, dan H····F. H F H H F H N H N H H F H H N H Ikatan H····F antar molekul HF H H Ikatan H····N antar molekul NH3 Hubungan kekuatan gaya antarmolekul dengan sifat fisik senyawa ( titik didih dan titik lebur) Jumlah elektron dalam suatu molekul berbanding lurus dengan massa molekulnya, oleh karena itu kebolehpolaran/polarisabilitas suatu molekul semakin tinggi dengan bertambahnya massa molekulnya. Kenaikan kebolehpolaran molekul menyebabkan semakin mudahnya molekul tersebut membentuk dipol sesaat dan dipol induksian sehingga gaya London semakin kuat. Adanya gaya London antara molekul-molekul non polar menyebabkan pada waktu peleburan dan pendidihan diperlukan sejumlah energi untuk memperbesar jarak antara molekul-molekul nonpolar. Semakin kuat gaya London antara molekul-molekul, semakin besar pula energi yang diperlukan untuk terjadinya peleburan dan pendidihan. Pada dasarnya kekuatan gaya London dipengaruhi oleh mudah-tidaknya awan elektron dalam molekul mengalami deformasi atau mudah tidaknya dipol sesaat dan dipol terimbas terbentuk. Ada tiga faktor yang mempengaruhinya, yakni ukuran molekul, jumlah atom di dalam molekul dan bentuk molekul. Ukuran molekul Molekul dengan ukuran besar mempunyai awan elektron yang besar yang mudah terdeformasi karena elektron-elektron terluarnya cenderung tidak terikat dengan baik. Dengan demikian, dipol sesaat dan dipol terimbas semakin mudah terbentuk. Akibatnya, gaya London akan lebih kuat dibandingkan molekul dengan ukuran lebih kecil. Semakin besar ukuran molekul, semakin besar kekuatan gaya London Jumlah atom di dalam molekul Semakin banyak jumlah atom di dalam molekul, semakin banyak tempat yang tersedia untuk terbentuknya dipol sesaat dan dipol terimbas. Dengan demikian, dipol sesaat dan dipol terimbas semakin mudah terbentuk sehingga gaya London akan semakin kuat. Semakin banyak jumlah atom di dalam molekul, semakin besar kekuatan gaya London Berikut adalah titik didih dan titik lebur beberapa zat. Tabel 1. Titik didih dan titik lebur beberapa Zat Zat Jlh. elektron Ar (Mr) He Ne Ar Kr Xe H2 N2 O2 F2 I2 CH4 CF4 CCl4 CBr4 2 10 18 36 54 2 14 16 18 106 10 42 74 146 4,003 20,18 39,95 83,80 131,3 2,0160 28,0134 31,9988 37,9968 253,8090 16,0334 88,00 153,82 331,65 Titik lebur (oC) -270 -249 -189 -157 -112 -259 -210 -218 -220 114 -182 -184 -23,0 92 Titik didih (oC) -269 -246 -186 -152 -108 -252 -196 -183 -188 184 -162 - 129 76,8 190 Selain gaya dipol-dipol, dalam molekul polar juga terdapat gaya dispersi/gaya London. Jika membandingkan molekul yang massa molekulnya berbeda jauh, gaya london bisa lebih dominan. Sementara itu, jika massa molekulnya relatif sama, maka gaya dipol-dipol memberikan pengaruh perbedaan yang signifikan terhadap titik didih. Pada HCl dan HBr jika dimisalkan kedua senyawa tersebut hanya memiliki gaya dipol-dipol, maka titik didih HCl>HBr karena HCl memiliki momen dipol yang besar daripada HBr. Tetapi secara eksperimen menunjukkan bahwa titik didih HBr>HCl. Hal ini menunjukkan bahwa ada gaya lain yang bekerja pada antarmolekul itu. Gaya yang lain ini berhubungan dengan banyaknya elektron yang ada pada molekul itu. Gaya yang berhubungan dengan jumlah elektron atau massa molekul suatu zat adalah gaya London. Jadi dalam molekul-molekul yang bersifat polar, selain terjadi gaya dipol-dipol juga terjadi gaya London. Begitu pula molekul polar dengan molekul nonpolar, selain terjadi gaya dipol-dipol induksian juga terjadi gaya London. Latihan soal A. Soal Obyektif 1. Gaya yang terjadi antarmolekul polar disebut.... A. gravitasi D. elektrostatik B. London E. induksi C. potensial 2. Titik didih H2O lebih besar daripada titik didih H2S. Hal ini disebabkan antarmolekul air membentuk ikatan.... A. oksigen D. ion B. hidrogen E. kovalen C. polar 3. Ikatan antar atom H dan O dalam molekul air disebut ikatan... A. ion D. van der waals B. kovalen E. oksigen C. hidrogen 4. Hidrogen yang digunakan sebagai bahan bakar adalah hidrogen cair. Hidrogen cair terbentuk karena adanya... A. gravitasi D. elektrostatik B. London E. Induksi C. potensial 5. Iodin dapat berwujud padatan, yang mudah menyublim. Ini disebabkan gaya antar molekulnya sangat lemah. Gaya yang terjadi antar molekul iodin disebut gaya... A. ion D. van der waals B. kovalen E. Oksigen C. hidrogen 6. Ikatan antar molekul paling lemah terjadi pada interaksi molekul-molekul ... A. CH4 D. NH3 B. HCl E. C2H5OH C. H2O 7. Senyawa alkana yang memiliki titik didih paling rendah adalah... A. etana D. n-butana B. metana E. 2-metil butana C. propana 8. Molekul-molekul berikut ini dapat membentuk gaya antarmolekul. Gaya antarmolekul yang paling kuat adalah.... A. HF dan HCl D. HCl dan H2 B. HF dan HI E. H2 dan Cl2 C. HCl dan Cl2 9. Antar molekul diatomik dapat membentuk gaya antarmolekul karena adanya gaya London. Sesuai dengan faktor-faktor yang mempengaruhi gaya london, antarmolekul diatomik berikut yang memiliki gaya Van der Waals paling kuat adalah… A. H2 dan N2 D. N2 dan O2 B. N2 dan Cl2 E. Cl2 dan O2 C. H2 dan Cl2 10. Jika diketahui Ar H=1; C=12; N=14; O=16; F=19; Mg=24; dan S=32, manakah senyawa berikut ini yang mempunyai titik didih paling tinggi ? A. N20 D. MgO B. C3H8 E. SO2 C. HF B. Soal Essay 1. Tentukan jenis interaksi antar molekul H2S 2. Tentukan jenis interaksi antar molekul O2 3. Tentukan jenis interaksi antar molekul NaCl 4. Tentukan jenis interaksi antar molekul H2O 5. Jelaskan bagaimana pengaruh gaya antar molekul terhadap titik didih suatu senyawa yang memiliki Mr yang sama tetapi titik didihnya berbeda?