PENGARUH IKATAN HIDROGEN TERHADAP KELARUTAN DALAM AIR DAN TITIK DIDIH SUATU ZAT

Senyawa-senyawa ion umumnya larut dalam air, walaupun beberapa senyawa ion tidak larut dalam air. Kelarutan senyawa ion dalam air bergantung pada harga Ksp-nya.

Sedangkan senyawa-senya kovalen yang bersifat polar dapat larut dalam air karena air merupakan pelarut polar dan senyawa tersebut dapat membentuk ikatan hidrogen dengan air. Senyawa yang tidak mampu membentuk ikatan hidrogen umumnya kelarutan dalam rendah.

Perlu ditekankan bahwa ikatan hidrogen hanya terbentuk bila satu atom H ditarik atau diikat bersama oleh dua atom yang memiliki keelektronegatifa tinggi yakni N, O, F dan memiliki elektron bebas (lone pair electron). selain unsur-unsur tersebut berarti bukan ikatan hidrogen. Secara sederhana ikatan hidrogen dapat digambarkan sebagai berikut.

 

atom berkeelektronegafan tinggi-H-atom berkeelektronegafan tinggi

 

Ikatan hidrogen dapat terjadi karena elektron bebas pada atom yang berkeelektronegatifan tinggi menarik proton yang dimiliki oleh atom H. Hal mengakibatkan seolah-olat terbentuk suatu ikatan kimia.

Selain kelarutan dalam air, terbentuknya ikatan hidroogen intramolekul (dalam satu molekul) atau antarmolekul (minimal 2 molekul) menyebabkan titik didih senyawa lebih tinggi bila dibanding senyawa-senyawa yang massa molekul relatifnya sama atau hampir sama. Oleh sebab itu,jika terdapat senyawa yang memiliki unsur-unsur berkeelektronegatifan tinggi yang mengikat atom H kemudian memiliki titik didih tinggi, hal ini pasti disebabkan karena adanya ikatan hidrogen.

Senyawa-senyawa yang bersifat nonpolar titik didih umumnya ditentukan oleh massa molekul relatif (Mr) senyawa tersebut. Makin besar Mr senyawa, makin tinggi titik didihnya.

ENERGI IKATAN, JARAK IKATAN DAN ENTALPI REAKSI

Energi ikatan didefinisikan sebagai sejumlah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan satu mol ikatan suatu spesi dalam keadaan gas. Energi akan dilepas bila atom-atom bergabung bersama-sama membentuk suatu ikatan kimia. Dengan kata lain reaksi pembentukan suatu senyawa selalu berlangsung eksoterm sedangkan reaksi penguraian sengawa menjadi unsur-unsurnya berlangsung secara endoterm.

Satuan SI (standar internasional) energi ikatan adalah kilojoule permol ikatan (kJ/mol). Dengan demikian kekuatan suatu ikatan kimia ditentukan oleh energi ikatan yang besarnya bergantung pada sifat ikatan antara atom-atom yaitu : ikatan ganda tiga lebih kuat ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap dua lebih kuat ikatan tunggal. Jarak ikatan atau panjang ikatan ganda tiga lebih pendek dibanding ikatan ganda dua dan lebih pendek dibanding tunggal. Semakin pendek suatu ikatan kimia, maka ikatan tersebut semakin kuat. Jadi kekuatan ikatan kimia mulai dari terkuat ke yang paling lemah adalah ikatan ganda tiga > ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal.

Walaupun demikian perlu diperhatikan bahwa ikatan ion lebih kuat dari ikatan kovalen kecuali intan dan beberapa senyawa kovalen lain. Intan walaupun memiliki ikatan kovalen namun ikatannya sangat kuat. Hal ini dapat dilihat dari titik didih dan titih lelehnya yang sangat tinggi. Ikatan ion dan kovalen disebut ikatan primer, sedangkan ikatan van der waals, ikatan hidrogen termasuk ikatan sekunder. ikatan primer lebih kuat dibanding ikatan sekunder.

Energi ikatan dalam molekul diatomik tidak sulit dipahami karena hanya terdapat satu ikatan permolekul. Namun pada molekul poliatomik seperti H₂O keadaannya berbeda. Energi yang diperlukan untuk memisahkan satu mol atom H dengan pemecahan satu ikatan H-OH permolekul berbeda dengan energi yang diperlukan untuk memisahkan mol kedua dari atom H dari pemecahan ikatan OH.

H-OH(g) → H(g) + OH(g) ΔH = +492 kJ/mol

OH(g) → H(g) + O(g) ΔH = +428 kJ/mol

Hal ini terjadi karena energi ikatan tergantung pada pada lingkungan yaitu bagian dari molekul yang berdekatan dengan ikatan, biasanya digunakan nilai rata-rata. Kebanyakan molekul energi ikatan rata-rata bersifat aditif yaitu jumlah seluruh energi ikatan merupakan penjumlahan dari energi masing-masing ikatan. Secara spektroskopi dapat digunakan untuk menentukan jarak ikatan dan beberapa energi ikatan. Energi ikatan lainnya dapat ditentukan secara tidak langsung melalui hukum Hess dan data seperti kalor pembentukan dan kalor pembakaran. Energi ikatan dalam kJ/mol beberapa ikatan sebagai berikut.

 

PERHITUNGAN YANG MELIBATKAN ENERGI IKATAN

Reaksi-reaksi yang melibatkan fasa gas dapat diguankan suatu hipotesis yakni semua ikatan dalam dalam pereaksi diputuskan dan kemudian dibentuk lagi pada hasil reaksi. Jumlah perubahan energi pemutusan ikatan dan pembentukan ikatan menghasilkan perubahan entalpi reaksi (ΔH_reaksi).

 

Contoh Soal

Hitunglah perubahan entalpi reaksi (ΔHreaksi) untuk reaksi

CH₄(g) + 4Cl₂(g) → CCl₄(g) + 4HCl(g)

Penyelesaian

ΔH pemutusan ikatan

4 mol ikatan C-H = 4 x (+414 kJ/mol) = 1656 kJ

4 mol ikatan Cl-Cl = 4 x (+243 kJ/mol)= +972 kJ

ΔH pembentukan ikatan

4 mol ikatan C-Cl = 4 mol x (-326 kJ/mol)=-1304 kJ

4 mol ikatan H-Cl = 4 mol x (-431 kJ/mol) = -1724 kJ

Maka entalpi reaksi (ΔHreaksi)

ΔH_reaksi = ΔH_{pemutusan ikatan} + ΔH_{pembentukan ikatan}

= +1656 kJ + 972 kJ – 1304 kJ – 1724 kJ = -400 kJ

 

 

KALOR BAHAN BAKAR

Mengukur entalpi reaksi sama saja dengan mengukur kalor yang dilepaskan atau kalor pembakaran. Oleh sebab itu cara menghitung entalpi reaksi dapat digunakan untuk membandingkan dua atau lebih bahan bakar apa yang paling efektif dan efisien. Untuk mengetahui jenis bahan bakar yang efektif dan efisien sesuai kebutuhan, dapat dilakukan pengujian dengan cara membakar bahan bakar. Kalor yang dilepaskan dipakai memanaskan air dan kalor yang diserap oleh air dihitung.

Efektivitas bahan bakar dapat dibandingkan berdasarkan jumlah kalor dengan volume yang sama. Pada volume yang sama, semakin besar jumlah kalor yang dilepaskan, semakin efektif bahan bakar tersebut untuk digunakan sesuai kebutuhan. Efisiensi bahan bakar dapat dibandingkan berdasarkan jumlah volume dan harga. Untuk volume yang sama, semakin murah harga BBM, semakin efisien BBM tersebut untuk digunakan sesuai kebutuhan. Namun, ada beberapa aspek yang perlu diperhatikan berkaitan dengan penggunaan BBM. Aspek tersebut di antaranya keamanan dan kebersihan lingkungan.

Bensin tidak dapat digunakan untuk kebutuhan di rumah sebab bensin mudah menguap sehingga mudah terbakar, yang berdampak pada risiko keamanan. Minyak tanah tidak dapat digunakan untuk kendaraan bermotor sebab sukar terbakar dan bersifat korosif. Akibatnya, jika minyak tanah dipakai untuk kendaraan, mesin sukar dihidupkan dan cepat rusak. Di samping itu, akibat dari sukar terbakar dapat menimbulkan asap yang tebal dan berdampak pada pencemaran lingkungan.

STRUKTUR LEWIS SENYAWA IONIK

Dalam penggambaran struktur Lewis senyawa ionik sering terjadi kekeliruan. Hal ini disebabkan sebagaian orang menganggap menggambar struktur Lewis senyawa ionik sama dengan menggambar struktur Lewis senyawa kovalen. Misalnya struktur Lewis MgCl₂ ada yang menulis dengan struktur seperti ini.

Mengapa struktur Lewis seperti gambar di atas salah?. Tentu saja salah karena dalam pembentukan senyawa ionik sederhana seperti MgCl₂ atau NaCl, elektron sepenuhnya ditransfer dari atom logam ke atom nonlogam. Pada gambar di atas menunjukan elektron digunakan secara bersama. Jadi struktur Lewis ayang benar dari MgCl₂ adalah sebagai berikut.

Selain itu, karena terjadi kekeliruan dalam menggambar struktur Lewis maka sering pula terjadi kekeliruan dalam pembelajaran bentuk atau geometri molekul. Seringkali siswa menganggap bentuk molekul MgCl₂ adalah linear. Ini adalah kekeliruan yang sangat fatal karena MgCl₂ adalah senyawa ionik yang tersusun dari ion Mg²⁺ dan ion Cl^– baik dalam wujud padat, cair maupun gas. sehingga dalam bentuk padat MgCl₂ memiliki struktur kristal bukan bentuk molekul. Bentuk molekul atau istilah molekul hanya berlaku untuk senyawa-senyawa yang berikatan secara kovalen seperti BeCl₂, CO₂, H₂O maupun senyawa kovalen yang lain.

TEORI IKATAN VALENSI

 

FILE YANG LEBIH RAPI SILAKAN UNDUH DISINI..!!!!

 

Pembentukan ikatan kovalen dapat dijelaskan menggunakan dua teori yaitu teori ikatan valensi dan teori orbital molekul.

Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan kovalen dapat terbentuk jika terjadi tumpang tindih orbital valensi dari atom yang berikatan. Orbital valensi merupakan orbital terluar dari suatu atom dan merupakan tempat terletaknya elektron valensi. Orbital valensi inilah yang digunakan pada pembentukan ikatan kimia.

Dua atom yang saling mendekati masing-masing memiliki orbital valensi dan satu elektron. Orbital valensi ini saling tumpang tindih sehingga elektron yang terletak pada masing-masing orbital valensi saling berpasangan. Sesuai larangan Pauli maka kedua elektron yang berpasangan tersebut harus memiliki spin yang berlawanan karena berada pada satu orbital. Dua buah elektron ditarik oleh inti masing-masing atom sehingga terbentuk ikatan kovalen. Untuk penjelasan selanjutnya orbital valensi disebut orbital saja.

Orbital dari dua buah atom yang salng tumpah tindih harus memiliki tingkat energi yang sama atau perbedaan tingkat energinya.

 

 

PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN MENGGUNAKAN ORBITAL ASLI

 

Dua jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen yaitu orbital asli dan orbital hibridisai.jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen dapat diramalkan berdasarkan geometri, terutama besar sudut ikatan yang ada disekitar atom pusat. Berikut beberapa molekul yang terbentuk menggunakan orbital asli.

Contoh H₂S

Dari konfigurasi elektron atom S pada keadaan dasar dapat diketahui bahwa pada orbital 2py dan orbital 2pz masing-masing masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H masih kekurangan satu elektron pada orbital 1s. Oleh sebab itu dalam pembentukan H₂S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen.

Besarnya sudut ikatan dua buah orbital p adalah 90°. Berdasarkan eksperimen diperoleh besarnya sudut ikatan H-S-H sebesar 92°. Perbedaan sudut ikatan disebabkan oleh tolakan antara dua inti atom hidrogen yang berdekatan. Karena perbedaan sudut ikatan tidak begitu jauh maka pembentukan ikatan H-S, atom S dianggap menggunakan orbital-orbital asli.

Gambar tumpang tindih orbital-orbital pada pembentukan ikatan H-S dalam molekul H₂S

Contoh HCl

Dari konfigurasi elektron atom Cl pada keadaan dasar dapat diketahui bahwa pada orbital 2pz masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H masih kekurangan satu elektron pada orbital 1s. Oleh sebab itu dalam pembentukan H₂S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen.

Oleh sebab itu dalam pembentukan HCl, satu elektron yang terletak pada orbital 3pz berpasangan dengan dengan satu elektron pada orbital 1s dari satu atom hidrogen.

Molekul HCl berbentuk lenear dan memiliki sebuah ikatan tunggal, sehingga molekul HCl menggunakan orbital asli dalam pembentukan ikatan H-Cl.

Gambar tumpang tindih orbital-orbital atom pada pembentukan ikatan H-Cl dalam molekul HCl

 

 

PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN MENGGUNAKAN ORBITAL HIBRIDA

 

Sebagaian besar molekul dalam pembentukan ikatan kovalen, menggunakan orbital-orbital hibrida yang terbentuk melalui proses hibridisasi yang pertama kali dijelaskan oleh Lewis dan Langmuir. Proses hibridisasi merupakan suatu proses penggabungan orbital-orbital asli yang tingkat energinya berbeda menjadi prbital-orbital baru yang tingkat energtfinya sama. Orbital-orbital baru yang terbentuk disebut orbital hibrida.

Sebelum terjadi hibridisasi, didahului dengan terjadinya eksitasi elektron dari keadaan dasar ke keadaan terksitasi, sehingga diperlukan sejumlah energi agar terjadinya eksitasi. Tingkat elektronik pada keadaan tereksitasi lebih tinggi dibandingkan tingkat energi elektronik pada keadaan dasar.

Contohnya pembentukan molekul CH₄. Berdasarkan eksperimen diperoleh panjang dan sudut semua ikatan sama besar (109,8º). Hal ini membuktikan bahwa semua ikatan C-H dalam molekul CH₄ adalah ekivalen. Untuk menjelaskan hal ini maka diperlukan konsep hibridisasi.

Berikut konfigurasi elektron atom C pada keadaan dasar.

Dari konfigurasi elektron atom karbon pada keadaan dasar diketahui bahwa, jika atom karbon menggunakan orbital asli pada pembentukan ikatan maka hanya terbentuk CH₂, yakni tumpang tindih antara orbital 2p_x dan 2p_y dari atom karbon dengan 2 orbital 1s dari 2 atom hidrogen. Namun, pada kenyataannya dijumpai lebih stabil CH₄ dibanding CH₂.

Oleh sebab itu, agar 4 atom hidrogen semuanya berikatan kovalen dengan atom karbon, maka diperlukan 4 buah elektron tidak berpasangan dari atom karbon. Hal ini dapat diperoleh melalui proses eksitasi atau promosi elektron dari keadaan dasar menuju keadaan tereksitasi. Konfigurasi elektron setelah tertjadi eksitasi sebagai berikut.

Setelah tereksitasi, dilanjutkan dengan proses hibridisasi untuk membentuk orbital-orbital hibrid. Berikut konfigurasi elektron setelah terjadi proses hibridisasi.

Perhatikan, setelah terjadi proses hibridisasi orbital 2s dan 3p dari atom karbon tidak memilki jarak atau pemisahan. Hal ini disebabkan tingkat elektronik kedua orbital tersebut telah setara. Orbital-orbital yang telah mengalami hibridisasi ditulis sebagai 4 orbital hibrida sp³, biasanya hanya disebut sp³.

Dengan adanya 4 elektron yang belum berpasangan dari atom karbon, maka CH₄ dapat terbentuk melalui tumpang tindih orbital sp³ dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H, berikut konfigurasi elektron atom C dalam CH₄ dan tumpang tindih orbital-orbital hibrida sp³ atom karbon dengan orbital 1s atom hidrogen ditunjukan pada Gambar

Gambar Tumpang tindih 4 orbital hibrida sp³ dari atom C dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H

Secara ringkas konfigurasi elektron dari atom karbon sebagai atom pusat pada pembentukan ikatan kovalen dengan 4 atom hidrogen dalam CH₄, sebagai berikut.

Molekul CH₄ berbentuk tetrahedral. Hal ini disebabkan tumpang tindih 4 orbital hibrida sp³ dari atom C dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H mengarah pada pojok-pojok tetrahdral. Perlu diketahui bahwa, bentuk terahedral dari molekul CH₄ telah lama diketahui sebelum konsep hibridisasi dikemukakan.

TEORI VSEPR DAN GEOMETRI MOLEKUL

Geometri molekul atau sering disebut struktur molekul atau bentuk molekul yaitu gambaran tiga dimensi dari suatu molekul yang ditentukan oleh jumlah ikatan dan besarnya sudut-sudut yang ada disekitar atom pusat.

Perlu ditekankan istilah molekul hanya berlaku untuk atom-atom yang berikatan secara kovalen. Karena hal inilah, istilah geometri molekul hanya ditujukan pada senyawa kovalen ataupun ion-ion poliatomik.

Di dalam sebuah molekul atau ion poliatom terdapat atom pusat dan substituent-substituen. Substituent yang ada terikat pada atom pusat. Substituent-substituen ini dapat berupa atom (misalnya Br atau H) dan dapat pula berupa gugus (misalnya NO₂).

Terkadang sulit untuk menentukan atom pusat dari suatu molekul atau ion poliatomik. Berikut beberapa cara yang dapat digunakan untuk menentukan atom pusat yaitu sebagai berikut.

1. Atom pusat biasanya ditulis di awal rumus formulanya.

2. Atom pusat biasanya atom yang lebih elektropositif atau kurang elektronegatif.

3. Atom pusat biasanya atom yang memiliki ukuran lebih besar dari atom atau susbstituen-substituen yang ada. H ukuran paling kecil sehingga tidak pernah berlaku sebagaia atom pusat.

Contoh

BeCl₂ atom pusatnya adalah Be

NH₃ atom pusatnya adalah N

Elektron valensi atom pusat yang digunakan pada pembentukan senyawa kovalen terkadang digunakan untuk membentuk ikatan kadang tidak digunakan. Elektron yang tidak digunakan ditulis sebagai pasangan elektron bebas (PEB), sedangkan elektron yang digunakan dalam pembentukan ikatan ditulis sebagai pasangan elektron ikatan (PEI). Selain PEB dan PEI pada atom pusat dapat pula terdapat elektron tidak berpasangan seperti pada molekul NO₂.

Dalam suatu molekul elektron-elektron tersebut saling tolak-menolak karena memiliki muatan yang sama. Untuk mengurangi gaya tolak tersebut atom–atom yang berikatan membentuk struktur ruang tertentu hingga tercapai gaya tolak yang minimum. Akibat yang ditimbulkan dari tolakan yang yang terjadi yaitu mengecilnya sudut ikatan dalam molekul. Urutan gaya tolak dimulai dari gaya tolak yang terbesar yaitu sebagai berikut.

1. Gaya tolak antar sesama elektron bebas (PEB vs PEB)

2. Gaya tolak antara pasangan elektron bebas dengan elektron ikatan (PEB vs PEI)

3. Gaya tolak antar pasangan elektron ikatan (PEI vs PEI).

 

Teori yang digunakan untuk mempelajari gaya tolak antar sesama elektron valensi disebut teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) yang dikembangkan oleh Gillespie dan Nylholm sehigga sering disebut sebagai teori Gillespie-Nylholm. Dengan teori ini ternyata struktur ruang suatu senyawa dapat ditentukan dengan memperhatikan elektron bebas dan elektron ikatan dari senyawa yang bersangkutan.

Awal perkembangan teori VSEPR, pada tahun 1963 berdasarkan ide-ide yang kembangkan oleh Sidwick dan Powell, Gillespie memberi ceramah tentang teori VSEPR dalam suatu pertemuan yang di adakan oleh American Chemical Society (ACS).

Setelah memberi ceramah ia ditantang oleh perserta ceramah yang lain yaitu Rundle. Rundle menyatakan teori VSEPR terlalu “naive” dan satu-satunya cara pendekatan dalam meramalkan bentuk molekul adalah teori orbital molekul. Setelah mengadakan diskusi yang cukup panjang Gillespie menantang Rundle meramal bentuk molekul dari ksenon fluorida (XeF₆) yang pada saat itu baru saja disintesis oleh Malm dan rekan-rekannya.

Berdasarkan terori orbital molekul, Rundle menyatakan bentuk molekul XeF₆ adalah oktahedral normal. Sedangkan Gillespie berdasarkan teori VSEPR menyatakan bentuk molekul XeF₆ adalah oktahedral terdistorsi.

Berdasarkan hasil eksperimen metode spektroskopi inframerah terhadap XeF6 yang dilakukan oleh Bartell diperoleh fakta bahwa bnetuk molekul XeF6 adalah oktahedral terdistorsi yang diramalkan Gillespie. Sejak saat itu teori VSEPR menjadi terkenal dan Bartell menyatakan “The VSEPR model some capture the essence of molecular behaviour” .

 

Beberapa Bentuk Molekul Berdasarkan Teori VSEPR

Pada penentuan struktur ruang molekul-molekul berdasarkan teori VSEPR umumnya atom pusat atom pusat dilambangkan dengan A, jumlah atom yang diikat atau jumlah pasangan elektron ikatan (PEI) dilambangkan dengan X dan pasangan elektron bebas atom pusat dilambangkan dengan E. Berbagai struktur ruang molekul dapat dilihat pada Tabel.

Nama	Sudut ikatan	Jumlah PEI (X)	Jumlah PEB (E)	Rumus (AXnEm)	Bentuk Molekul	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

Keterangan: PEI = pasangan elektron ikatan, PEB = pasangan elektron bebas, A= atom pusat, X_n = jumlah atom yang diikat atom pusat, E_m = jumlah pasangan elektron bebas

Pada Tabel di atas, nama bentuk molekul yang diberi huruf tebal merupakan bentuk molekul dasar karena semua elektron valensi atom pusat digunakan untuk membentuk ikatan.

Jika terdapat elektron yang tidak digunakan untuk membentuk ikatan atau elektron bebas ditunjukan dengan garis putus-putus kemudian dua titik yang menyatakan pasangan elektron bebas.

 

LANGKAH-LANGKAH MERAMAL BENTUK MOLEKUL

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-tolakan yang terjadi agar diperoleh bentuk dengan tolakan yang minimum.

 

Contoh berilium klorida, BeCl₂

Be sebagai atom pusat memiliki 2 elektron valensi dan Cl sebagai substituen memiliki 7 elektron valensi. Setelah satu elektron valensi dipasangkan dengan satu elektron dari satu atom Be, masih terdapat satu elektron bebas pada atom Be. Oleh sebab itu, 1 elektron tersebut dipasangkan dengan satu elektron dari atom Cl. Setelah semua dipasangkan tidak ada lagi elektron bebas pada atom Be. Agar tolakan minimum maka kedua atom Cl letaknya berlawanan membentuk sudut 180°, seperti pada Gambar.

 

Contoh Boron Trifluorida BF₃

Boron sebagai atom pusat memiliki 3 elektron valensi sehingga setelah berikatan dengan 3 atom F maka tidak ada lagi elektron bebas disekitarnya. Agar tolakan pasangan elektron ikatan minimal maka setiap ikatan menata diri mengarah pada pojok-pojok segitiga sama sisi. Bentuk molekul seperti ini disebut trigonal planar dengan sudut ikatan sebesar 120°.

 

Contoh Metana, CH₄

Agar keempat PEI tolakan minimal maka letaknya mengarah pada pojok-pojok tetrahedral. CH₄ berbentuk tetrahedral normal dengan sudut ikatan H-C-H sebesar 109,5°.

 

Contoh Fosfor(V) Fluorida PF₅

Lima PEI posisinya `mengarah pada pojok-pojok trigonal bipiramidal. Bentuk PF5 adalah trigonal bipiramidal. Ikatan P-F yang tegak disebut ikatan aksial, sedangkan ikatan P-F yang posisinya mendatar disebut ikatan ekuatorial.

PEI P-F aksial bertolakan dengan 3 PEI P-F ekuatorial dengan sudut ikatan 90° dan PEI P-F aksial yang lain dengan sudut 180°. PEI P-F ekuatorial bertolakan dengan 2 PEI P-F ekuatorial yang lain dengan sudut ikatan 120° dan dengan 2 PEI P-F aksial dengan sudut ikatan 90°.

PEI P-F aksial mempunyai 3 tolakan dengan sudut 90°, sedangkan PEI P-F ekuatorial hanya memiliki 2 tolakan dengan sudut 90°. Karena hal inilah, maka dapat dianggap tolakan yang dialami oleh PEI P-F ekuatorial lebih lemah daripada tolakan yang dialami oleh PEI P-F aksial. Atau dapat dikatakan ikatan ekuatorial lebih longgar daripada posisi aksial.

Tolakan yang dialami oleh PEI P-F aksial akan berkurang apabila PEI aksial menjadi lebih kurus atau lebih ramping. Hal ini dapat dicapai bila ikatan P-F aksial lebih panjang daripada ikatan P-F ekuatorial. Hal ini telah dibuktikan dengan eksperimen bahwa ikatan P-F aksial dalam molekul PF₅ lebih panjang dibanding ikatan P-F ekuatorial.

Dalam sebuah molekul yang atom pusanya mengikat susbstituen sama dengan bentuk molekul trigonal bipiramidal, ikatan aksial selalu lebih panjang daripada ikatan ekuatorial.

 

Belerang Heksafluorida, SF₆

Agar enam PEI tolakan minimal maka posisi 6 ikatan mengarah pada pojok-pojok oktahedral normal.

 

Iod heptafluorida, IF₇

7 PEI posisinya mengarah pada pojok-pojok dari pentagonal bipiramidal agar tolakan antar PEI menjadi minimal.

 

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. Bentuk trigonal piramidal dan trigonal planar seperti yang ditunjukan pada gambar.

Gambar bentuk molekul trigonal piramidal dan trigonal planar dari NH₃⁺

 

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 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.

 

FILE ARTIKEL INI SILAKAN DOWNLOAD DISINI….!!!!!

ARTIKEL YANG DISARANKAN :

• GAYA ANTAMOLEKUL
• STRUKTUR KRISTAL BEBERAPA SENYAWA IONIK
• perbedaan silikon dan silikone
• TRIK-TRIK KIMIA
• inilah jenis-jenis uang yang pernah ada dan yang ada sekarang di Indonesia Tercinta

SINTESIS SENYAWA-SENYAWA KOMPLEKS DARI LOGAM ALKALI SERTA IMPLIKASINYA PADA PENGAJARAN SENYAWA KOMPLEKS DI SEKOLAH MENENGAH ATAS

 

Effendy

Jurusan Kimia, FMIPA Universitas Negeri Malang, Jl. Surabaya 6 Malang 65145

Siti Mutrofin

Jurusan Kimia, FMIPA Universitas Brawijaya, Jl. Veteran Malang 65145

 

Abstrak:

Pada pengajaran kimia unsur di sekolah menengah atas (SMA) disebutkan bahwa salah satu yang membedakan unsur-unsur logam transisi dengan logam alkali adalah dapatnya unsur-unsur logam transisi membentuk senyawa kompleks dan tidak dapatnya unsur-unsur logam alkali membentuk senyawa kompleks. Pendapat tersebut adalah tidak benar. Sebetulnya senyawa kompleks dari logam alkali telah berhasil dibuat sejak tahun 1840, yaitu dengan berhasil disintesisnya senyawa kompleks salisilaldehidatosalisilaldehidanatrium(I).

Sampai dengan tahun 1970 dapat dianggap sintesis senyawa kompleks dari logam alkali dilakukan secara tidak sistematis. Sintesis secara sistematik baru dilakukan mulai tahun 1985. Dari sintesis ini diperoleh banyak senyawa kompleks yang umumnya bersifat tidak stabil. Salah satu senyawa kompleks yang stabil adalah [K(phen)₂(H₂O)]₂.4H₂O.

Dapatnya senyawa kompleks dari logam alkali disintesis menyebabkan perlunya revisi pendapat di atas. Revisi pendapat tersebut merupakan tugas dari Himpunan Kimia Indonesia, khususnya para pakar dalam kimia koordinasi yang ada di himpunan tersebut.

Kata-kata kunci: Sintesis, senyawa kompleks, logam alkali, pengajaran senyawa kompleks di SMA.

 

Pendahuluan

Senyawa-senyawa kompleks sudah digunakan sejak sekitar 450 SM. Salah satunya adalah kompleks dari alizarin dengan ion aluminium dan kalsium. Senyawa kompleks ini dapat digunakan untuk memberi warna merah pada pakaian putih. Jubah nabi Yusuf kemungkinan diberi warna dari kompleks tersebut.

Pada waktu Iskandar Zulkarnaen dari Macedonia menyerbu Persia pakaian putih dari tentaranya disemprot dengan senyawa kompleks di atas dan mereka berjalan memasuki Persia seolah-olah sebagai pasukan yang lemah akibat luka-luka yang dideritanya. Tentara Persia tertipu sehingga akhirnya dapat dikalahkan oleh tentara Iskandar (Kauffman, 1987: 2).

Pada awal perkembangan sintesis senyawa kompleks, atom pusat yang umumnya digunakan adalah ion–ion logam transisi. Senyawa-senyawa kompleks dengan atom pusat ion logam golongan utama juga ada yang berhasil disintesis seperti senyawa kompleks salisilaldehidatosalisilaldehidanatrium(I) (Fenton, 1987: 2).

Gambar 1 Salisilaldehidatosalisilaldehidanatrium(I)

 

Diperolehnya fakta bahwa:

1) jumlah senyawa kompleks dengan atom pusat ion-ion logam golongan utama jumlahnya relatif sangat sedikit dibandingkan senyawa kompleks dengan atom pusat ion-ion logam transisi; dan

2) senyawa kompleks dengan atom pusat ion-ion logam golongan utama cenderung kurang stabil dibandingkan senyawa kompleks dengan atom pusat ion-ion logam transisi, tampaknya mengakibatkan timbulnya anggapan bahwa senyawa kompleks hanya dapat dibentuk dengan atom pusat ion-ion logam transisi saja.

Anggapan ini terbawa dalam pengajaran senyawa kompleks di SMA seperti teridentifikasi pada beberapa buku pelajaran kimia yang digunakan di SMA, misalnya pada buku: (1) Kimia SMU Kelas 3 Semester I dan II yang ditulis oleh Kalsum dkk. (2003: 157); (2) Pintar KIMIA 3 untuk SMU Kelas 3 yang ditulis oleh Sutresna (2003: 136).a

Ion-ion logam alkali memang cenderung sulit membentuk kompleks dengan ligan-ligan netral monodentat. Apabila kompleksnya dapat terbentuk, maka ia cenderung bersifat tidak stabil dan mudah terurai bila terjadi kontak dengan uap air dari udara.

Senyawa kompleks dari logam-logam alkali cenderung stabil apabila ligannya merupakan ligan polidentat yang membentuk sepit (chelate), seperti kompleks dengan ligan-ligan golongan eter mahkota (crown ether) (Greenwood & Earnshaw, 1986: 108). Di samping itu, apabila di dalam kristal senyawa kompleks terdapat molekul-molekul pelarut maka mereka cenderung mudah mengalami efloresensi atau desolvasi.a

 

Sintesis senyawa kompleks dari logam alkali dan alkali tanah

Sintesis senyawa kompleks dari logam-logam alkali biasanya dilakukan dalam kondisi bebas air dari pelarut atau dari udara. Untuk itu pelarut dan pereaksi yang digunakan harus dimurnikan lebih dulu. Sintesis biasanya dilakukan di dalam tabung Schlenk dan isolasi uap air dari udara dilakukan dengan menggunakan gas argon.

Kadang-kadang ada juga senyawa kompleks yang dapat disintesis dalam kondisi kontaks langsung dengan udara misalnya senyawa kompleks [K(phen)₂(H₂O)]₂.4phen.4H₂O (Mutrofin, Effendy dan White, 200).wanibesak

Pada masa lalu sintesis senyawa kompleks dari loam-logam alkali dan alkali tanah cenderung dilakukan secara tidak sistematis. Sintesis senyawa kompleks dari logam alkali baru dilakukan secara sistematis mulai tahun 1985 oleh C.R. Whitaker yang kemudian diteruskan oleh N. Placket, J. Buttery, S. Mutrofin dan Effendy.

Pada sintesis ini ligan-ligan yang digunakan adalah basa nitrogen seperti asetonitril (MeCN), piridina (py), kuinolina (quin) dan lain-lain. Dari hasil-hasil penelitian yang telah atau belum dipublikasikan diperoleh senyawa-senyawa kompleks dengan berbagai bilangan koordinasi dan struktur.a

 

Struktur senyawa kompleks dari logam-logam alkali

Senyawa kompleks dengan atom pusat ion-ion logam alkali dapat memiliki bilangan koordinasi 4, 5, 6, 7 dan 8. Bilangan koordinasi 4 banyak ditemukan untuk senyawa kompleks dengan ion pusat Li⁺. Hal ini disebabkan karena kecilnya ukuran ion Li⁺ (73-106 pm) yang cenderung sulit untuk mengikat lebih dari 4 atom donor. Bilangan koordinasi lebih besar dari 4 diperoleh pada senyawa kompleks dengan pusat ion Na⁺, K⁺, Rb⁺, atau Cs⁺.

 

1. Bilangan koordinasi 4

Senyawa kompleks dengan bilangan koordinasi 4 memiliki geometri tetrahedral terdistorsi. Contoh dari senyawa kompleks ini adalah [Li(MeCN)₄]I (MeCN = asetonitril) (Raston dkk. 1989:987) yang merupakan kompleks ionik dan [LiI(quin)₃] (quin = kuinolina) (Raston dkk. 1989:91) yang merupakan kompleks netral seperti ditunjukkan pada Gambar 2.

Gambar 2 Senyawa kompleks [LiI(quin)₃]

 

2. Bilangan koordinasi 5

Contoh dari senyawa kompleks dari logam alkali dengan bilangan koordinasi 5 adalah tidak banyak. Salah satu diantaranya adalah [KI(dmp)₂] (dmp = 2,9-dimetil-1,10-fenantrolina) (Mutrofin, Effendy dan White, 2000) yang berbentuk piramida alas bujur sangkar terdistrorsi seperti diberikan pada Gambar 3.

Gambar 3 Senyawa kompleks [KI(dmp)₂]

 

3. Bilangan koordinasi 6

Senyawa kompleks dengan bilangan koordinasi 6 memiliki geometri oktehedral terdistorsi. Salah satu contohnya adalah polimer [KSO₃CF₃(phen)₂]₄ (phen = 1,10-fenantrolina) (Mutrofin, Effendy dan White, 2000) seperti diberikan pada Gambar 4.

Gambar 4 Senyawa kompleks polimer [KSO₃CF₃(phen)₂]₄

 

4. Bilangan koordinasi 7

Senyawa kompleks dengan bilangan koordinasi 7 memiliki geometri trigonal prisma dengan satu tudung. Salah satu contohnya adalah kation dari kompleks polimer [K(phen)₂]PF₆ (Mutrofin, Effendy dan White, 2000) seperti diberikan pada Gambar 5.a

Gambar 5 Ion kompleks polimer [K(phen)₂]

 

5. Bilangan koordinasi 8

Senyawa kompleks dengan bilangan koordinasi 8 memiliki geometri kubus teristorsi. Beberapa contohnya adalah [K(phen)₂]I.MeOH dan [Rb(phen)₂]I.MeOH, (Mutrofin, Effendy dan White, 2000). Struktur kation dari kompleks polimer [Rb(phen)₂]I.MeOH diberikan pada Gambar 6.

Gambar 6 Ion kompleks polimer [Rb(phen)₂]

 

Di dalam senyawa kompleks dimungkinkan terdapat atom pusat dengan bilangan koordinasi yang berbeda, contohnya adalah pada kompleks [KSO₃CF₃)₂(dmp)₂(MeOH)]₂ (Mutrofin, Effendy dan White, 2000) dengan struktur seperti pada Gambar 7.a

Gambar 7. Senyawa kompleks [KSO₃CF₃)₂(dmp)₂(MeOH)]₂

 

Pada kompleks tersebut ion K(1)⁺ memiliki bilangan koordinasi 5, sedangkan ion K(2)⁺ memiliki bilangan koordinasi 6.

Di dalam sintesis senyawa kompleks dimungkinkan pelarut yang digunakan terkoordinasi pada ion pusat seperti ditunjukkan pada Gambar 7.. Apabila di dalam sintesis isolasi udara tidak sempurna atau sintesis dilakukan tanpa isolasi uap air dari udara, maka uap air dari udara dapat terkoordinasi pada atom pusat seperti yang terdapat pada kompleks [K(phen)₂(H₂O)]₂.2ClO₄.4H₂O dengan struktur seperti pada Gambar 8.

Gambar 8 Senyawa kompleks [K(phen)₂(H₂O)]₂.2ClO₄

 

Implikasi terhadap pengajaran kimia di SMA

Dengan berhasil disintesisnya senyawa kompleks dari logam-logam alkali maka anggapan bahwa senyawa kompleks hanya dapat dibentuk dari unsur-unsur transisi perlu direvisi.

Pada saat ini dapat dianggap hampir semua logam dapat membentuk senyawa kompleks. Revisi pendapat tersebut dapat dilakukan oleh Himpunan Kimia Indonesia, khususnya para pakar dalam kimia koordinasi yang ada di himpunan tersebut.

 

Untuk mengenal lebih jauh tentang penulis artikel ini silakan kunjungi “Daftar Guru Besar Universitas Negeri Malang” atau KLIK DI SINI…!!!! 

FILE ASLI ARTIKEL INI SILAKAN DOWNLOAD DI SINI…!!!!

 

ARTIKEL YANG DISARANKAN :

· Tata Nama Senyawa Kompleks

· Apakah senyawa kompleks hanya dapat dibuat dari unsur transisi?

· senyawa kompleks‚ dan tatanama senyawa kompleks

ikatan kovalen polar dan nonpolar VS molekul polar dan nonpolar

Pasangan elektron yang digunakan secara bersama pada pembentukan ikatan kovalen yang terletak diantara dua inti atom akan ditarik oleh kedua inti atom yang berikatan. Akibatnya akan mempengaruhi distribusi elektron di antara kedua inti yang berikatan. Kemampuan menarik elektron kearah dirinya tergantung pada keelektronegatifan masing-masing unsur yang berikatan.

Untuk molekul unsur, seperti H₂, Cl₂ dan N₂ ikatan kovalen yang terbentuk seratus persen bersifat kovalen. Hal ini disebabkan kedua inti atom memiliki kemampuan yang sama untuk menarik elektron ke arah dirinya, sehingga elektron ikatan akan terdistribusi secara merata di antara kedua inti, seperti yang ditunjukan pada Gambar. Ikatan yang terbentuk dengan kemampuan menarik pasangan elektron yang sama kuat disebut ikatan kovalen nonpolar.

Gambar gambar Penyebaran elektron pada ikatan kovalen nonpolar Cl-Cl

 

Apabila kedua atom yang berikatan berbeda misalnya pada HF, HCl dan HI, maka ikatan yang terbentuk tidak sepenuhnya bersifat kovalen. Hal ini yang dinamakan ikatan kovalen polar. Dikatakan ikatan kovalen polar karena kedua atom yang berikatan terdapat gaya elektrostatik.

Gambar Ikatan kovalen polar C-Cl

 

Berdasarkan perbedaan kelektronegatifan, suatu ikatan kovalen dikatakan ikatan kovalen polar apabila suatu atom mampu menarik elektron ikatan ke arah dirinya tanpa melakukan perpindahan secara sempurna.

Semakin besar perbedaan keelektronegatifan unsur-unsur yang berikatan, semakin polar ikatan yang terbentuk bahkan mendekati sifat ionik. HX (X = Cl, Br, I, F), H₂O, CO₂, CCl₄, BeCl₂, BeCl₃ dan NH₃ merupakan beberapa contoh senyawa dengan ikatan kovalen polar. Misalnya HCl, meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron ikatan, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar dari atom H sehingga distribusi elektron ikatan lebih terkonsentrasi pada Cl.

 

Gambar ikatan kovalen polar H-Cl

 

Molekul Polar dan Nonpolar

Suatu senyawa yang memiliki ikatan kovalen polar, belum tentu molekul yang dimiliki bersifat polar. Demikian juga untuk ikatan kovalen nonpolar, molekul yang dimiliki belum tentu bersifat nonpolar. Kepolaran suatu molekul dinyatakan menggunakan suatu besaran yang disebut momen dipol (µ). Besarnya momen dipol suatu molekul ditentukan menggunakan persamaan berikut.

µ = Q x r 1 D = 3,33 x 10^-30 C.m (coulombmeter)

µ = 0 → molekul nonpolar

µ > 0 atau µ ≠ 0 → molekul polar

keterangan:

µ = momen dipol (D, debye)

Q = selisih muatan (Coulomb)

r = jarak antara muatan positif dengan muatan negatif (m)

Semakin besar harga momen dipol, semakin polar senyawa yang bersangkutan bahkan mendekati ke sifat ionik. Harga momen dipol beberapa molekul seperti yang tertera pada Tabel.

molekul	Momen dipol (D)	molekul	Momen dipol (D)
NO NH3 HF HCl HBr HI H2O	0,159 0,23 1,78 1,078 0,82 0,44 1,85	CO CO2 CHCl3 CH4 CCl4 BF3 BF2	0,112 0 1,09 0 0 0 0

Momen dipol merupakan suatu besaran vektor yang digambarkan menggunakan moment ikatan. Jika jumlah vektor momen-momen ikatan lebih besar dari nol, maka molekul tersebut bersifat polar, sebaliknya jika jumlah vektor momen-momen ikatan sama dengan nol, maka maka molekul tersebut bersifat nonpolar.

Momen ikatan terbentuk jika dua atom yang berikatan dalam suatu senyawa memiliki perbedaan keelektronegatifan. Elektron yang yang ditarik oleh atom yang lebih elektronegatif menunjukan arah momen ikatan dan ditunjukan menggunakan tanda → dari atom yang kurang elektronegatif menuju atom yang lebih elektronegatif.

Akibat tarikan elektron yang terjadi, terbentuk semacam kutub negatif pada atom yang lebih elektronegatif, sedangkan pada atom yang kurang elektronegatif akan terbentuk semacam kutub positif.

Kutub positif atau negatif yang terbentuk disebut muatan parsial, yang digambarkan menggunakan simbol delta (δ). Muatan parsial negatif (δ¯) diberikan pada unsur yang lebih elektronegatif dan muatan parsial positif (δ⁺) diberikan pada unsur yang kurang elektronegatif (lebih elektropositif).

Berikut contoh menggambar muatan parsial pada molekul HCl.

Dari contoh di atas terlihat bahwa terdapat muatan positif dan negatif pada tanda δ yang digunakan. Tanda tersebut tidak sama dengan +1 atau -1 seperti pada simbol ion, tetapi tanda ini hanya menggambarkan elektron ikatan tidak sepenuhnya dipindahkan ke atom Cl.

Untuk senyawa diatom yang disusun oleh unsur yang sejenis, molekul yang dimiliki selalu bersifat nonpolar kecuali ozon yang bersifa polar. Hal ini disebabkan dua atom penyusun senyawa memiliki keelektronegatifan sama sehingga tidak terbentuk momen ikatan. Sedangkan untuk senyawa diatom yang disusun oleh dua atom yang berbeda molekul yang dimiliki selalu bersifat polar karena adanya perbedaan keeltronegatifan.

Tetapi untuk senyawa-senyawa yang tersusun lebih dari dua atom, kepolaran molekul tidak dapat ditentukan jika hanya didasarkan pada perbedaan keelektronegatifan. Hal ini disebabkan senyawa-senyawa tertentu walaupun memiliki ikatan kovalen polar tetapi molekulnya bersifat nonpolar. Misalnya CCl₄, CO₂ dan BeCl₂ merupakan beberapa senyawa dengan ikatan kovalen polar tetapi memiliki molekul yang nonpolar.

Pada molekul CCl₄, yang mempunyai bentuk molekul tetrahedaral dengan C sebagai atom pusat dan dikelilingi oleh 4 atom Cl seperti pada Gambar.

Perbedaan keelektronegatifan C dan Cl adalah sebesar 3-2,5 = 0,5. Jadi ikatan C–Cl termasuk ikatan kovalen (tepatnya ikatan kovalen polar) karena perbedaan keeltronegatifan lebih kecil 1,7. Walaupun ikatan C–Cl berupa ikatan kovalen polar tetapi molekulnya bersifat nonpolar.

Hal ini disebabkan, bentuk tetrahedral dari molekul CCl₄ dapat dikatakan simetrism karena memiliki pusat simetri pada atom C ditengah, sehingga jumlah momen ikatan yang sama dengan nol. Atau dapat dikatan tarikan elektron akibat adanya perbedaan keelektronegatifan saling meniadakan atau saling menguatkan (perhatikan tanda panah pada strutur). Hal ini dapat diandaikan, suatu benda yang berada di tengah-tengah ditarik dari empat sudut dengan kekuatan sama, maka benda tersebut tidak akan bergerak. Karena hal inilah molekul CCl₄ bersifat nonpolar.

Jika CCl₄ salah satu atom Cl diganti oleh atom lain misalnya H, maka sifat molekul yang awalnya nonpolar berubah menjadi polar. Hal ini disebabkan kepolaran ikatan C-H berbeda dengan kepolaran ikatan C-Cl, sehingga momen dipol yang terbentuk tidak saling meniadakan. Tetapi apabila semua atom C diganti oleh atom H maka molekulnya bersifat nonpolar karena kepolaran semua ikatan C–H sama besar sehingga mpmen ikatan yang terbentuk saling meniadakan.

Pada molekul BCl₂ dan CO₂ mempunyai bentuk molekul linear dengan B dan C sebagai atom pusat.

Atom Cl dan atom O lebih elektronegatif dibanding atom B dan C yang bertindak sebagai atom pusat (pada gambar yang berwarna hitam), sehingga elektron ikatan lebih tertarik kearah atom Cl dan O. Namun, atom B dan C masing-masing mengikat 2 atom yang sejenis maka momen ikatan yang terbentuk tertarik ke arah yang berlawanan dengan kekuatan yang sama, sehingga molekulnya bersifat nonpolar.

Molekul H₂O walaupun rumus molekulnya mirip dengan CO₂ dan BCl₂ tetapi bersifat polar.

Hal ini disebabkan, pada molekul H₂O, atom O sebagai atom pusat masih memiliki pasangan elektron bebas. Hal ini menyebabkan molekul H₂O tidak berbentuk linear seperti molekul CO₂ dan BCl₂, sehingga momen ikatan yang terbentuk tidak saling menguatkan atau tidak saling meniadakan.

 

FILE ARTIKEL INI,, SILAKAN UNDUH DI SINI…..!!!!

 

BEBERAPA ARTIKEL YANG DISARANKAN….!!!!!

1. Gaya Antarmolekul

1. Kaidah Oktet dan Duplet

2. Penggolongan senyawa ionik

3. Kestabilan senyawa ionik apakah karena terpenuhinya aturan oktet?

4. Ikatan Kovalen

5. Struktur kristal beberapa senyawa ionik

GAYA ANTAMOLEKUL

Istilah molekul hanya ditujukan pada atom-atom yang berikatan secara kovalen. Ikatan kovalen disebut gaya intramolekul (intramoleculer force) yang mengikat atom-atom menjadi satu kesatuan.

Gaya intramolekul menstabilkan molekul secara individual. Satu molekul dengan molekul lain yang sejenis atau berbeda dapat mengadakan interaksi atau tarik menarik. Gaya tarik menarik antarmolekul-molekul ini disebut gaya antarmolekul atau gaya intermolekul (intermoleculer force).

Gaya antar molekul pada umumnya lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen. Misalnya untuk memutuskan gaya tarik antara molekul HCl dengan molekul HCl lain, hanya diperlukan energi sebesar 16 kJ/mol, sedangkan untuk memutuskan ikatan kovalen antara atom H dan Cl pada molekul HCl dibutuhkan energi sebesar 431 kJ/mol. Ikatan kovalen dan gaya antarmolekul pada molekul HCl seperti tertera pada Gambar.

Gambar ikatan kovalen (gaya intramolekul) dan gaya antarmolekul dalam molekul-molekul HCl

 

Secara garis besar terdapat tiga jenis gaya tarik antarmolekul, yaitu

1. Gaya antar molekul nonpolar yaitu gaya dipol sesaat dengan dipol terimbas

2. Gaya antamolekul polar yaitu gaya dipol-dipol

3. Ikatan hidrogen disebut juga gaya dipol-dipol karena molekul yang memiliki ikatan hidrogen selalu berupa molekul polar.

 

Semua gaya antarmolekul disebut gaya Van Der Waals. Namun terkadang ikatan hidrogen tidak disebut sebagai gaya Van der Waals, walaupun molekul yang memiliki ikatan hidrogen selalu bersifat polar.

Hal ini disebabkan molekul-molekul yang memiliki hidrogen menunjukan sifat yang berbeda dengan molekul lain yang memiliki gaya antarmolekul lain yang massa molekul relatifnya (Mr) sama atau hampir sama.

 

Gaya Antar Molekul Nonpolar

Gaya tarik antarmolekul nonpolar pertama kali diuraikan oleh ilmuwan fisika, berasal dari Jerman, Fritz London, pada tahun 1930-an sehingga sering disebut gaya London, dan sering pula disebut gaya dispersi.

Molekul nonpolar penyebaran elektron dapat dianggap merata, sehingga molekul nonpolar digambarkan berbentuk bola dengan muatan positif dan negatif berimpit pada pusat bola seperti yang ditunjukan pada Gambar.

Seperti yang diketahui elektron dalam molekul selalu dalam keadaan bergerak dan posisinya tidak dapat ditentukan secara pasti akibat berlakunya azas ketidakpastian heisenberg.

Gerakan elektron menyebabkan pada saat-saat tertentu dalam waktu yang sangat singkat penyebaran elektron yang awalnya merata menjadi tidak merata sehingga molekul yang awalnya tidak memiliki dipol menjadi menjadi memiliki dipol atau menyebabkan muatan positif dan negatif yang awalnya berimpit dipusat bola menjadi memisah. Dipol yang timbul dalam waktu yang sangat singkat kemudian kembali lagi ke keadaan awal atau hilang. Karena hal inilah dipol yang timbul disebut dipol sesaat.

Dipol sesaat yang timbul pada satu molekul, tentu saja akan mempengaruhi molekul tetangganya. Oleh sebab itu jika satu molekul mengalami dipol sesaat, maka akan mempengaruhi molekul yang paling dekat dengan dirinya sehingga timbul dipol juga atau muatan positif dan negatif yang awalnya berimpit menjadi memisah juga.

Atau dapat dikatakan molekul yang mengalami dipol sesaat akan mengimbas atau menginduksi molekul-molekul yang berada di dekatnya. Karena hal inilah maka gaya antar molekul nonpolar disebut sebagai gaya dipol sesaat-gaya dipol terimbas atau terinduksi.

Proses pembentukan dipol sesaat dan dipol induksian pada atom Ne yang memiliki dua elektron ditunjukan pada Gambar.

Keterangan angka-angka pada molekul

• Nomor 1 molekul dengan dua elektron yang selalu dalam keadaan bergerak
• Nomor 2 molekul yang telah mengalami dipol sesaat
• Nomor 3 molekul yang telah mengalami dipl sesaat karena diimbas diinduksi oleh molekul nomor 2.

 

Gaya tarik antara molekul yang memiliki dipol sesaat dengan molekul yang memiliki dipol imbasan inilah yang disebut gaya London.

Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat ditunjukan dengan kebolehpolarran. Makin banyak elektron molekul memiliki kebolehpolaran yang besar atau makin mudah mengalami dipol sesaat. Jumlah elektron berbanding lurus dengan massa atom dan massa molekul relatif.

Oleh sebab itu dapat dapat disimpulkan bahwa makin tinggi massa molekul relatif atau massa atom relatif suatu molekul maka makin mudah mengalami dipol sesaat atau gaya london yang terjadi makin kuat.

Adanya gaya London antara molekul-molekul nonpolar 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.

 

Gaya Antarmolekul Polar

Gaya tarik antar molekul polar disebut gaya tarik dipol-dipol. Hal ini disebabkan molekul polar memiliki penyebabran elektron yang tidak merata sehingga memiliki dipol yang tetap, tidak seperti pada molekul nonpolar yang dipolnya muncul pada saat-saat tertentu saja.

Molekul-molekul polar yang memiliki fasa cair jika berada pada satu tempat, maka molekul-molekul yang ada akan menyusun diri sehingga dipol positif (muatan positif) dekat dengan dipol negatif, begitupun sebaliknya dipol negatif akan menyusun diri agar lebih dekat dengan dipol positif dari molekul tetangganya, seperti yang ditunjukan pada Gambar.

Gambar Gaya tarik dan gaya tolak antara molekul-molekul polar

 

Dengan posisi seperti ini gayaa tarik yang terjadi lebih kuat dibanding tolaknya. Karena dalam fasa cair molekul–molekul selalu bergerak dan bertumbukan satu dengan yang lain, maka posisi molekul-molekul selalu berubah namun pusat muatan positif dari satu molekul selalu berdekatan dengan pusat muatan negatif molekul-molekul yang lain, begitupun sebaliknya.

Kenaikan energi termal (kenaikan suhu) menyebabkan tumbukan antarmolekul sering terjadidan susunan molekul-molekul menjadi semakin acak (random). Kekuatan gaya tarik antara molekul-molekul semakin berkurang sedangkan kekuatan gaya tolaknya bertambah, akan tetapi kekuatan gaya tarik masih lebih dominan daripada gaya tolak.

Pada waktu temperatur mencapai titik didih cairan maka kekuatan antara gaya tarik dan gaya tolak adalah seimbang, cairan mulai mendidih. Titik didih berkaitan dengan energi yang diperlukan untuk memutuskan gaya antarmolekul bukan memutuskan ikatan antaratom. Semakin kuat gaya antarmolekul, semakin besar energi yang diperlukan untuk memutuskannya.

Dalam fasa padat susunan molekul-molekul polar lebih teratur dibanding dalam fasa cair seperti yang ditunjukan pada Gambar berikut.

Gambar Susunan molekul polar dalam fasa padat

 

Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya antar molekul polar yang paling kuat dibanding dua gaya lainnya. Ikatan hidrogen hanya terbentuk jika hidrogen di ikat oleh dua atom (selama ini hanya dua) yang berkeelektronegatifan tinggi, seperti yang ditunjukan pada gambar.

 

Atom-atom yang berkeelektronegatifan tinggi tersebut yaitu N, O dan F. Jadi dapat disimpulkan bahwa ikatan hidrogen hanya terbentuk bila molekul tersebut memiliki ikatan

N–H, O–H dan O–F.

Pada gambar di atas jika A adalah N maka B dapat berupa N, O atau F selain ketiga atom tersebut maka ikatan yang terbentuk bukan merupakan ikatan hidrogen. Dilihat dari panjang ikatan, ikatan hidrogen selalu lebih panjang daripada ikatan kovalen.

Contoh senyawa yang memiliki ikatan hidrogen yaitu molekul H₂O, HF dan NH₃. Dalam fasa cair H₂O dengan dua atom hidrogen dan 2 PEB mampu membentuk 4 atom hidrogen antarmolekul dengan 4 molekul H₂O lain yang ada di dekatnya seperti yang ditunjukan pada Gambar.

Gambar ikatan hidrogen antar molekul H₂O

 

Pada molekul HF dengan satu atom hidrogen dan 3 PEB (pasangan elektron bebas) dan NH₃ dengan 3 atom hidrogen dan 1 PEB hanya mampu membentuk 2 ikatan hidrogen dengan 2 molekul sejenis yang ada di dekatnya.

Gambar Ikatan hidrogen molekul HF yang berbentuk zig-zag

 

Berdasarkan perbedaan keelktronegatifan atom N, O dan F diketahui bahwa kelektronegatifan F > O > N maka ikatan hidrogen yang dibentuk

H- – F > O- -H > N – – H      (keterangan : – – = ikatan hidrogen)

 

Walaupun demikian diperoleh bahwa titik didih H₂O > HF > NH₃. Hal ini disebabkan oleh banyaknya ikatan hidrogen yang terbentuk. Ikatan hidrogen molekul air lebih banyak dibanding ikatan hidrogen HF dan NH₃. Sedangkan titik didih HF > NH₃ karena F lebih elektronegatif dibanding N sehingga ikatan hidrogennya antar molekul lebih kuat.

Dalam fasa padat H₂O tetap membentuk 4 ikatan hidrogen, demikian juga untuk HF dan NH₃ tetap membentuk 2 ikatan hidrogen dengan dua molekul lain yang ada di dekatnya. Walaupun demikian pada keadaan padat titik lebur H₂O > NH₃ > HF. Hal ini terjadi dimungkinkan karena kemasan molekul-molekul tersebut dalam kristalnya.

Ikatan hidrogen pada air cair inilah yang menyebabkan air mendidih pada suhu 100°C walaupun massa molekul relatif air hanya 18. Sebagai perbandingan perhatikan titik didih beberapa senyawa berikut.

 

Senyawa	Massa molekul relatif (Mr)	Titik didih (°C)
H2O H2S H2Se H2Te	18 34 81 130	100 -65 -45 -15

 

Ikatan hidrogen digolongkan menjadi dua jenis yaitu

1. Ikatan hidrogen intermolecule atau antarmolekul. Ikatan hidrogen yang terbentuk dari satu molekul dengan molekul tetangganya. Contohnya ikatan hidrpgen pada molekul H₂O, HF dan NH₃ yang telah dijelaskan di atas.

2. Ikatan hidrogen intramolekul atau ikatan hidrogen dalam satu molekul. Contoh ikatan hidrogen pada molekul asam benzoat seperti yang ditunjukan pada gambar berikut.

 

Ikatan hidrogen antarmolekul dalam fasa cair dipengaruhi oleh konsentrasi artinya semakin besar konsentrasi semakin semakin kuat ikatan hidrogen yang terbentuk, sedangkan ikatan hidrogen intramolekul tidak dipengaruhi oleh jonsentrasi zat.

 

Gaya Antar Molekul Polar atau Molekul Nonpolar dengan Ion

Bila suatu ion dilarutkan dalam suatu pelarut polar, maka ion positif (kation) akan didekati oleh dipol negatif dari molekul polar, begitupun sebaliknya ion negatif (anion) akan didekati oleh dipol positif dari molekul polar, seperti yang ditunjukan pada Gambar.

Gambar Gaya tarik antara molekul polar dengan kation dan anion

 

Jika ion dimasukan ke dalam suatu molekul nonpolar, maka pembentukan dipol sesaat dan dipol induksian dapat terjadi dengan karena:

1. gerakan elektron dalam molekul itu sendiri

2. diinduksi oleh molekul yang telah mengalami dipol sesaat atau disebabkan oleh dipol sesaat dari molekul pada nomor 1.

3. Karena diinduksi oleh ion baik anion maupun kation

4. Molekul nomor 3 dapat menginduksi molekul lain yang ada di dekatnya sehingga mengalami dipol induksian, demikian seterusnya.

 

Susunan molekul yang mengalmi dipol sesaat dan dipol terimbas sama seperti pada molekul polar yaitu dipol sesaat atau dipol induksi yang bermuatan positif (ujung positif) lebih mengarah ke anion dan begitupun sebaliknya dipol sesaat atau dipol terimbas yang bermuatan negatif (ujung negatif) lebih dekat ke arah kation.

Walaupun demikian gaya yang terjadi antar molekul nonpolar dengan suatu sangat lemah. Hal inilah yang menyebabkan molekul polar cenderung melarutkan zat-zat yang bersifat ion, karena gaya molekul polar dengan ion lebih kuat dibanding molekul nonpolar. Sedangkan molekul nonpolar cenderung melarutkan molekul atau zat yang bersifat nonpolar.

 

Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Sifat Fisis dan kimia zat

Gaya yang terjadi antarmolekul terutama gaya tarik apat mempengaruhi sifat dan kimia zat. Sifat fisika zat yang dipengaruhi gaya antarmolekul antara lain, titik didih, titik lebur, kalor penguapan viskositas. Sedangkan sifat kimia yang dipengaruhi oleh gaya antarmolekul terutama adalah sifat asam basa zat.

Titik didih, titik lebur, kalor penguapan makin besar atau makin tinggi bila gaya antarmolekul makin kuat, begitupun sebaliknya.

Viskositas atau kekentalan merupakan kemudahan suatu zat untuk mengalir. Semakin besar viskositas, maka zat tersebut semakin sukar mengalir, begitupun sebaliknya suatu zat akan semakin mudah mengalir bila viskositasnya kecil atau rendah. Contohnya air lebih mudah mengalir dibanding oli sehingga air memiliki viskositas yang lebih kecil atau lebih rendah dibanding oli.

Viskositas zat berkaitan dengan gaya antarmolekulnya. Bila gaya antarmolekul kuat zat memiliki viskositas tinggi begitupun sebaliknya. Oleh sebab itu, viskositas dipengaruhi oleh suhu, suhu makin tinggi viskositas zat akan menurun sehingga lebih mudah mengalir.

 

FILE ARTIKEL INI SILAKAN UNDUH DI SINI….!!!!!!

 

BEBERAPA ARTIKEL YANG DISARANKAN :

1. Kaidah Oktet dan Duplet

2. Penggolongan senyawa ionik

3. Kestabilan senyawa ionik apakah karena terpenuhinya aturan oktet?

4. Ikatan Kovalen

5. Struktur kristal beberapa senyawa ionik

STRUKTUR KRISTAL BEBERAPA SENYAWA IONIK

Gaya tarik atau tarikan antara kation dan anion dalam senyawa ionik disebut dengan ikatan kimia. Suatu senyawa biner disebut sebagai senyawa ionik bila perbedaan keelektronegatifan dua atom penyusun senyawa tersebut 1,7 atau lebih.

Senyawa ionik dapat berada dalam fasa gas, cair dan padat. Secara umum, struktur senyawa dalam fasa gas selalu lebih sederhana dibanding dalam fasa cair dan fasa padat. Senyawa ionik dalam fasa gas terdiri dari pasangan-pasangan ion misalnya NaCl, dalam fasa cair terdiri dari ion-ion positif dan ion-ion negatif yang terusun secara acak tetapi ion negatif selalu dengan ion positif begitupun sebalik.

Senyawa ionik dalam fasa padat memiliki struktur kristal tertentu. Kristal senyawa ionik terdiri dari kation-kation dan anion-anion yang tersusun secara teratur, bergantian, dan berulang (periodik). Pola susunan yang teratur dan berulang dari ion-ion yang terdapat dalam suatu kristal menghasilkan kisi kristal dengan bentuk yang tertentu pula.

Kisi kristal senyawa ionik ada beberapa macam yaitu diantaranya kisi kristal natrium klorida (NaCl), sesium klorida (CsCl), zink klorida (ZnS), fluorit (CaF₂), rutil (TiO₂) dan perovskit (SrTiO₃).

Natrium Klorida, NaCl

Keelektronegatifan atom Na dan Cl dalam skala Pauling adalah 0,93 dan 3,16. Perbedaan keelektronegatifan kedua atom adalah 2,23. Jadi senyawa NaCl adalah senyawa ionik yang terdiri dari ion Na⁺ dan ion Cl^–.

Kisi kristal NaCl adalah kubus berpusat muka (Face Centered Cubic) seperti pada gambar.

Gambar Kisi kristal NaCl, kubus berpusat muka (Face Centered Cubic). Warna putih adalah ion Na⁺ (ukurannya lebih kecil) dan warna hijau Cl^– (ukurannya lebih besar)

Ion-ion Na⁺ dan Cl^– dengan bola-bol dan dihubungkan dengan garis-garis. Garis-garis yang menghubungkan bola-bola tersebut bukan lambang dari ikatan kovalen karena ikatan antara ion-ion yang ada merupakan ikatan ionik. Garis-garis tersebut digambarkan untuk memudahkan dalam mengindentivikasi bentuk dari kisi kristal senyawa ionik dan geometri yang terbentuk oleh suatu ion dengan ion-ion yang muatannya berlawanan yang ada disekitarnya pada jarak yang sama.

Susunan kubus berpusat muka ditunjukan dengan adanya ion-ion Cl^– pada pojok-pojok dan dipusat muka kubus atau adanya ion-ion Na⁺ yang terdapat pada pojok dan dipusat muka kubus. Jadi kristal ionik NaCl dapat dianggap terdiri dari kisi kubus berpusat muka yang terdiri dari ion-ion Na⁺ dan kisi kubus berpusat muka dari ion-ion Cl^– yang saling menembus.

Dalam kristal ionik, banyaknya anion yang mengelilingi kation dengan jarak yang sama merupakan bilangan koordinasi dari kation, sebaliknya banyakannya kation yang mengelilingi anion dengan jarak yang sama merupakan bilangan koordinasi dari anion.

Pada gambar di atas setiap ion Na⁺ dikelilingi oleh 6 ion Cl^– dengan geometri oktahedral dan setiap ion Cl^– dikelilingi oleh 6 ion Na⁺ dengan geometri oktahedral. Jadi bilangan koordinasi ion Na⁺ dan ion Cl^– yang terdapat dalam NaCl adalah 6. Berikut beberapa senyawa yang mengkristal dengan struktur natrium klorida.

CaO SrO BaO

FeO NiO CdO

KBr KF KI

RbCl TiC TiN

TiO MnO SrSc

LiI LiH NaF

NaI AgF BaSe

Sesium Klorida, CsCl

Keelektronegatifan atom Cs dan Cl dalam skala Pauling adalah 0,79 dan 3,16. Perbedaan keelektronegatifan antara kedua atom tersebut adalah 2, 37. Dengan demikian CsCl merupakan senyawa ionik yang terdiri dari ion-ion Cs⁺ dan Cl^–.

Kisi kristal dari sesium klorida adalah kubus sederhana atau kubus primitif (primitive cubic) seperti pada gambar.

Gambar kisi kristal sesium klorida (CsCl). Warna putih yang ukurannya lebih kecil adalah Cs⁺, sedangkan warna hijau yang ukuran ionnya lebih besar adalah ion Cl^–

Kisi kristal sesium klorida bukan kubus berpusat badan (Body Centerea cubic) karena ion yang terdapat pada pusat kubus berbeda dengan ion yang terdapat pada pojok-pojok kubis.

Pada gambar setiap Cs⁺ dikelilingi oleh 8 ion Cl^– dan setiap ion Cl^– dikelilingi oleh 8 ion Cs⁺ dengan geometri kubus sederhana. Jadi bilangan koordinasi ion Cl^– dan Cs⁺ dalam CsCl adalah 8. Beberapa senyawa yang mengkristal dengan struktur CsCl

CsBr CsI CsCn

NH4Cl NH4Br TiCl

TiBr TiI

Zink Sulfida : Zink Blende dan Wurtzit

Keelektronegatifan atom Zn dan S dalam skala Pauling adalah 1,65 dan 2,58. Perbedaan keelktronegatifan antara kedua atom tersebut adalah 0,93. Dengan demikian ZnS dapat dianggap sebagai senyawa kovalen yang terdiri dari atom Zn dan S.

Sink sulfida mengkristal dalam dua kisi yang berbeda yaitu kubus berpusat muka untuk zink blende atau sfalerit dan heksagonal primitif untuk wurtzit, seperti pada gambar.

Gambar Kubus berpusat muka untuk zink blende atau sfalerit. Warna putih adalah atom Zn, sedangkan kuning adalah atom S

Gambar Heksagonal primitif untuk wurtzit. Warna putih adalah atom Zn, sedangkan kuning adalah atom S

Pada dua kisi tersebut, setiap atom Zn dikelilingi oleh 4 atom S dan setiap atom S dikelilingi oleh 4 atom Zn dalam bentuk tetrahedral. Jadi bilangan koordinasi atom Zn dan S dalam ZnS adalah 4.

Beberapa senyawa yang mengkristal dengan struktur ZnS seperti pada Tabel.

Beberapa senyawa dengan struktur seperti zink blende (sfalerit)

CuF CuCl γ-CuI

BeS BeSe BeTe

CdSe ZnTe CdSe

HgSe HgTe GaP

Beberapa senyawa dengan struktur wurtzit

ZnO znSe NH4F

BeO CdS CdSe

MnS MnSe AgI

AlN GaN TaN

Zink blende dan wurtzit merupakan dua alotro dari ZnS. Alotrop merupakan kristal dari senyawa yang sama namun memiliki struktur yang berbeda. Suatu gejala dimana suatu senyawa memiliki lebih dari satu struktur disebut alotropi.

Meskipun sink blende merupakan senyawa kovalen tetapi ada senyawa ionik seperti CuF yang memiliki kisi kristal sama dengan ZnS sink blende. Pada kristal CuF, ion Cu⁺ menempati posisi atom Zn sedangkan ion F^– menempati posisi atom S.

Struktur senyawa ionik yang mengadopsi struktur ZnS wurtzit diantaranya adalah BeO dan NH₄F. Pada kristal BeO ion Be²⁺ menempati posisi atom Zn sedangkan ion O^2- menempati posisi atom S.

Pada kristal kristal NH₄F, atom N dari ion NH₄⁺ menempati posisi atom Zn sedangkan ion F^– menempati posisi atom S.

Fluorit, CaF₂

Keelektronegatifan atom Ca dan atom F dalam skala Pauling adalah 1 dan 3,98. Perbedaan keelktronegatifan antara kedua atom tersebut adalah 2,98. Dengan demikian CaF₂ adalah senyawa ionik yang tersusun dari ion-ion Ca²⁺ dan F^–.

Kisi kristal kalsium fluorida atau fluorit adalah kubus berpusat muka seperti yang ditunjukan pada Gambar.

����������������

Gambar kisi kristal kalsium fluorida atau fluorit (CaF₂). Warna hijau atau hijau kekuningan adalah ion F^– dan warna putih adalah ion Ca²⁺

Pada kisi kristal CaF₂ setiap ion Ca dikelilingi oleh 8 ion F^– dengan geometri kubus sederhana. Sedangkan setiap ion F^– dikelilingi oleh 4 ion Ca²⁺ dengan geometri tetrahedral. Dengan demikian bilangan koordinasi ion Ca²⁺ adalah 8, sedangkan bilangan koordinasi ion F^– adalah 4.

Beberapa senyawa yang mengkristal dengan struktur seperti fluorit diberikan pada Tabel berikut.

CaF2 BaF2 CdF2

HgF2 SrF2 SrCl2

CeO2 ThO2 ZrO2

Selain dikenal struktur fluorit dikenal juga struktur antifluorit. Bila pada struktur fluorit perbandingan jumlah kation dan jumlah anion adalah 1:2; maka pada struktur antifluorit perbandingannya adalah 2:1. Pada struktur antifluorit posisi kation-kation pada struktur fluorit diganti oleh anion-anion dan begitupun sebaliknya.

Gambar kisi kristal antifluorit K₂S (kalium sulfida). Warna ungu adalah ion Ca²⁺ dan warna kuning adalah ionF^–

Salah satu caontoh senyawa yang mengkristal dengan struktur antifluorit yaitu Kalium sulfida (K₂S) seperti pada Gambar di atas. Pada struktur K₂S, ion-ion S^2- menempati posisi ion-ion Ca²⁺ pada struktur fluorit. Beberapa senyawa yang mengkristal dengan struktur antifluorit seperti yang tertera pada tabel berikut.

Li2O Li2Se Rb2Se

K2S K2Se K2Te,

Li2Te Na2O Na2S

Na2Se Na2Te K2O

Rb2O Rb2S Li2S

Rutil, TiO₂

Keelektronegatifan atom Ti dan atom O dalam skala Pauling adalah 1,54 dan 3,44. Perbedaan keelktronegatifan antara kedua atom tersebut adalah 1,90. Dengan demikian senyawa TiO₂ adalah senyawa ionik yang dibentuk dari ion-ion Ti⁴⁺ dan ion O^2-.

Kisi kristal rutil adalah trigonal primitif, seperti yang ditunjukan pada Gambar

Gambar Kisi kristal rutil (TiO₂). Warna merah adalah ion O^2-, sedangkan warna hitam adalah ion Ti⁴⁺

Pada kisi kristal TiO₂, setiap ion Ti⁴⁺ dikelilingi oleh 6 ion O^2- dengan geometri oktahedral. Dan setiap ion O^2- dikelilingi oleh 3 ion Ti⁴⁺ dengan geometri trigonal planar. Dengan demikian bilangan koordinasi ion Ti⁴⁺ adalah 6, sedangkan bilangan koordinasi ion O^2- adalah 3.

Beberapa senyawa yang mengkristal dengan struktur rutil diberikan pada Tabel.

TiO2 CoF2 MgF2

MgH2 MnF2 NiF2

ZnF2 GeO2 IrO2

MoO2 PbO2 SiO2

SnO2 TaO2 WO2

Perovskit, SrTiO₃

Keeletronegatifan atom Sr, Ti dan O dalam skala Pauling berturut-turut adalah 0,95, 1,54 dan 3,44. Perbedaan keelktronegatifan antara atom Sr dan atom O adalah 2,49, sedangkan perbedaan keelktronegatifan antara atom Ti dan atom O adalah 1,90. Dengan demikian senyawa SrTiO₃ adalah senyawa ionik yang tersusun dari ion-ion Sr²⁺, Ti⁴⁺ dan O^2-.

Kisi kristal dari perovskit adalah kubus primitif seperti yang ditunjukan pada Gambar

Gambar kisi kristal perovskit (SrTiO₃). Setiap ion Ti⁴⁺ (warna hitam dikelilingi) oleh 6 ion O^2- (putih) terdekat dengan geometri oktahedral

Kisi perovskit adalah kisi primitif karena ion Ti⁴⁺ hanya menmpati pojok-pojok kubus. Bilangan koordinasi Sr²⁺ adalah 12, bilangan koordinasi Ti⁴⁺ adalah 6. Beberapa senyawa yang mengkristal sesuai struktur perovskit seperti pada Tabel

KnBO3 KIO3 LaCrO3

LaFeO3 SrZrO3 SrThO3

CsCaF3 CsCdCl3 CsHgCl3

FILE ARTIKEL INI DAPAT DI UNDUH DI SINI……!!!!

tata nama senyawa kimia

Tata Nama Senyawa Biner

Senyawa biner merupakan yang tersusun dari dua unsur. Unsur tersebut dapat berupa logam dengan non logam atau keduanya non logam.

Tata Nama Senyawa Biner Logam-Nonlogam

Untuk senyawa biner yang terdiri dari logam dan nonlogam yang hanya mempunyai satu bilangan oksidasi atau senyawa ionik penamaannya adalah unsur logam ditulis atau disebutkan terlebih dahulu kemudian diikuti oleh unsur non logam ditambah akhiran –ida. Beberapa contoh senyawa biner logam dan non logam dapat dilihat pada tabel

Rumus molekul	Nama	Rumus molekul	Nama
NaClCaCl2 Na2O MgBr2 KBr Al2S3	natrium kloridakalsium klorida natrium oksida magnesium bromida kalium bromida aluminium sulfida	Rb2SBa3N2 SrO NaH Mg3P2	rubium sulfidabarium nitrida stronsium oksida natrium hidrida magnesium fosfida

Untuk unsur logam yang mempunyai bilangan oksidasi lebih dari satu (umumnya logam transisi), penamaanya adalah menulis atau menyebut nama logam terlebih dahulu diikuti dengan angka Romawi yang diberi tanda kurung kemudian diikuti dengan nama unsur nonlogam, ditambah akhiran –ida. Metode ini dikenal dengan sistem stock dan dapat dipakai untuk setiap senyawa biner dari logam dan nonlogam, namun pada senyawa ionik dengan satu bilangan oksidasi jarang digunakan bahkan tidak pernah disebutkan.

Angka romawi yang diberikan menunjukan bilangan oksidasi dari unsur logam. Oleh sebab itu, tidak lasim apabila angka romawi yang diberikan berada diantara logam dan non logam. Misalnya FeCl₂ penulisan nama yang  benar adalah besi(II) klorida, bukan besi (II) klorida. Beberapa contoh penamaan senyawa menggunakan sistem stock seperti yang tertera pada Tabel.

Rumus	Nama	Rumus	Nama
FeCl2FeCl3 CuCl2 CuCl Fe2O3 PbO	besi(II) kloridabesi(III) klorida tembaga(ll) klorida tembaga(l) klorida besi(III) oksida timbal(II) oksida	PbO2SnCl2 SnCl4 SnO Sn2O	timbal(IV) oksidatimah(II) klorida timah(IV) klorida timah(II) oksida timah(I) oksida

Tata Nama Senyawa Biner Nonlogam

Untuk penamaan senyawa biner yang dbentuk dari dua unsur nonlogam penamaannya adalah menyebut atau menulis unsur yang cenderung bermuatan positif (umumnya memiliki bilangan oksidasi positif) kemudian diikuti dengan unsur yang cenderung bermuatan negati (umumnya memiliki bilangan oksidasi negatif), ditambah akhiran -ida. Berikut adalah urutan penulisan atau penamaan untuk senyawaan biner dari nonlogam:

B ─ Si ─ C ─ Sb ─ As ─ P ─ N ─ H ─ Te ─ Se ─ S ─ I ─ Br ─ Cl ─ O ─ F

Unsur-unsur yang ada disebelah kiri dari suatu unsur maka ditulis atau disebut terlebih dahulu.

Senyawa biner nonlogam yang hanya membentuk satu senyawa dengan atom lain penamaan adalah menyebut atau menulis terlebih dahulu unsur yang cenderung bermuatan positif diikuti unsur yang cenderung bermuatan negatif ditambah akhiran -ida.

Contoh:

HCl : hidrogen klorida

H₂S : hidrogen sulfida

Senyawa biner nonlogam yang dapat membentuk dua atau lebih senyawa dengan unsur yang sama, penamaannya menyerupai penamaan senyawa biner nonlogam, tetapi diawali dengan  menyebut awalan yang menyatakan jumlah atau banyaknya setiap unsur nonlogam. Meskipun banyak unsur nonlogam menunjukkan bilangan oksidasi yang berbeda, namun dalam penulisan atau penyebutan jarang jarang disebutkan atau ditunjukkan dengan angka Romawi. Awalan Yunani dan Latin untuk satu sampai sepuluh berturut–turut adalah mono, di, tri, tetra, penta, heksa, hepta, okta, nona, dan deka. Beberapa contoh senyawa biner nonlogam yang dapat membentuk dua atau lebih senyawa dengan unsur yang sama, seperti yang tertera pada Tabel.

Rumus	Nama	Rumus	Nama
N2ON2O5 CO CS2 SO3 SO2	dinitrogen monoksidadinitrogen pentaoksida karbon monoksida karbon disulfida sulfur trioksida sulfur dioksida	CCl4PCl5 SF6 Cl2O5 Cl2O7 As4O6	karbon tetrakloridafosfor pentaklorida sulfur heksaflorida dikloro pentaoksida dikloro heptoksida tetraarsenik heksosida

Tata Nama Senyawa yang terdiri dari Ion-Ion Poliatom

Tatanama berikut adalah untuk senyawa-senyawa yang terdiri dari anion dan kation poliatom. Untuk senyawa ion yang kationnya hanya mempunyai satu bilangan oksidas penamaannya adalah menyebut atau menulis nama kation terlebih dahulu sesuai nama unsurnya kemudian diikuti nama anion poliatomnya. Sedangkan untuk senyawa ion yang kationnya mempunyai bilangan oksidasi lebih dari satu, penamaannya adalah menyebut atau menulis nama kation terlebih dahulu dikuti dengan bilangan oksidasi kation yang ditunjukan dengan angka romawi yang diberi tanda kurung dan diikuti nama anion poliatomnya. Nama untuk beberapa ion  yang biasanya ditemukan dapat dilihat pada Tabel bagiam bawah sedangkan beberapa contoh senyawa yang dibentuk dari ion poliatom seperti yang tertera pada Tabel.

Rumus	Nama	Rumus	Nama
Ba(NO3)2KCN K2Cr2O7 FeSO4	Barium nitratKalium sianida Lalium dikromat Besi(II) sulfat	Fe2(SO4)3NiSO4 PbSO4 Na3PO4	Besi(III) sulfatNikel(II) sulfat Tembaga(II) sulfat Natrium fosfat

Kation	Nama kation	Anion	Nama anion
Li+Na+ K+ NH4+ Ag+ Mg2+ Ca2+ Ba2+ Cd2+ Zn2+ Cu2+ Hg22+ Hg2+ Mn2+ Co2+ Ni2+ Pb2+ Sn2+ Fe2+ Fe3+ Al3+ Cr3+	Ion litiumion natrium Ion kalium Ion amonium Ion magnesium Ion kalsium Ion barium Ion kadmium Ion seng Ion tembaga(II) atau ion kuprat Ion merkuri(I) atau ion merkurit Ion merkuri(II)  atau ion merkurat Ion mangan(II) atau  ion manganit Ion kobalt(II) atau ion kobaltit Ion nikel(II) atau ion nikelit Ion timbal(II)  atau ion plumbit Ion timah(II) atau  ion stanit Ion besi(II) atau ion ferit Ion besi(III)  atau ion ferat Ion aluminium Ion kromium (I) atau ion kromat	F‾Cl‾ Br‾ I‾ OH‾ CN‾ ClO‾ ClO2‾ ClO3‾ ClO4‾ CH3COO‾ MnO4‾ NO2‾ NO3‾ SCN‾ O2‾ S2‾ HSO3‾ HSO4‾ SO32‾ SO42‾ HCO3‾ CO32‾ CrO42‾ Cr2O72‾ PO43‾ AsO43‾	Ion fluoridaIon klorida Ion bromida Ion iodida Ion hidroksida Ion sianida Ion hipoklorit Ion klorit Ion klorat Ion perklorat Ion asetat Ion permanganat Ion nitrit Ion nitrat Ion tiosianat Ion oksida Ion sulfida Ion hidrogen sulfit atau ion bisulfit Ion hidrogen sulfat  atau ion bisulfat Ion sulfit Ion sulfat Ion hidrogen karbonat atau ion bikarbonat Ion karbonat Ion kromat Ion dikromat Ion fosfat Ion arsenat