الزراعة الإسلامية: Oktober 2013

STRUKTUR ATOM, MOLEKUL, SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIA

21.05 |

Penulis

Nama : Eldineri Zulkarnain

NPM : 1214121073

P.S. : Agroteknologi

Mata Kuliah : Kimia Dasar

Dosen : Heri Satrio, S.Si, M.Si.

Jurusan Agroteknologi

Fakultas Pertanian Universitas Lampung

Bandar Lampung

8 Oktober 2012

KATA PENGANTAR

Puji syukur kepada Allah SWT. atas limpahan rahmat dan hidayah-Nyalah sehingga dapat terselesaikan makalah yang berjudul STRUKTUR ATOM, MOLEKUL, SISTEM PERIODIK DAN IKAATAN KIMIA.

diharapkan makalah ini dapat memberi manfaat kepada yang membacanya, sehingga dapat mengetahui dan memahami dengan benar isi dari makalah ini.

Akhir kata saya menyadari bahwa dengan segala keterbatasan dan kompleksitas dalam penyusunan makalah ini, tentu saja masih terdapat kekurangan. Oleh karena itu, masukan dari bapak sangat saya harapkan.

Bandar lampung, Oktober 2012

DAFTAR ISI

Halaman

KATA PENGANTAR ......................................................................................... i

DAFTAR ISI ........................................................................................................ ii

PENDAHULUAN ............................................................................................... 1

Latar Belakang ......................................................................................... 1

PEMBAHASAN ................................................................................................... 2

BAB 1 Struktur Atom dan Molekul ...................................................................... 2

Perkembangan Teori Atom ........................................................... 2

Ion ………………………………………………………………. 6

Molekul …………………………………………………………. 6

BAB 2 Sistem Periodik dan Ikatan Kimia ……………………………………… 8

Tabel ……………………………………………………………. 8

Sifat-sifat Unsur Berperiodik …………………………………… 9

Pola dalam Struktur Elektron ……………………………………11

Pola dalam Senyawa Kecenderungan Unsur dalam Periodik dan Golongan ……………………………………………………….. 13

Hubungan Antara Keelektronegatifan dan Jenis Ikatan …………15

Ikatan Ion ………………………………………………………..16

Ikatan Kovalen …………………………………………………..17

Interaksi antar Molekul ………………………………………….18

DAFTAR PUSTAKA …………………………………………………………...21

1. PENDAHULUAN

1.1. Latar Belakang

Atom merupakan bagian terkecil penyusun suatu materi yang tidak dapat dibagi lagi. Diameter atom antara 3×10^‑9 m sampai 1,5×10^-8 m. Bagian dalam atom terdiri atas inti atom yang bermuatan positif dan awan di sekitar innti atom yang bermuatan negatif. awan di seputar inti atom ini biasa disebut kulit atom. Partikel dasar penyusun inti atom adalah proton dan neutron, sementara partikel dasar penyusun kulit atom adalah elektron. Gabungan dari dua atau lebih atom disebut molekul. dan mengenai struktur atom dan molekul akan dijelaskan di bab satu.

Dari hasil eksperiment yang dilakakukan Henry G. J. Moseley (1914). Moseley menyimpulkan bahwa sifat dasar unsur adalah nomor atom, bukan massa atomnya. Kemudian hukum periodik mendeleyev diperbaharui menjadi hukum periodik modern yang menyatakan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya. Sistem periodik modern dikenal sebagai sistem periodik bentuk panjang. Sistem periodik akan dijelaskan pada bab dua.

Ikatan kimia dapat terjadi karena adanya gaya tarik menarik yang kuat antara atom-atom di dalam suatu molekul senyawa. Elektron berperan sangat penting dalam pembentukan ikatan kimia, khususnya elektron valensi. Jenis ikatan dan susunan atom dalam molekul/senyawa mempengaruhi sifat-sifat dari molekul/senyawa tersebut. Dan mengenai ikatan ion, ikatan kovalen dan interaksi antar molekul akan dijelaskan di bab dua.

BAB 1

1. STRUKTUR ATOM DAN MOLEKUL

1.1. Perkembangan Teori Atom

1.1.1. Teori Atom Dalton

Berdasarkan hukum kekekalan massa dan hukum perbandingan tetap, John Dalton (1805) menyatakan teori atomnya sebagai berikut:

· Atom merupakan partikel terkecil yang tidak dapat dibagi lagi.

· Semua atom dari unsur kimia tertentu mempunyai massa yang sama, begitu pula semua sifat lainnya.

· Unsur kimia yang lain akan memiliki jenis atom yang berbeda.

· Atom-atom bergabung satu sama lain membentuk molekul senyawa.

· Reaksi kimia hanya melibatkan penataan ulang dari atom-atomnya sehingga tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia.

$Description: D:\Eldineri Zulkarnain\Kuliah\Kimia\Bahan Makalah\atom-dalton.JPG$

Kelemahan:

· Tidak dapat menjelaskan cara atom-atom saling berikatan.

· Model atom dalton tidak dapat menjelaskan perbedaan antara atom unsur yang satu dengan unsur yang lain.

· Tidak dapat menerangkan sifat listrik pada materi

1.1.2. Teori Atom Thomson

Berdasarkan percobaan sinar katoda, Joseph John Thomson (1897) menyatakan teori atomnya bahwa dalam atom terdapat elektron yang tersebar secara merata dalam bola pejal bermuatan positif.

Kelemahan:

· Tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam atom tersebut.

$Description: D:\Eldineri Zulkarnain\Kuliah\Kimia\Bahan Makalah\plum.gif$

1.1.3. Teori Atom Rutherford

$Description: D:\Eldineri Zulkarnain\Kuliah\Kimia\Bahan Makalah\rutherford.gif$

Berdasrkan fakta percobaan sinar alfa, Ernest Rutherford (1911) mengemukakan teori atomnya bahwa atom terdiri atas inti yang bermuatan positif yang menjadi pusat massa dan elektron beredar mengelilingi inti atom.

Kelemahan:

· Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom akibat gaya tarik elektrostatis ini terhadap elektron.

1.1.4. Teori Atom Bohr

Berdasrkan percobaan spektrum atom hidrogen, Niels Bohr menyatakan teori atomnya sebagai berikut:

· Elektron beredar mengelilingi inti atom pada lintasan dengan tingkatan energi tertentu yang disebut kulit atau orbit,

· Selama beredar dalam lintasannya (lintasan stasioner) elektron tidak mengalami perubahan energi.

· Dengan menyerap energi, elektron dapat berpindah dari lintasan dengan tingkat energi rendah ke lintasan yang tingkat energinya lebih tinggi.

· Elektron juga dapat berpindah dari lintasan dengan tingkat energi tinggi ke tingkat energi yang lebih rendah dengan memancarkan energi.

$Description: D:\Eldineri Zulkarnain\Kuliah\Kimia\Bahan Makalah\MODEL+ATOM+BOHR.gif$

Kelemahan:

· Terjadi penyimpangan untuk atom yang lebih besar dari hidrogen

· Tidak dapat menerangkan spektrum warna dari atom berelektron banyak.

1.1.5. Teori Atom Mekanika Gelombang

Ø Louis De Broglie (1924)

De Broglie menyatakan bahwa elektron yang bergerak mempunyai sifat-sifat gelombang, sehingga dapat disimpulkan bahwa elektron mempunyai dualisme sifat yaitu bersifat materi dan bersifat gelombang.

Ø Prinsip ketidakpastian Werner Heisenberg (1926)

Momentum dan posisi dari suatu partikel yang kecil (elektron) tidak dapat diketahui secara bersamaan (simultan) dengan suatu derajat kepastian.

Ø Erwin Schrodinger (1926)

Berdasrkan teori mekanika gelombang dan kuantum, Schrodinger menyatakan teori kebolehjadian, yang menyebutkan bahwa kedudukan elektron pada saat tertentu tidak dapat dipastikan, tetapi hanya dapat ditentukan kebolehjadiannya.

Kebolehjadian daerah dlam ruang yang dapat ditempati oleh sejumlah elektron tertentu disebut orbital.

Masing-masing orbital dalam atom mempunyai energi tertentu, sedangkan energi suatu elektron dalam atom ditentukan oleh bilangan kuantum.

1.2. Ion

· Suatu atom dapat kehilangan/melepaskan elektron atau mendapat/menerima elektron tambahan.

· Atom yang kehilangan/melepaskan elektron, akan menjadi ion positif (kation).

· Atom yang mendapat/menerima elektron, akan menjadi ion negatif (anion).

· Dalam suatu Ion, yang berubah hanyalah jumlah elektron saja, sedangkan jumlah proton dan neutronnya tetap.

Contoh :

Spesi	Proton	Elektron	Neutron
Atom Na	11	11	12
Ion	11	10	12
Ion	11	12	12

1.3. Molekul

Molekul adalah suatu agregat (kumpulan) yang terdiri dari sedikitnya dua atom dalam susunan tertentu yang terikat bersama oleh gaya-gaya kimia (disebut juga ikatan kimia). Suatu molekul dapat mengandung atom-atom dari unsur yang sama atau atom-atom dari dua atau lebih unsur yang bergabung dalam perbandingan tertentu, sesuai dengan hukum perbandingan tetap. Suatu molekul tidak harus berupa senyawa yang berdasarkan difinisi terbentuk dari dua atau lebih unsur. Mislanya gas hidrogen adalah suatu unsur murni, tetapi terdiri atas molekul-molekul yang masing-masingnya terbentuk dari dua atom H. Sebaliknya, air adal senyawa molekular yang mengandung hidrogen dan oksigen dengan perbandingan dua atom H dan satu atom O. Seperti halnya atom, molekul tidak bermuatan listrik (netral).

Molekul diatomik yaitu molekul yang hanya mengandung dua atom, dan molekul poliatomik yaitu molekul yang mengandung lebih dari dua atom.

BAB 2

2. SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIA

2.1. Tabel

Lebih dari separuh unsur-unsur yang dikenal saat ini ditemukan antara 1800 dan 1900. Selama periode ini, kimiawan mengamati bahwa ada banyak unsur yang menunjukan kemiripan yang kuat satu sama lain. Pemahaman akan adanya keteraturan periodik dalam perilaku fisis dan kimia dan kebutuhan untuk mengorganir semua informasi yang tersedia tentang struktur dan sifat-sifat unsur telah mengarah pada dikembangkannya dan kimia yang mirip dikelompokan bersama. Unsur-unsur pada tabel periodik modern disusun berdasarkan nomor atomnya (ditempatkan diatas lambang unsur) dalam baris horizontal yang disebut periode dan kolom—kolom vertikal yang disebut golongan, berdasarkan kemiripan sifat-sifat kimianya.

Unsur-unsur dapat dibagi dalam tiga kategori yaitu logam, nonlogam, dan metaloid. Logam merupakan penghantar panas dan listrik yang baik, sedangkan nonlogam biasanya merupakan penghantar panas dan lisrik yang buruk. Metaloid mempunyai sifat-sifat yang berada diantara logam dan nonlogam. Pada tabel periodik menunjukan bahwa sebagian unsur yang telah dikenal berupa logam, hanya tujuhbelas unsur yang merupakan nonlogam, dan delapan unsur yang merupakan metaloid. Dari kiri ke kanan setiap periode, sifat-sifat fisik dan kimia unsur berubah secara bertahap dari sifat logam ke sifat nonlogam.

2.2. Sifat-sifat Unsur Berperiodik

2.2.1. Jari-Jari Atom

· Adalah jarak dari inti atom sampai ke elektron di kulit terluar.

· Besarnya jari-jari atom dipengaruhi oleh besarnya nomor atom unsur tersebut.

· Semakin besar nomor atom unsur-unsur segolongan, semakin banyak pula jumlah kulit elektronnya, sehingga semakin besar pula jari-jari atomnya.

Jadi : dalam satu golongan (dari atas ke bawah), jari-jari atomnya semakin besar.

· Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), nomor atomnya bertambah yang berarti semakin bertambahnya muatan inti, sedangkan jumlah kulit elektronnya tetap. Akibatnya tarikan inti terhadap elektron terluar makin besar pula, sehingga menyebabkan semakin kecilnya jari-jari atom.

Jadi : dalam satu periode (dari kiri ke kanan), jari-jari atomnya semakin kecil.

2.2.2. Energi Ionisasi

· Adalah energi minimum yang diperlukan atom netral dalam bentuk gas untuk melepaskan satu elektron membentuk ion bermuatan +1.

· Jika atom tersebut melepaskan elektronnya yang ke-2 maka akan diperlukan energi yang lebih besar (disebut energi ionisasi kedua), dst.

· EI 1< EI 2 < EI 3 dst

· Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), EI semakin kecil karena jari-jari atom bertambah sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil. Akibatnya elektron terluar semakin mudah untuk dilepaskan.

· Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), EI semakin besar karena jari-jari atom semakin kecil sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin besar/kuat. Akibatnya elektron terluar semakin sulit untuk dilepaskan.

2.2.3. Afinitas Elektron

· Adalah energi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam bentuk gas apabila menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif.

· Semakin negatif harga afinitas elektron, semakin mudah atom tersebut menerima/menarik elektron dan semakin reaktif pula unsurnya.

· Afinitas elektron bukanlah kebalikan dari energi ionisasi.

· Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga afinitas elektronnya semakin kecil.

· Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga afinitas elektronnya semakin besar.

· Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA.

· Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA.

2.2.4. Keelektronegatifan

· Adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa (dalam ikatannya).

· Diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7 (keelektronegatifan Cs) sampai 4 (keelektronegatifan F).

· Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderung menerima elektron dan akan membentuk ion negatif.

· Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderung melepaskan elektron dan akan membentuk ion positif.

· Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga keelektronegatifan semakin kecil.

· Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga keelektronegatifan semakin besar.

2.3. Pola dalam Struktur Elektron

Suatu cara penulisan yang menunjukkan distribusi elektron dalam orbital orbital pada kulit utama dan subkulit disebut konfigurasi elektron. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan (asas), yaitu prinsip Aufbau, asas larangan Pauli, dan kaidah Hund.

2.3.1. Prinsip Aufbau

Elektron-elektron dalam suatu atom berusaha untuk menempati subkulit subkulit yang berenergi rendah, kemudian baru ke tingkat energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, atom berada pada tingkat energi minimum. Inilah yang disebut prinsip Aufbau. Urutan-urutan tingkat energi ditunjukkan pada gambar. Jadi, pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada gambar dapat dilihat bahwa subkulit 3d mempunyai energi lebih tinggi daripada subkulit 4s. Oleh karena itu, setelah 3p terisi penuh maka elektron berikutnya akan mengisi subkulit 4s, baru kemudian akan mengisi subkulit 3d.

Description: http://www.chem-is-try.org/wp-content/uploads/2011/12/image7.jpg

Diagram urutan tingkat energi orbital

2.3.2. Kaidah Hund

Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dapat dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Suatu orbital dilambangkan dengan strip, sedangkan dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak panah dituliskan mengarah ke atas. Dalam kaidah Hund, dikemukakan oleh Friedrich Hund (1894 – 1968) pada tahun 1930, disebutkan bahwa elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan. Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.

Description: http://www.chem-is-try.org/wp-content/uploads/2011/12/image8.jpg

Pengisian orbital dalam suatu atom

Subkulit yang dilambangkan dengan strip sebanyak orbital yang dimiliki

2.3.3. Larangan Pauli

Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus mempunyai spin yang berbeda. Kedua elektron tersebut berpasangan.

Setiap orbital mampu menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-menolak di antara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan.

Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron

Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron

Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron

Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron

2.4. Pola dalam Senyawa Kecenderungan Unsur dalam Periode dan Golongan

2.4.1. Periode

· Adalah lajur-lajur horizontal pada tabel periodik.

· SPU Modern terdiri atas 7 periode. Tiap-tiap periode menyatakan jumlah/banyaknya kulit atom unsur-unsur yang menempati periode-periode tersebut.

Nomor Periode = Jumlah Kulit Atom

Jadi :

· Unsur-unsur yang memiliki 1 kulit (kulit K saja) terletak pada periode 1 (baris 1), unsur-unsur yang memiliki 2 kulit (kulit K dan L) terletak pada periode ke-2 dst.

Contoh :

₉F : 2 , 7 periode ke-2

₁₂Mg : 2 , 8 , 2 periode ke-3

₃₁Ga : 2 , 8 , 18 , 3 periode ke-4

Catatan :

· Periode 1, 2 dan 3 disebut periode pendek karena berisi relatif sedikit unsur.

· Periode 4 dan seterusnya disebut periode panjang.

· Periode 7 disebut periode belum lengkap karena belum sampai ke golongan VIII A.

· Untuk mengetahui nomor periode suatu unsur berdasarkan nomor atomnya, Anda hanya perlu mengetahui nomor atom unsur yang memulai setiap periode.

2.4.2. Golongan

· Sistem periodik terdiri atas 18 kolom vertikal yang terbagi menjadi 8 golongan utama (golongan A) dan 8 golongan transisi (golongan B).

· Unsur-unsur yang mempunyai elektron valensi sama ditempatkan pada golongan yang sama.

Nomor Golongan = Jumlah Elektron Valensi

Untuk unsur-unsur golongan A sesuai dengan letaknya dalam sistem periodik :

· Unsur-unsur golongan A mempunyai nama lain yaitu :

Golongan IA = golongan Alkali

Golongan IIA = golongan Alkali Tanah

Golongan IIIA = golongan Boron

Golongan IVA = golongan Karbon

Golongan VA = golongan Nitrogen

Golongan VIA = golongan Oksigen

Golongan VIIA = golongan Halida / Halogen

Golongan VIIIA = golongan Gas Mulia

2.5. Hubungan Antara Keelektronegatifan dan Jenis Ikatan

Sifat yang digunakan untuk membedakan ikatan kovalen polar dengan ikatan kovalen nonpolar adalah elektronegativitas (keelektronegatifan), yaitu kekuatan (kemampuan) suatu atom untuk menarik pasangan elektron yang berikatan. Semakin besar nilai elektronegativitas, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik pasangan elektron pada ikatan. Dalam tabel periodik, pada satu periode, elektronegativitas akan naik dari kiri ke kanan. Sebaliknya, dalam satu golongan, akan turun dari atas ke bawah.

Ikatan kovelen nonpolar terbentuk bila dua atom yang terlibat dalam ikatan adalah sama atau bila beda elektronegativitas dari atom-atom yang terlibat pada ikatan sangat kecil. Sementara, pada ikatan kovelen polar, atom yang menarik pasangan elektron pengikat dengan lebih kuat akan sedikit lebih bermuatan negatif; sedangkan atom lainnya akan menjadi sedikit lebih bermuatan positif. Ikatan ini terbentuk bila atom-atom yang terlibat dalam ikatan adalah berbeda. Semakin besar beda elektronegativitas, semakin polar pula ikatan yang bersangkutan. Sebagai tambahan, apabila beda elektronegativitas atom-atom sangat besar, maka yang akan terbentuk justru adalah ikatan ionik. Dengan demikian, beda elektronegativitas merupakan salah satu cara untuk meramalkan jenis ikatan yang akan terbentuk di antara dua unsur yang berikatan.

Perbedaan Elektronegativitas	Jenis Ikatan yang Terbentuk
0,0 sampai 0,2	Kovalen nonpolar
0,3 sampai 1,4	Kovalen polar
> 1,5	Ionik

2.6. Ikatan Ion

Untuk mengetahui ikatan kimia dengan lebih dalam, atom harus dikenal dengan lebih dalam. Dari awal abad 20, pemahaman ilmuwan tentang struktur atom bertambah mendalam, dan hal ini mempercepat perkembangan teori ikatan kimia. Kimiawan Jerman Albrecht Kossel (1853-1927) menganggap kestabilan gas mulia disebabkan konfigurasi elektronnya yang penuh (yakni, konfigurasi elektron di kulit terluarnya, kulit valensi, terisi penuh). Ia berusaha memperluas interpretasinya ke atom lain. Atom selain gas mulia cenderung mendapatkan muatan listrik (elektron) dari luar atau memberikan muatan listrik ke luar, bergantung apakah jumlah elektron di kulit terluarnya lebih sedikit atau lebihbanyak dari atom gas mulia yang terdekat dengannya. Bila suatu atom kehilangan elektron, atom tersebut akan menjadi kation yang memiliki jumlah elektron yang sama dengan gas mulia terdekat, sementara bila atom mendapatkan elektron, atom tersebut akan menjadi anion yang memiliki jumlah elektron yang sama dengan atom gas mulia terdekatnya. Ia menyimpulkan bahwa gaya dorong pembentukan ikatan kimia adalah gaya elektrostatik antara kation dan anion. Ikatan kimia yang dibentuk disebut dengan ikatan ionik. Kulit K dan L atom natrium terisi penuh elektron, tetapi hanya ada satu elektron di kulit terluar (M). Jadi natrium dengan mudah kehilangan satu elektron terluar ini menjadi ion natrium Na+ yang memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan atom neon Ne (1s22s22p6). Konfigurasi elektron atom khlor (1s22s22p63s23p5). Bila satu atom khlorin menangkap satu elektron untuk melengkapi kulit M-nya agar menjadi terisi penuh, konfigurasi elektronnya menjadi (1s22s22p63s23p6) yang identik dengan konfigurasi elektron argon Ar. Pada waktu itu, sruktur kristal natrium khlorida telah dianalisis dengan analisis kristalografik sinar-X, dan keberadaan ion natrium dan khlorida telah diyakini. Jelas tidak ada pertentangan antara teori Kossel dan fakta sepanjang senyawa ion yang dijelaskan. Namun, teori ini belum lengkap, seperti dalam kasus dualisme elektrokimia, dalam hal teori ini gagal menjelaskan fakta ekesperimen seperti pembentukan senyawa hidrogen atau tidak diamatinya kation C4+ atau anion C4–.

2.7. Ikatan Kovalen

Sekitar tahun 1916, dua kimiawan Amerika, Gilbert Newton Lewis (1875-1946) dan Irving Langmuir (1881-1957), secara independen menjelaskan apa yang tidak terjelaskan oleh teori teori

Kossel dengan memperluasnya untuk molekul non polar. Titik krusial teori mereka adalah penggunaan bersama elektron oleh dua atom sebagai cara untuk mendapatkan kulit terluar yang diisi penuh elektron. Penggunaan bersama pasangan elektron oleh dua atom atau ikatan kovalen adalah konsep baru waktu itu. Teori ini kemudian diperluas menjadi teori oktet. Teori ini menjelaskan, untuk gas mulia (selain He), delapan elektron dalam kulit valensinya disusun seolah mengisi kedelapan pojok kubus (gambar 3.3) sementara untuk atom lain, beberapa sudutnya tidak diisi elektron. Pembentukan ikatan kimia dengan penggunaan bersama pasangan elektron dilakukan dengan penggunaan bersama rusuk atau bidang kubus. Dengan cara ini dimungkinkan untuk memahami ikatan kimia yang membentuk molekul hidrogen. Namun, pertanyaan paling fundamental, mengapa dua atom hidrogen bergabung, masih belum terjelaskan. Sifat sebenarnya ikatan kimia masih belum terjawab.

2.8. Interaksi antar Molekul

Terdapat lima jenis interaksi antarmolekul, yang disusun berdasarkan kekuatan, dari yang terlemah hingga yang terkuat, yaitu:

2.8.1. Gaya London atau Gaya Dispersi

Jenis gaya tarik yang sangat lemah ini umumnya terjadi di antara molekul-molekul kovalen nonpolar, seperti N₂, H₂, atau CH₄. Ini dihasilkan oleh menyurut dan mengalirnya orbital-orbital elektron, sehingga memberikan pemisahan muatan yang sangat lemah dan sangat singkat di sekitar ikatan. Gaya London meningkat seiiring bertambahnya jumlah elektron. Gaya London juga meningkat seiiring bertambahnya massa molar zat, sebab molekul yang memiliki massa molar besar cenderung memiliki lebih banyak elektron. Adanya percabangan pada molekul akan menurunkan kekuatanGaya London, sebab adanya percabangan akan memperkecil area kontak antarmolekul. Titik didih senyawa sebanding sekaligus mencerminkan kekuatan Gaya London.

2.8.2. Interaksi Dipol Terimbas (Dipol Terinduksi)

Gaya antarmolekul ini terjadi saat molekul polar mengimbas (menginduksi) molekul nonpolar. Sebagai contoh, molekul air (H₂O) yang bersifat polar dapat menginduksi molekul oksigen (O₂) yang bersifat nonpolar. Dipol terimbas inilah yang menyebabkan gas oksigen larut dalam air.

2.8.3. Interaksi Dipol-Dipol

Gaya antarmolekul ini terjadi bila ujung positif dari salah satu molekul dipol ditarik ke ujung negatif dari dipol molekul lainnya. Gaya ini lebih kuat dari Gaya London, namun tetap saja sangat lemah. Interaksi ini terjadi pada senyawa kovelen polar, seperti HCl dan HBr.

2.8.4. Interaksi Ion-Dipol

Gaya antarmolekul ini terjadi saat ion (kation maupun anion) berinteraksi dengan molekul polar. Kekuatan interaksi ini bergantung pada muatan dan ukuran ion serta kepolaran dan ukuran molekul polar. Kation memiliki interaksi yang lebih kuat dengan molekul polar dibandingkan anion. Salah satu contoh interaksi ini adalah hidrasisenyawa NaCl dalam air (proses ion-ion dikelilingi oleh molekul air).

2.8.5. Ikatan Hidrogen

Interaksi dipol-dipol yang sangat kuat, yang terjadi bila atom hidrogen terikat pada salah satu dari ketiga unsur yang sangat elektronegatif, yaitu F, O, dan N. Ketiga unsur ini memiliki tarikan yang sangat kuat pada pasangan elektron yang berikatan sehingga atom yang terlibat pada ikatan mendapatkan muatan parsial yang sangat besar. Ikatan ini sangat polar, sehingga interaksi antarmolekul menjadi sangat kuat. Akibatnya, titik didih senyawa yang memiliki ikatan hidrogen relatif tinggi (walapun massa molarnya paling rendah) bila dibandingkan senyawa lain pada golongan yang sama.

DAFTAR PUSTAKA

Sarosa, Wirawan. J. 2010. Super Kimia. Jakarta: Wahyu Media

Chang, Raymond. 2004. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti. Jakarta: Erlangga

Read User's Comments(0)

الزراعة الإسلامية

Pertanian yang islami

Total Tayangan Halaman

Archives

STRUKTUR ATOM, MOLEKUL, SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIA