Ikatan Kimia
Tinjauan sederhana mengenai ikatan ionik
Pentingnya struktur gas mulia
Seberapa penting struktur gas mulia adalah terletak pada struktur elektronik gas mulia seperti neon atau argon yang memiliki delapan elektron pada tingkat energi terluarnya (atau dua elektron pada kasus helium). Struktur gas mulia tersebut merupakan gagasan secara keseluruhan dalam suatu cara gyang diinginkanh untuk menjelaskan atom supaya dimengerti.
Kamu mungkin akan menangkap kesan yang kuat bahwa ketika atom-atom bereaksi, atom-atom tersebut berusaha untuk mengorganisasi sesuatu hal tertentu seperti tingkat energi terluarnya supaya terisi penuh atau kosong sama sekali.Ikatan ionik pada natrium klorida
Natrium (2,8,1) memiliki satu elektron lebih banyak dibandingkan struktur gas mulia (2,8). Jika natrium tersebut memberikan kelebihan elektron tersebut maka natrium akan menjadi lebih stabil.
Klor (2,8,7) memiliki satu elektron lebih sedikit dibandingkan struktur gas mulia (2,8,8). Jika klor tersebut memperoleh satu elektron dari tempat yang lain maka klor juga akan menjadi lebih stabil.
Jawabannya sangatlah jelas. Jika atom natrium memberikan satu elektron ke atom klor, maka keduanya akan menjadi lebih stabil
Natrium telah kehilangan satu elektron, karena itu natrium tidak lagi memiliki jumlah elektron dan proton yang sebanding. Karena natrium memiliki jumlah proton satu lebih banyak dibanding jumlah elektron, maka natrium memiliki muatan 1+. Jika elektron dihilangkan dari sebuah atom, maka terbentuk ion positif.
Ion positif kadang-kadang disebut dengan kation.
Klor memperoleh sebuah elektron, karena itu klor memiliki jumlah elektron satu lebih banyak dibanding jumlah proton. Karena itu klor memiliki muatan 1-. Jika elektron diperoleh oleh sebuah atom, maka terbentuk ion negatif.
Ion negatif kadang-kadang disebut anion.
Khuluk (sifat alami) ikatan
Ion natrium dan ion klorida berikatan satu sama lain melalui dayatarik elektrostatik yang kuat antara muatan positif dengan muatan negatif.
Rumus kimia natrium klorida
Kamu membutuhkan satu atom natrium untuk menyediakan kelebihan elektron bagi satu atom klor, karena itu keduanya bergabung secara bersamaan dengan perbandingan 1:1. Karena itu rumus kimianya adalah NaCl.
Contoh yang lain mengenai ikatan ionik
magnesium oksida
Sekali lagi, terbentuk struktur gas mulia, dan magnesium oksida berikatan satu sama lain melalui dayatarik yang sangat kuat antara kedua ion. Ikatan ionik yang terbentuk lebih kuat dibandingkan dengan ikatan ionik pada natrium klorida karena pada kondisi ini kamu memiliki ion 2+ yang menarik ion 2-. Muatan lebih besar, dayatarik lebih besar.
Rumus kimia magnesium oksida adalah MgO.
kalsium klorida
Saat ini kamu membutuhkan dua atom klor untuk digunakan oleh dua elektron terluar pada kalsium. Karena itu rumus kimia kalsium klorida adalah CaCl2.
kalium oksida
Sekali lagi, terbentuk struktur gas mulia. Dibutuhkan dua atom kalium untuk mensuplai kebutuhan elektron oksigen. Rumus kimia kalium oksida adalah K2O.
Tinjauan Mengenai Ikatan Ionik
Elektron ditransferkan dari satu atom ke atom yang lain sebagai hasil pembentukan ion positif dan ion negatif.
Dayatarik elektrostatik antara ion positif dan ion negatif mengikat senyawa secara bersama-sama.
Jadi apa yang baru? Pada intinya - tidak. Yang perlu diubah adalah tinjauan dimana terdapat suatu yang menarik mengenai struktur gas mulia. Banyak sekali ion yang tidak memiliki struktur gas mulia dibandingkan dengan yang memiliki struktur gas mulia.
Beberapa ion yang lazim dijumpai yang tidak memiliki struktur gas mulia
Kamu dapat menjumpai beberapa ion berikut pada pelajaran tingkat dasar. Semua ion tersebut bersifat sangat stabil, tetapi tidak satupun yang memiliki struktur gas mulia.
Gas mulia (kecuali helium) memiliki struktur elektronik terluar ns2np6.
Selain beberapa unsur pada permulaan deret transisi (skandium membentuk Sc3+ dengan struktur argon, sebagai contohnya), semua unsur transisi dan setiap logam mengikuti deret transisi (seperti timah dan timbal pada golongan 4, sebagai contohnya) akan memiliki struktur seperti yang disebutkan diatas.
Hal itu berarti bahwa hanya unsur-unsur yang terletak pada golongan 1 dan golongan 2 pada tabel periodik (terlepas dari hal aneh seperti skandium) dan alumunium pada golongan 3 saja yang dapat membentuk ion positif dengan struktur gas mulia (boron pada golongan 3 tidak dapat membentuk ion).
Ion negatif lebih teratur! Unsur-unsur yang terletak pada golongan 5,6 dan 7 yang membentuk ion negatif sederhana semuanya memiliki struktur gas mulia.
Jika unsur-unsur tidak membentuk struktur gas mulia ketika membentuk ion, bagaimana cara menentukan seberapa banyak elektron yang ditransferkan? Jawabannya terletak pada proses energetika pembentukan senyawa.
Bagaimana cara menentukan muatan yang terdapat pada ion?
Unsur-unsur bergabung untuk membentuk senyawa yang se-stabil mungkin - senyawa yang menghasilkan energi paling besar pada saat proses pembentukannya. Lebih besar muatan ion positif yang dimiliki, menghasilkan dayatarik yang lebih besar terhadap ion negatif. Daya tarik yang lebih besar, maka lebih banyak energi yang dilepaskan ketika ion-ion bergabung.
Hal ini berarti bahwa selama unsur membentuk ion positif akan cenderung untuk memberikan elektron sebanyak mungkin.
Dibutuhkan energi untuk menghilangkan elektron dari atom. Energi ini disebut dengan energi ionisasi. Semakin banyak elektron yang kamu hilangkan, total energi ionisasi menjadi semakin besar. Pada akhirnya energi ionisasi total yang dibutuhkan menjadi sangat besar yang mana energi yang dilepaskan ketika terjadi dayatarik antara ion positif dan ion negatif tidak cukup besar untuk menutupinya.
Unsur-unsur membentuk ion yang menghasilkan senyawa yang paling stabil - yaitu senyawa yang melepaskan energi paling banyak secara keseluruhan (over-all).
Sebagai contoh, kenapa kalsium klorida CaCl2 lebih mudah terbentuk dibandingkan dengan CaCl atau CaCl3?
Jika satu mol CaCl (mengandung ion Ca+) terbentuk dari unsurnya, sesuatu hal yang memungkinkan untuk memperkirakan bahwa dihasilkan kalor sekitar 171 kJ.
Akan tetapi, pembuatan CaCl2 (mengandung ion Ca2+) melepaskan lebih banyak kalor. Kamu dapat memperoleh 795 kJ. Kelebihan jumlah kalor yang dihasilkan menjadikan senyawa lebih stabil, hal inilah yang menyebabkan kenapa kamu akan lebih mudah memperoleh CaCl2 dibandingkan CaCl.
Bagaimana dengan CaCl3 (mengandung ion Ca3+)? Untuk membuat satu mol senyawa ini, kamu dapat memperkirakan bahwa kamu membutuhkan 1342 kJ. Hal ini menjadikan senyawa menjadi sangat tidak stabil. Kenapa begitu banyak energi yang dibutuhkan untuk membuat CaCl3? Hal ini karena energi ionisasi ketiga (energi yang diperlukan untuk menghilangkan elektron yang ketiga) sangat tinggi (4940 kJ mol-1) karena elektron yang dihilangkan berasal dari tingkat-3 dibandingkan daripada elektron dari tingkat-4. Karena elektron lebih dekat ke inti dibandingkan dua elektron pertama yang dihilangkan, hal ini menghasilkan tarikan yang lebih kuat.
Argumentasi yang sama digunakan untuk ion negatif. Sebagai contoh, oksigen dapat lebih mudah membentuk ion O- dibandingkan ion O- atau ion O3-, karena senyawa yang mengandung ion O2- menjadikan senyawa tersebut paling stabil secara energetik.
Ikatan Kovalen - Ikatan Tunggal
Tinjauan sederhana mengenai ikatan kovalen
Pentingnya struktur gas mulia
Pada tingkatan yang sederhana seberapa penting struktur gas mulia terletak pada struktur elektronik gas mulia seperti neon atau argon yang memiliki delapan elektron pada tingkat energi terluarnya (atau dua elektron pada kasus helium). Struktur gas mulia tersebut merupakan gagasan secara keseluruhan dalam suatu cara "yang diinginkan" untuk menjelaskan atom supaya dimengerti.
Kamu mungkin akan memperoleh kesan yang kuat bahwa ketika atom-atom bereaksi satu sama lain, atom-atom tersebut berusaha untuk mencapai struktur gas mulia.
Setelah dicapai struktur gas mulia melalui pen-transfer-an elektron dari satu atom ke atom yang lainnya seperti pada ikatan ionik, hal ini juga memungkinkan bagi atom untuk mencapai struktur yang stabil melalui pembagian (sharing) elektron untuk menghasilkan ikatan kovalen.
Beberapa molekul kovalen yang sangat sederhana
Klor
Sebagai contoh, dua atom klor dapat mencapai struktur stabil melalui pembagian (sharing) elektron tunggal yang tidak berpasangan yang mereka miliki seperti pada diagram.
Kenyataan bahwa satu atom klor digambarkan dengan elektron yang ditulis dengan tanda silang dan atom yang lainnya dengan tanda titik adalah bentuk penyederhanaan untuk menunjukkan dari mana saja semua elektron itu berasal. Pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya.
Dua atom klor dapat dikatakan bergabung malalui ikatan kovalen. Alasan bahwa kedua atom klor tetap bersatu adalah pasangan elektron yang sudah dibagikan (shared) ditarik menuju inti kedua atom klor.
.
Hidrogen
Atom hidrogen hanya mambutuhkan dua elektron pada level terluarnya untuk mencapai struktur gas mulia helium. Sekali lagi, ikatan kovalen mengikat dua atom secara bersamaan karena pasangan elektron ditarik menuju kedua inti.
Hidrogen klorida
Hidrogen memiliki struktur helium, dan klor memiliki struktur argon.
Ikatan kovalen
Kasus yang terjadi disini tidak berbeda dari tinjauan yang sederhana
Satu hal yang perlu diubah adalah terlalu tergantung pada konsep struktur gas mulia. Kebanyakan dari molekul sederhana yang kamu gambarkan pada faktanya seluruhnya memiliki atom dengan struktur gas mulia.
Sebagai contoh:
Setara dengan molekul yang lebih rumit seperti PCl3, tidak terdapat masalah. Pada kasus ini, hanya elektron terluar saja yang ditunjukkan untuk tujuan penyederhanaan. Tiap atom pada struktur ini memiliki elektron pada lapisan yang lebih dalam 2,8. Sekali lagi, semuanya yang ada memiliki struktur gas mulia.
Kasus dimana tinjauan sederhana melepaskan permasalahan
Boron trifluorida, BF3
Sebuah atom boron hanya memiliki 3 elektron pada tingkat terluarnya, dan kondisi ini tidak memungkinkan bagi boron untuk untuk mencapai struktur gas mulia melalui sharing elektron yang sederhana. Apakah ini suatu masalah? Tidak. Boron membentuk jumlah ikatan yang maksimum yang dapat dilakukannya pada keadaan ini, dan struktur ini merupakan struktur yang benar.
Sejumlah energi dilepaskan ketika terbentuknya ikatan kovalen. Karena energi menghilang dari sistem maka hal ini menjadikannya lebih stabil setelah terbentuknya seluruh ikatan kovalen. Hal ini diikuti, oleh karena itu, atom akan cenderung untuk membentuk ikatan kovalen sebanyak mungkin. Pada kasus boron dalam BF3, tiga ikatan yang terbentuk merupakan suatu kemungkinan yang maksimum karena boron hanya memiliki 3 elektron untuk dibagikan ke yang lain.
Fosfor(V) klorida, PCl5
Pada kasus fosfor lima ikatan kovalen adalah sesuatu hal yang memungkinkan - seperti pada PCl5.
Fosfor membentuk dua senyawa klorida - PCl3 and PCl5. Ketika fosfor dibakar dalam klor keduanya dapat terbentuk - produk utama yang dihasilkan tergantung pada seberapa banyak klor yang digunakan. Kita sudah melihat struktur dari PCl3.
Diagram PCl5 (seperti diagram PCl3 sebelumnnya) hanya menunjukkan elektron terluarnya saja.
Harus diperhatikan bahwa fosfor sekarang memiliki 5 pasang elektron pada tingkat terluarnya - tentu saja tidak memenuhi struktur gas mulia. Kamu dapat menggambarkan PCl3 pada tingkatan GCSE dengan memuaskan, tetapi akan terlihat menghkawatirkan untuk menggambarkan PCl5.
Kenapa kadang-kadang fosfor melepaskan diri dari struktur gas mulia dan membentuk lima ikatan? Supaya dapat menjawab pertanyaan tersebut kita perlu menjelajahi terlebih dahulu batas-batas A'level syllabuses. Hal ini jangan dijadikan penghalang! Hal ini tidak terlalu sulit, dan ini sangat berguna jika kamu mencoba untuk memahami ikatan pada beberapa senyawa organik yang penting.
Tinjauan yang lebih rumit mengenai ikatan kovalen
Ikatan pada metana, CH4
Apakah ada yang salah dengan gambar titik-silang ikatan pada metana?
Kita memulainya dengan metana karena metana merupakan kasus yang paling sederhana yang menggambarkan ringkasan dari proses yang rumit. Kamu akan mengingat bahwa gambar titik-silang metana akan tampak seperti berikut.
Terdapat ketidakcocokan yang cukup serius antara struktur diatas dan struktur modern dari karbon,, 1s22s22px12py1. Struktur modern menunjukkan bahwa terdapat 2 elektron tidak berpasangan untuk dibagikan (share) kepada hidrogen, sebagai pengganti 4 elektron yang dibutuhkan.
Kamu dapat melihat hal berikutnya dengan lebih mudah yaitu dengan menggunakan notasi elektron dalam kotak. Hanya tingkat-2 saja yang ditunjukkan. Elektron 1s2 terletak terlalu kedalam atom untuk dilibatkan dalam ikatan. Hanya elektron 2p yang secara langsung dapat digunakan untuk sharing elektron. Kemudian kenapa metana bukan CH2?
Promosi elektron
Ketika ikatan terbentuk, energi dilepaskan dan sistem menjadi lebih stabil. Jika karbon lebih membentuk 4 ikatan dibanding 2 ikatan, dua kali lipat energi dilepaskan dan karena itu molekul yang dihasilkan menjadi lebih stabil.
Hanya terdapat perbedaan energi yang kecil antara orbital 2p dan 2s, dan karena itu menjadikan karbon untuk menyediakan sejumlah kecil energi untuk mempromosikan elektron dari 2s ke 2p yang kosong untuk memberikan 4 elektron tidak berpasangan. Kelebihan energi dilepaskan ketika pembentukan ikatan lebh dari sekedar untuk menggantikan energi yang masuk.
Sekarang kita memiliki 4 elektron tak berpasangan yang siap untuk berikatan, muncul masalah yang lain. Pada metana semua ikatan karbon-hidrogen adalah identik, akan tetapi elektron yang kita miliki berada pada dua orbital yang berbeda. Kamu tidak akan memperoleh empat ikatan yang identik kecuali kamu memulainya dari empat orbital yang identik.
Hibridisasi
Elektron tersusun kembali dengan sendirinya dalam proses yang disebut dengan hibridisasi. Proses hibridisasi mereorganisasi elektron menjadi empat orbital hibrida yang identik yang disebut dengan orbital hibrida sp3 (karena orbital hibrida tersebut berasal dari satu orbital s dan tiga orbital p). Kamu harus membaca "sp3" dengan "s p tiga" - bukan "s p kubik".
Orbital hibrida sp3 terlihat sedikit seperti setengah bagian orbital p, dan orbital-orbiatal tersebut tersusun kembali dengan sendirinya dalam jarak tertentu karena itu terpisah sejauh mungkin. Kamu dapat menggambarkan inti pada pusat tetrahedron (piramida dasar segitiga) dengan orbital-orbital yang mengarah ke sudut. Supaya lebih jelas, inti digambarkan dengan ukuran yang jauh lebih besar dari ukuran sebenarnya.
Apa yang terjadi ketika ikatan terbentuk?
Harus diingat bahwa elektron yang dimiliki oleh hidrogen terletak pada orbital 1s ? jarak daerah simetris berbentuk bola di sekeliling inti dimana terdapat kemungkinan (katakanlah 95%) untuk menemukan elektron. Ketika ikatan kovalen terbentuk, orbital atomik (orbital pada tiap atom) bergabung untuk menghasilkan orbital molekul yang baru yang mengandung pasangan elektron yang menimbulkan ikatan.
Empat orbital molekul terbentuk, terlihat seperti hibrida sp3, tetapi dengan inti hidrogen melekat pada tiap cuping. Tiap orbital mengikat 2 elektron yang telah kita gambarkan sebelumnya dengan tanda titik dan silang.
Prinsipnya meliputi - promosi elektron jika dibutuhkan, kemudian hibridisasi, diikuti dengan pembentukan orbital molekul - dapat diaplikasikan pada tiap molekul yang berikatan kovalen.
Ikatan pada fosfor klorida, PCl3 dan PCl5
Apakah ada yang salah dengan tinjauan sederhana mengenai PCl3?
Diagram berikut hanya menunjukkan elektron (ikatan) terluar saja
Tidak ada yang salah dalam hal ini! (meskipun tidak ada catatan untuk bentuk molekul sebagaimana mestinya). Jika kamu meninjau hal ini dengan tinjauan yang lebih modern, alasannya akan seperti ini:
Fosfor memiliki struktur elektronik 1s22s22p63s23px13py13pz1. Jika kita hanya memperhatikan elektron terluar seperti gelektron dalam kotakh maka:
Terdapat tiga elektron tak berpasangan yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan dengan tiga atom klor. Keempat orbital tingkat-3 mengalami hibridisasi untuk menghasilkan empat hibrida sp3 yang sebanding seperti pada karbon - kecuali salah satu diantara orbital hibrida tersebut mengandung pasangan elektron mandiri.
Masing-masing dari ketiga atom klor tersebut kemudian membentuk ikatan kovalen dengan menggabungkan orbital atomik yang mengandung elektron tak berpasangan dengan salah satu elektron yang tak berpasangan yang dimiliki fosfor untuk membentuk 3 orbital molekul.
Kamu mungkin heran apakah semuanya ini cukup menyulitkan! Sebenarnya tidak! Kesulitan ini hanya dengan PCl5 saja.
Apakah ada yang salah dengan tinjauan sederhana tentang PCl5?
Kamu akan mengingat bahwa gambar titik-silang PCl5 terlihat aneh karena fosfor tidak berakhir pada kondisi yang sama dengan struktur gas mulia. Diagram berikut juga hanya menunjukkan elektron terluar saja.
Pada kasus ini, tinjauan yang lebih modern membuat sesuatu kelihatan lebih baik dengan menghilangkan segala sesuatu yang menimbulkan kekhawatiran tentang struktur gas mulia.
Jika fosfor membentuk PCl5 maka yang pertama dilakuakan adalah menurunkan 5 elektron tak berpasangan. Hal ini berlangsung melalui promosi salah satu elektron pada orbital 3s ke orbital yang memiliki energi lebih tinggi berikutnya.
Orbital yang memiliki energi lebih tinggi yang mana? Salah satu orbital 3d. Kamu mungkin mengira hal tersebut menggunakan orbital 4s karena orbital ini yang pertama diisi sebelum 3d ketika atom disusun dari awal. Tidak begitu! Berbeda ketika kamu menyusun atom pada tempat pertama, orbital 3d selalu dihitung sebagai orbital yang memiliki energi lebih rendah.
Hal ini membiarkan fosfor dengan susunan elektron:
Sekarang elektron tingkat-3 disusun ulang (terhibridisasi) dengan sendirinya untuk memberikan orbital hibrida, semuanya memiliki energi yang setara. Orbital-orbital tersebut disebut dengan hibrida sp3d karena menunjukkan asal mula orbital hibrida tersebut.
Elektron di tiap orbital tersebut kemudian berbagi (share) ruang dengan elektron dari lima atom klor untuk membuat lima orbital molekul yang baru - dan karena itu terbentuk lima ikatan kovalen.
Kenapa fosfor membentuk kelebihan dua ikatan? Ini berawal dari penggunaan sejumlah energi untuk mempromosikan elektron, yang mana lebih disukai daripada mengantinya kembali ketika terjadi pembentukan ikatan yang baru. Secara sederhana, hal ini menguntungkan secara energetik bagi fosfor untuk membentuk kelebihan ikatan.
Keuntungan dari pendapat seperti ini terletak pada suatu jalur yang mengabaikan pertanyaan secara menyeluruh apakah kamu dapat memperoleh struktur gas mulia, dan karena itu kamu tidak perlu khawatir tentang hal ini.
Senyawa non-eksis - NCl5
Nitrogen berada pada golongan yang sama dengan fosfor pada tabel periodik, dan kamu mungkin mengira bahwa nitrogen membentuk senyawa yang sama. Pada faktanya, tidak terbentuk! Sebagai contoh, keberadaan senyawa NCl3 itu ada, tetapi tidak dengan NCl5.
Nitrogen memiliki struktur elektronik 1s22s22px12py12pz1. Alasan kenapa NCl5 tidak eksis adalah nitrogen membentuk lima ikatan, nitrogen dapat mempromosikan salah satu elektron 2s. Masalahnya adalah tidak terdapat orbital 2d untuk mempromosikan elektron ke dalamnya - dan perbedaan energi ke tingkat berikutnya (orbital 3s) terlalu besar.
Pada kasus ini, kemudian, energi dilepaskan ketika kelebihan ikatan yang terbentuk tidak cukup untuk menggantikan energi yang diperlukan untuk mempromosikan elektron - dan karena itu promosi elektron tidak terjadi.
Atom akan membentuk banyak ikatan sebanyak yang mungkin dan ini menguntungkan secara energetik.
Elektronegatifitas
Halaman ini menjelaskan apakah yang dimaksud dengan elektronegatifitas itu, dan juga bagaimana dan mengapa elektronegatifitas itu bervariasi pada tabel periodik. Perbedaan ini dapat dilihat bahwa perbedaan elektronegatifitas sebagai akibat dari tipe ikatan dan menjelaskan perbedaan ini melalui ikatan polar dan molekul polar.
Apakah elektronegatifitas itu?
Definisi
Elektronegatifitas adalah suatu ukuran kecenderungan atom untuk menarik pasangan elektron ikatan.
Skala pauling merupakan skala yang paling umum digunakan. Fluor (unsur yang paling elektronegatif) diberikan skala Pauling dengan harga 4.0, dan harganya menurun sampai cesium dan fransium yang setidaknya hanya memiliki elektronegatifitas pada skala 0.7.
Apa yang terjadi jika dua atom yang memiliki elektronegatifitas setara saling berikatan?
Meninjau ikatan antara dua atom, A dan B. Tiap atom dapat membentuk ikatan satu sama lain seperti yang ditunjukkan berikut - tetapi ikatan ini tidak relevan dengan alasannya.
Jika atom-atom memiliki elektronegatifitas yang setara, keduanya memiliki kecenderungan yang sama untuk menarik pasangan elektron ikatan, dan karena itu akan ditemukan setengah rata-rata antara kedua atom. Untuk memperoleh jenis ikatan seperti ini, A dan B harus selalu merupakan atom yang sama. Kamu akan menemukan ikatan seperti ini, sebagai contoh, pada molekul H2 atau Cl2 .
Ikatan seperti ini dapat dikatakan sebagai ikatan kovalen "murni" - dimana elektron dibagikan secara rata antara dua atom.
Apa yang terjadi jika B sedikit lebih elektronegatif dibandingkan dengan A?
B akan lebih menarik pasangan elektron daripada yang dilakukan oleh A.
Hal ini berarti bahwa ujung ikatan B lebih memberikan kerapatan elektron dibandingkan dengan A dan karena itu menjadikannya sedikit negatif. Pada waktu yang bersamaan, ujung A (lebih pendek elektron) menjadi sedikit positif. Pada diagram, "" (dibaca "delta") berarti "sedikit" - dimana + berarti "sedikit positif".
.
Pendefinisian ikatan polar
Berikut ini digambarkan ikatan polar. Ikatan polar merupakan ikatan kovalen yang mana terdapat pemisahan muatan antara ujung yang satu dengan ujung yang lain - dengan kata lain salah satu ujung sedikit positif dan ujung yang lainnya sedikit negatif. Contohnya termasuk kebanyakan ikatan kovalen. Ikatan hidrogen-klor pada HCl atau ikatan hidrogen-oksigen pada air adalah ikatan yang khas.
Apa yang terjadi jika B lebih elektronegatif dibandingkan dengan A?
Pada kasus ini, pasangan elektron digeser ke sebelah kanan sampai ujung ikatan B. Praktis, A kehilangan kontrol atas elektron, dan B mengontrol sepenuhnya kedua atom. Terjadilah pembentukan ion.
gSpektrumh ikatan
Implikasi dari semua ini adalah tidak adanya batasan yang jelas antara ikatan kovalen dan ikatan ionik. Pada ikatan kovalen murni, elektron diikat pada setengah rata-rata diantara kedua atom. Pada ikatan polar, elektron sedikit bergeser ke salah satu ujung ikatan.
Seberapa jauh pergeseran terjadi sebelum ikatan dinyatakan sebagai ikatan ionik? Tidak ada jawaban yang nyata dengan pertanyaan tersebut. Biasanya kamu berfikir natrium klorida sebagai padatan ionik yang khas, akan tetapi disini natrium tidak sepenuhnya kehilangan kontrol elektronnya. Karena sifat natrium klorida, bagaimanapun, kita cenderung menghitungnya dengan ionik murni.
Litium iodida, di lain pihak, akan digambarkan sebagai "ionik dengan beberapa karakter kovalen". Pada kasus ini, pasangan elektron tidak bergerak masuk secara keseluruhan ke ujung ikatan iodium. Litium iodida, sebagai contoh, larut dalam pelarut organik seperti etanol - secara normalnya tidak satupun sesuatu yang bersifat ionik akan seperti ini.
Ringkasan
Tidak adanya perbedaan elektronegatifitas antara dua atom berperan penting pada ikatan kovalen non-polar murni.
Perbedaan elektronegatifitas yang kecil berperan penting pada ikatan kovalen polar.
Perbedaan elektronegatifitas yang besar berperan penting pada ikatan ionik
Ikatan polar dan molekul polar
Pada molekul yang sederhana seperti HCl, jika ikatan yang terjadi adalah polar, maka secara keseluruhan molekul juga barsifat polar. Bagaimana dengan molekul yang lebih rumit?
Pada CCl4, tiap ikatan adalah polar.
Molekul secara keseluruhan, bagaimanapun, tidak polar - dalam arti bahwa molekul tersebut tidak memiliki ujung (atau sisi) yang sedikit negatif dan salah satu yang lain sedikit positif. Secara keseluruhan molekul bersifat negatif, tetapi tidak terdapat pembagian muatan dari bagian atas ke bawah, atau dari kanan ke kiri.
Sebaliknya, CHCl3 adalah polar.
Hidrogen pada bagian atas molekul kurang elektronegatif dibandingkan karbon dan karena itu hidrogen sedikit positif. Hal ini berarti bahwa sekarang molekul sedikit positif gpada bagian atash dan sedikit negatif gpada bagian bawahh, dan secara keseluruhan molekul bersifat polar.
Molekul polar akan gberat sebelahh
Pola susunan elektronegatifitas pada Tabel Periodik
Unsur yang paling elektronegatif adalah fluor. Jika kamu mengingat fakta tersebut, semuanya menjadi mudah, karena elektronegatifitas selalu naik kearah fluor pada tabel periodik.
Kecenderungan elektronegatifitas sepanjang perioda
Jika kamu membentangkan suatu perioda maka elektronegatifitas akan meningkat. Grafik menunjukkan harga elektronegatifitas dari natrium sampai klor - kamu dapat mengabaikan argon. Argon tidak memiliki elektronegatifitas, karena argon tidak membentuk ikatan.
Kecenderungan harga elektronegatifitas seiring dengan menurunnya posisi unsur pada sebuah golongan
Seiring dengan turunnya posisi dalam sebuah grup, elektronegatifitas menurun. (jika elektronegatifitas meningkat ke arah fluor, elektronegatifitas harus menurun seiring dengan turunnya posisi). Grafik menunjukkan pola susunan elektronegatifitas pada golongan 1 dan 7.
Penjelasan pola susunan elektronegatifitas
Daya tarik yang dirasakan oleh pasangan elektron ikatan untuk inti yang khusus tergantung pada
Jumlah proton pada inti;
Jarak dari inti;
Banyaknya rintangan oleh olektron yang lebih dalam
Mengapa elektronegatifitas meningkat sepanjang perioda?
Dengan menganggap natrium pada permulaan perioda 3 dan klor pada bagian akhirnya (mengabaikan gas mulia, argon). Pikirkan jika natrium klorida berikatan secara kovalen.
Natrium dan klor memiliki elektron ikatan pada tingkat-3. Pasangan elektron dirintangi dari kedua inti oleh elektron-elektron 1s, 2s dan 2p, tetapi inti klor memiliki 6 proton lebih. Hal ini tidak mengherankan pasangan elektron digeser sejauh mungkin ke arah klor yang membentuk ion.
Elektronegatifitas meningkat sepanjang perioda karena jumlah muatan pada inti juga meningkat. Hal itu menarik pasangan elektron ikatan dengan lebih kuat.
Mengapa elektronegatifitas menurun sejalan dengan menurunnya pososi unsur pada sebuah golongan?
Pikirkanlah mengenai hidrogen fluorida dan hidrogen klorida
Pasangan ikatan terlindungi dari inti fluor hanya oleh elektron 1s2. Pada kasus klor pasangan ikatan terlindungi oleh semua elektron 1s22s22p6 .
Pada tiap kasus terdapat tarikan dari pusat fluor atau +7 klor. Akan tetapi fluor memiliki pasangan ikatan pada tingkat-2 dibandingkan tingkat-3 seperti pada klor. Jika lebih dekat ke inti, dayatarik semakin besar.
Seiring dengan menurunnya posisi pada suatu golongan, elektronegatifitas menurun karena pasangan elektron ikatan menjauh dari jangkauan dayatarik inti.
Kemampuan polarisasi ion positif
Apakah yang kami maksud gkemampuan polarisasi (polarising ability)h?
Dalam diskusi sejauh ini, kita berfikiran ion dibangun dari perubahan bentuk dari ikatan kovalen. Kamu juga akan berfikir seperti itu pada hal yang lain.
Padatan adalah kovalen. Malahan dibayangkan bahwa Alumunium klorida adalah ionik. Karena alumunium klorida mengandung ion Al3+ dan Cl-.
Ion alumunium berukuran sangat kecil dan dibungkus oleh tiga muatan positif - karena itu gdensitas muatanh sangat tinggi. Dengan mempertimbangkan efek pada setiap elektron terdekat.
Pada kasus alumunium klorida, pasangan elektron digeser ke arah alumunium sedemikian rupa sehingga ikatan menjadi kovalen.
Faktor-faktor yang mempengaruhi kemampuan polarisasi
Ion positif dapat memiliki pengaruh untuk mempolarisasi (distorsi - perubahan bentuk - secara elektrik) ion negatif terdekat. Kemampuan polarisasi tergantung pada densitas muatan pada ion positif.
Kemampuan polarisasi meningkat sejalan dengan ion positif yang mengecil dan jumlah muatan yang membesar.
Selama ion negatif membesar, ion negatif tersebut menjadi lebih mudah untuk dipolarisasi. Sebagai contoh, pada ion iodida, I-, elektron terluar terletak pada tingkat-5 - relatif renggang dari inti.
Ion positif akan lebih efektif dalam menarik pasangan elektron dari ion iodida dibandingkan dengan ion yang sama, katakanlah, ion fluorida yang mana lebih dekat ke inti.
Alumunium iodida adalah kovalen karena pasangan elektron lebih mudah untuk dipaksa pergi dari ion iodida. Dilain pihak, alumunium fluorida adalah ionik karena ion alumunium tidak bisa mempolarisasi ion fluorida yang berukuran kecil dengan cukup untuk membentuk ikatan kovalen
Bentuk-bentuk Molekul dan Ion
Halaman ini menjelaskan bagaimana caranya menyusun bentuk molekul dan ion yang hanya mengandung ikatan tunggal.
Teori tolakan pasangan elektron
Bentuk molekul dan ion ditentukan oleh penataan pasangan elektron disekeliling atom pusat. Semua yang kamu butuhkan untuk menyusunnya adalah seberapa banyak pasanganelektron yang berada pada tingkat ikatan, dan kemudian tertatanya untuk menghasilkan jumlah tolakan minimum antara pasangan elektron. Kamu juga perlu memasukkan pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron mandiri.
Bagaimana cara menyusun jumlah pasangan elektron
Kamu dapat melakukannya dengan menggambar titik-silang, atau dengan menyusun atom-atom dengan menggunakan elektron dalam kotak dan mengkhawatirkan tentang promosi, hibridisasi dan yang lainnya. Akan tetapi hal ini sangat membosankan! Kamu dapat memperoleh informasi yang sama dengan tepat dengan cara yang lebih mudah dan cepat untuk contoh-contoh yang akan kamu temukan.
Hal pertama yang perlu kamu susun adalah seberapa banyak elektron yang terdapat pada sekeliling atom pusat:
Tuliskan jumlah elektron pada tingkat terluar dari atom pusat. Hal ini akan sama dengan nomor grup pada tabel periodik, kecuali pada kasus gas mulia yang membentuk senyawa, ketika jumlah elektron terluar menjadi delapan.
Tambahkan satu elektron untuk tiap ikatan yang terbentuk. (Hal ini diperbolehkan untuk elektron yang berasal dari atom yang lain).
Berikan muatan untuk tiap ion. Sebagai contoh, jika ion memiliki muatan 1-, tambahkan satu kelebihan elektron. Untuk muatan 1+, hilangkan satu elektron
Sekarang susun seberapa banyak pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron mandiri yang ada:
Dengan membagi dua untuk menemukan jumlah total pasangan elektron disekeliling atom pusat.
Susun seberapa banyak pasangan ikatan, dan seberapa banyak pasangan elektron mandiri. Kamu tahu seberapa banyak pasangan elektron ikatan yang ada karena kamu mengetahui seberapa banyak atom yang lain yang bergabung dengan atom pusat (dengan asumsi bahwa hanya terbentuk ikatan tunggal).
Sebagai contoh, jika kamu mempunyai 4 pasangan elektron tetapi hanya terdapat 3 ikatan, hal itu harus ada 1 pasangan elektron mandiri selain tiga pasangan elektron ikatan
Akhirnya, kamu dapat menggunakan informasi ini untuk menyusun bentuk molekul atau ion:
Susunlah semua pasangan elektron pada jarak yang mengalami tolakan minimum. Bagaimana caranya melakukan hal ini akan menjadi jelas pada contoh-contoh berikut.
Dua pasangan elektron disekeliling atom pusat
Kasus yang paling sederhana adalah berilium klorida, BeCl2. Perbedaan elektronegatifitas antara berilium dan klor tidak cukup untuk menghasilkan pembentukan ion.
Berilium memiliki dua elektron terluar karena terletak pada golongan dua. Berilium membentuk ikatan kepada dua klor, tiap atom klor menambhkan elektron yang lain ke tingkat terluar dari berilium. Tidak terdapat muatan ionik yang perlu ditakutkan, karena itu terdapat 4 elektron yang bersama-sama - 2 pasang.
Hal ini membentuk 2 ikatan dan karena itu tidak terdapat pasangan elektron mandiri. Dua pasangan ikatan tertata dengan sendirinya pada sudut 180o satu sama lain, karena hal ini sebagai yang paling jauh yang dapat mereka capai. Molekul digambarkan dengan linear.
Tiga pasangan elektron disekeliling atom pusat
Kasus yang paling sederhana adalah BF3 atau BCl3.
Boron terletak pada golongan 3, karena itu dimulai dengan 3 elektron. Tidak terdapat muatan, karena itu totalnya 6 elektron - 3 pasang.
Karena boron membentuk 3 ikatan maka tidak terdapat pasangan elektron mandiri. Tiga pasang ikatan tertata dengan sendirinya sejauh mungkin. Semuanya terletak dalam suatu bidang yang memiliki sudut 120° satu sama lain. Susunan seperti ini disebut trigonal planar.
Pada diagram, elektron yang lain pada fluor dapat dihilangkan karena tidak relevan dengan ikatan
Empat pasangan elektron disekeliling atom pusat
Terdapat banyak contoh untuk ini. Yang paling sederhana adalah metana, CH4.
Karbon terletak pada golongan 4, dan karena itu memiliki 4 elektron terluar. Karbon membentuk 4 ikatan dengan hidrogen, penambahan 4 elektron yang lain - seluruhnya 8, dalam 4 pasang. Karena membentuk 4 ikatan, semuanya harus menjadi pasangan ikatan.
Empat pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada jarak yang disebut susunan tetrahedral. Tetrahedron adalah piramida dengan dasar segitiga. Atom karbon terletak di tengah-tengah dan hidrogen pada empat sudutnya. Semua sudut ikatan adalah 109.5°.
Contoh lain dengan empat pasang elektron disekeliling atom pusat
Amonia, NH3
Nitrogen terletak pada golongan 5 dan karena itu memiliki 5 elektron terluar. Tiap-tiap atom hidrogen yang tiga menambahkan elektron yang lain ke elektron nitrogen pada tingkat terluar, menjadikannya total 8 elektron dalam 4 pasang. Karena nitrogen hanya membentuk tiga ikatan, satu pasang harus menjadi pasangan elektron mandiri. Pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada bentuk tetrahedral seperti metana.
Pada kasus ini, Faktor tambahan masuk. Pasangan elektron mandiri terletak pada orbital yang lebih pendek dan lebih bulat dibandingkan orbital yang ditempati pasangan elektron ikatan. Karena hal ini, terjadi tolakan yang lebih besar antara pasangan elektron mandiri dengan pasangan elektron ikatan dibandingkan antara dua pasangan elektron ikatan
Gaya pasangan elektron ikatan tersebut sedikt rapuh ? terjadi reduksi sudut ikatan dari 109.5o menjadi 107o. Ini tidak terlelu banyak, tetapi penguji akan mengharapkan kamu mengetahuinya
Ingat ini:
Tolakan paling besar
pasangan mandiri - pasangan mandiri
pasangan mandiri - pasangan ikatan
Tolakan paling kecil
pasangan ikatan - pasangan ikatan
Hati-hati ketika kamu menggambarkan bentuk amonia. Meskipun pasangan elektron tersusun tetrahedral, ketika kamu menggambarkan bentuknya, kamu hanya memperhatikan atom-atomnya. Amonia adalah piramidal - seperti piramida dengan tiga hidrogen pada bagian dasar dan nitrogen pada bagian puncak.
Air, H2O
Mengikuti logika yang sama dengan sebelumnya, kamu akan menemukan bahwa oksigen memiliki empat pasang elektron, dua diantaranya adalah pasangan mandiri. Air juga akan mengambil susunan tetrahedral. Saat ini sudut ikatan lebih sempit dari 104°, karena tolakan dua pasangan mandiri.
Bentuknya tidak dapat digambarkan dengan tetrahedral, karena kita hanya gmelihath oksigen dan hidrogen ? bukan pasangan mandiri. Air digambarkan dengan bengkok atau bentuk V.
Ion amonium, NH4+
Nitrogen memiliki 5 elektron terluar, ditambah 4 elektron dari empat hidrogen ? sehinga totalnya jadi 9.
Tetapi hati-hati! Ion amonium adalah ion positif. Ion ini memiliki muatan +1 karena kehilangan satu elektron. Sehingga tinggal 8 elektron pada tingkat terluar nitrogen. Karena itu menjadi 4 pasangan, yang semuanya berikatan karena adanya empat hidrogen
Ion amonium memiliki bentuk yang sama dengan metana, karena ion amonium memiliki susunan elektronik yang sama. NH4+ adalah tetrahedral
Metana dan ion amonium dikatakan isoelektronik. Dua spesi (atom, molekul atau ion) dikatakan isoelektronik jika keduanya memiliki bilangan dan susunan elektron yang sama (termasuk perbedaan antara pasangan ikatan dan pasangan mandiri).
Ion hidroksonium, H3O+
Oksigen terletak pada golongan 6 - karena itu memiliki 6 elektron terluar. Tambahan tiap 1 atom hidrogen, memberikan 9. Ambil satu untuk ion +1, tinggal 8. Hal ini memberikan 4 pasang, 3 diantaranya adalah pasangan ikatan. Ion hidroksonium adalah isoelektronik dengan amonia, dan memiliki bentuk yang identik - piramidal.
Lima pasangan elektron disekeliling atom pusat
Contoh yang sederhana: fosfor(V) fluorida PF5
(Argumen untuk fosfor(V) klorida, PCl5, akan identik)
Fosfor (terletak pada golongan 5) memberikan kontribusi 5 elektron, dan lima fluor memberikan 5 lagi, memberikan 10 elektron dengan 5 pasang disekeliling atom pusat. Karena fosfor membentuk lima ikatan, tidak dapat membentuk pasangan mandiri.
Lima pasang elektron disusun dengan menggambarkan bentuk trigonal bipyramid -tiga fluor terletak pada bidang 120o satu sama lain; dua yang lainnya terletak pada sudut sebelah kanan bidang. Trigonal bipiramid karena itu memiliki dua sudut yang berbeda - 120odan 90o.
Contoh yang rumit, ClF3
Klor terletak pada golongan 7 dan karena itu memiliki 7 elektron terluar. Tiga fluor masing-masing memberikan kontribusi 1 elektron, menghasilkan total 10 - dalam 5 pasang. Klor membentuk tiga ikatan ? meninggalkan 3 elektron ikatan dan 2 pasangan mandiri, yang akan tersusun dengan sendirinya ke dalam bentuk trigonal bipiramida.
Akan tetapi jangan meloncat ke kesimpulan. Terdapat tiga cara yang dapat kamu lakukan untuk menyususun 3 pasangan ikatan dan 2 pasangan mandiri menjadi bentuk trigonal bipiramida. Susunan yang baik akan menjadi menghasilkan satu susunan dengan jumlah minimum tolakan - dan kamu tidak akan dapat menganbil keputusan tanpa menggambarkannya terlebih dahulu semua kemungkinannya.
Hanya terdapat satu susunan memungkinkan. Sesuatu yang lain mungkin kamu pikirkan sebagai satu yang sederhana pada perputaran dalam jarak tertentu.
Kita perlu menyusun susunan yang memiliki tolakan minimum diantara berbagai pasangan elektron.
Aturan yang baru diterapkan pada kasus seperti ini:
Jika kamu mempunyai pasangan elektron lebih dari empat yang disusun disekeliling atom pusat, kamu dapat mengabaikan tolakan pada sudut yang lebih besar dari 90o.
Salah satu struktur yang memiliki jumlah tolakan besar yang jelas.
Pada diagram ini, dua pasangan mendiri terletak pada sudut 90o satu sama lain, dimana pada kasus yang lain keduanya terletak pada sudut lebih besar dari 90o, dan karena itu tolakan dapat diabaikan. ClF3 memang tidak dapat disusun melalui bentuk ini karena tolakan yang sangat kuat antara pasangan mandiri dengan pasangan mandiri.
Untuk memilih salah satu diantara dua, kamu perlu menghitung tolakan yang paling kecil.
Pada gambar berikutnya, tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90o terhadap 3 pasangan mandiri, dan karena itu tiap pasangan mandiri bertanggung jawab terhadap tolakan 3 pasangan mandiri dengan pasangan ikatan.
Karena terdapat dua pasangan mandiri karena itu terdapat 6 tolakan pasangan mandiri-pasangan ikatan. Dan itu semuanya. Pasangan ikatan terletak pada sudut 120o satu sama lain, dan tolakannya dapat diabaikan.
Sekarang mempertimbangkan struktur akhir.
Tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90o terhadap 2 pasangan mandiri - satu diatas bidang dan yang lainnya dibawah bidang. Hal ini membuat total 4 tolakan pasangan mandiri-pasangan ikatan ? dibandingkan dengan 6, hal tersebut memiliki tolakan relatif kuat pada gambar yang terakhir. Fluor yang lain (satu pada bidang) terletak pada sudut 120o, dan merasakan tolakan yang tidak berarti dari pasangan mandiri.
Ikatan ke arah fluor pada bidang adalah 90o ke arah ikatan diatas dan dibawah bidang, karena itu terdapat total 2 tolakan pasangan ikatan dengan pasangan ikatan.
Struktur dengan jumlah minimum tolakan adalah yang terakhir, karena tolakan pasangan ikatan dengan pasangan ikatan lebih kecil dibandingkan tolakan pasangan mandiri dengan pasangan ikatan. ClF3 digambarkan dengan bentuk T.
Enam pasangan elektron disekeliling atom pusat
Sebuah contoh yang sederhana: SF6
6 elektron pada tingkat terluar belerang, ditambah 1 dari masing-masing fluor, menghasilkan total 12 - dalam 6 pasangan. Karena belerang membentuk 6 ikatan, semuanya adalah pasangan ikatan. Semuanya tertata dengan sendirinya pada sudut 90o, pada bentuk yang digambarkan dengan oktahedral.
Dua contoh yang sedikit lebih sulit
XeF4
Xenon dapat membentuk jajaran senyawa, terutama dengan fluor atau oksigen, dan semuanya khas. Xenon memiliki 8 elektron terluar, ditambah 1 dari masing-masing fluor - menghasilkan 12, dalam 6 pasang. Semuanya akan membentuk empat pasang ikatan (karena empat fluor) dan 2 pasangan mandiri.
Terdapat dua struktur yang memungkinkan, akan tetapi pada salah satunya terdapat pasangan mandiri pada 90o. Malahan, beroposisi satu sama lain. XeF4 digambarkan dengan bentuk square planar.
ClF4-
Klor terletak pada golongan 7 dan karena itu memiliki 7 elektron terluar. Ditambah 4 dari 4 fluor. Ditambah satu karena memiliki muatan +1. hal ini memberikan total 12 elektron dalam 6 pasang - 4 pasangan ikatan dan 2 pasangan mandiri. Bentuknya akan identik dengan XeF4.
Ikatan Koordinasi (Kovalen Dativ)
Halaman ini menjelaskan apa yang dimaksud dengan ikatan koordinasi (juga disebut dengan kovalen dativ). Kamu membutuhkan pemahaman yang baik tentang ikatan kovalen sederhana sebelum kamu memulainya
Ikatan Koordinasi (kovalen dativ)
Ikatan kovalen terbentuk melalui dua atom yang saling membagikan (sharing) pasangan elektron. Atom berikatan satu sama lain karena pasangan elektron ditarik oleh kedua inti atom.
Pada pembentukan ikatan kovalen yang sederhana, tiap atom mensuplai satu elektron pada ikatan - tetapi hal itu tidak terjadi pada kasus disini. Ikatan koordiansi (biasa juga disebut dengan ikatan kovalen dativ) adalah ikatan kovalen (penggunaan bersama pasangan elektron) yang mana kedua elektron berasal dari satu atom.
Untuk memudahkan halaman ini, kita akan menggunakan istilah ikatan koordinasi ? tetapi jika kamu lebih menyukai untuk mengebutnya dengan ikatan kovalen dativ, itu bukanlah suatu masalah!
Reaksi antara amonia dan hidrogen klorida
Jika kedua gas tak berwarna tersebut dicampurkan, maka akan terbentuk padatan berwarna putih seperti asap amonium klorida.
Ion amonium, NH4+, terbentuk melalui transfer ion hidrogen dari hidrogen klorida ke pasangan elektron mandiri pada molekul amonia.
Ketika ion amonium, NH4+, terbentuk, empat hidrogen ditarik melalui ikatan kovalen dativ, karena hanya inti hidrogen yang ditransferkan dari klor ke nitrogen. Elektron kepunyaan hidrogen tertinggal pada klor untuk membentuk ion klorida negatif.
Sekali saja ion amonium terbentuk hal ini menjadikannya tidak mungkin untuk membedakan antara kovalen dativ dengan ikatan kovalen biasa. Meskipun elektron ditunjukkan secara berlainan pada diagram, pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya.
Penggambaran ikatan koordinasi
Pada diagram yang sederhana, ikatan koordinasi ditunjukkan oleh tanda panah. Arah panah berasal dari atom yang mendonasikan pasangan elektron mandiri menuju atom yang menerimanya.
Proses pelarutan hidrogen klorida di air untuk membuat asam hidroklorida
Terjadi sesuatu hal yang mirip. Ion hidrogen (H+) ditransferkan dari klor ke salah satu pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.
Ion H3O+ sering kali disebut dengan ion hidroksonium, ion hidronium atau ion oksonium.
Pada pelajaran pengantar kimia, meskipun kamu berbicara tentang ion hidrogen (sebagai contoh pada asam), kamu sesungguhnaya membicarakan mengenai ion hidroksonium. Ion hidrogen secara sederhana adalah sebuah proton, dan terlalu reaktif untuk eksis dalam bentuk yang sebenarnya pada tabung reaksi.
Jika kamu menuliskan ion hidrogen dengan H+(aq), "(aq)" menunjukkan molekul air yang mana ion hidrogen tertarik pada molekul air tersebut. Ketika ion hidrogen bereaksi dengan sesuatu (alkali, misalnya), secara sederhana ion hidrogen menjadi terlepas dari molekul air lagi.
Catatan bahwa sekali saja ikatan koordinasi terbentuk, semua atom hidrogen yang menempel pada oksigen semuanya sepadan. Ketika ion hidrogen diuraikan kembali, ion hidrogen dapat menjadi yang tiga.
Reaksi antara amonia dan boron trifluorida, BF3
Jika sebelumnya kamu membaca halaman sebelumnya mengenai ikatan kovalen, kamu dapat
mengingat bahwa boron trifluorida merupakan suatu senyawa yang tidak memiliki struktur gas mulia di sekeliling atom boronnya. Boron hanya mempunyai 3 pasangan elektron pada tingkat ikatannya, sedangkan boron sendiri memiliki ruangan untuk ditempati 4 pasang elektron. BF3 digambarkan sebagai molekul yang kekurangan elektron.
Pasangan elektron mandiri pada nitrogen dari molekul amonia dapat digunakan untuk menanggulangi kekurangan ini, dan senyawa yang terbentuk melibatkan ikatan koordinasi.
Penggunaan garis untuk menunjukkan ikatan, hal ini dapat digambarkan dengan lebih sederhana sebagai:
Diagram yang kedua menunjukkan cara lain yang dapat kamu gunakan untuk menggambarkan ikatan koordinasi. Ujung nitrogen pada ikatan menjadi positif karena pasangan elektron bergerak menjauh dari nitrogen menuju ke arah boron ? yang karena itu menjadi negatif. Kita tidak akan menggunakan metode ini lagi ? metode ini lebih membingungkan dibandingkan dengan metode yang hanya menggunakan tanda panah.
Struktur alumunium klorida
Alumunium klorida menyublim (berubah dari keadaan padat menjadi gas) pada suhu sekitar 180°C. Jika senyawa ini mengandung ion maka senyawa ini akan memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena dayatarik yang kuat antara ion positif dengan ion negatif. Akibat hal ini ketika alumunium klorida menyublim pada temperatur yang relatif rendah, maka harus kovalen. Diagram titik-silang menunjukkan elektron terluar saja.
AlCl3, seperti BF3, merupakan molekul yang kekurangan elektron. Keduanya mirip, karena alumunium dan boron terletak pada golongan yang sama pada tabel periodik, sama halnya juga dengan fluor dan klor.
Pengukuran massa atom relatif rumus alumunium klorida menunjukkan bahwa rumus alumunium klorida dalam bentuk uap pada temperatur sublimasi bukan AlCl3, melainkan Al2Cl6. Alumuniun klorida eksis sebagai dimer (dua molekul bergabung menjadi satu). Ikatan antara dua molekul ini merupakan ikatan koordinasi, penggunaan pasangan elektron mandiri pada atom klor. Tiap-tiap atom klor memiliki tiga pasangan elektron mandiri, akan tetapi hanya dua yang penting saja yang ditunjukkan pada diagram.
Energi dilepaskan ketika dua ikatan koordinasi terbentuk, dan karena itu dimer lebih stabil dibandingkan dua molekul AlCl3 yang terpisah.
Ikatan pada ion logan yang terhidrasi
Molekul air ditarik dengan kuat ke arah ion dalam larutan - molekul air berkelompok di sekeliling ion positif atau ion negatif. Pada banyak kasus, dayatarik yang terjadi sangat besar yang mana terjadi pembentukan ikatan formal, dan ini hampir selalu benar pada semua ion logam positif. Ion dengan molekul air yang tertarik dinyatakan sebagai ion terhidrasi.
Meskipun alumunium klorida kovalen, ketika alumunium klorida dilarutkan dalam air, dapat terbentuk ion. Ikatan enam molekul air pada alumunium menghasilkan sebuah ion dengan rumus kimia Al(H2O)63+. Ion ini disebut ion heksaaquoalumunium - yang diterjemahkan sebagai enam ("hexa") molekul air (gaquoh) yang membungkus ion aluminium.
Ikatan yang terjadi disini (dan juga ion yang sejenis yang terbentuk dari sebagian besar logam yang lain) adalah koordinasi (kovalen dativ) dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada molekul air.
Aluminium adalah 1s22s22p63s23px1. Ketika terbentuk ion Al3+ alumunium kehilangan elektron pada tingkat ketiga menghasilkan 1s22s22p6.
Hal tersebut berarti bahwa semua orbital tingkat-3 sekarang menjadi kosong. Alumunium mereorganisasi (hibridisasi) enam orbital (3s, tiga 3p, dan dua 3d) untuk menghasilkan enam orbital baru yang semuanya memiliki energi yang sama. Keenam orbital hibrida tersebut menerima pasangan elektron mandiri dari enam molekul air.
Kamu mungkin heran kenapa alumunium memilih untuk menggunakan enam orbital dibandingkan empat atau delapan atau berapapun. Enam merupakan angka maksimal bagi molekul air yang memungkinkan untuk tepat mengelilingi ion alumunium (dan juga kebanyakan ion logan). Dengan membentuk jumlah ikatan maksimal, kondisi ini melepaskan paling banyak energi dan karena itu menjadikan paling stabil secara energetik. .
Hanya satu pasangan elektron mandiri yang ditunjukkan pada tiap molekul. Pasangan elektron mandiri yang lain terletak menjauh dari alumunium dan karena itu tidak terlibat dalam ikatan. Ion yang dihasilkan terlihat seperti ini:
Karena pergerakan elektron mengarah ke tengah ion, muatan 3+ tidak lagi berlokasi sepenuhnya pada alumunium, tetapi sekarang melebar meliputi keseluruhan ion.
Dua molekul lebih
Karbon monoksida, CO
Karbon monoksida dapat diperhatikan sebagai molekul yang memiliki dua ikatan kovalen biasa antara karbon dan oksigen ditambah ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.
Asam nitrat, HNO3
Pada kasus ini, satu atom oksigen dapat tertarik pada nitrogen melalui ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom nitrogen.
Pada faktanya struktur seperti ini menyesatkan karena memberikan kesan bahwa dua atom oksigen pada bagian sebelah kanan diagram bergabung ke atom nitrogen dengan cara yang berbeda. Kedua ikatan merupakan ikatan yang identik pada panjang dan kekuatannya, dan karena itu penata-ulangan elektron harus identik. Tidak ada cara untuk menunjukan hal ini dengan mengunakan gambar titik-silang. Ikatan mengalami delokalisasi.
Ikatan Logam
Halaman ini memperkenalkan ikatan yang terjadi pada logam. Halaman ini menjelaskan bagaimana munculnya ikatan logam dan kenapa ikatan tersebut kekuatannya bervariasi dari logam yang satu dengan logam yang lain.
Apakah ikatan logam itu?
Ikatan logam pada natrium
Logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi sehingga memberikan kesan kuatnya ikatan yang terjadi antara atom-atomnya. Secara rata-rata logam seperti natrium (titik leleh 97.8°C) meleleh pada suhu yang sangat jauh lebih tinggi dibanding unsur (neon) yang mendahuluinya pada tabel periodik.
SNatrium memiliki struktur elektronik 1s22s22p63s1. Ketika atom-atom natrium datang secara bersamaan, elektron pada orbital atom 2s dari satu atom natrium membagi ruang dengan elektron yang bersesuaian pada atom tetangganya untuk membentuk sebuah orbital molekul ? kebanyakan sama atau serupa dengan cara pembentukan ikatan kovalen.
Perbedaannya, bagaimanapun, tiap atom natrium tersentuh oleh delapan atom natrium yang lainnya ? dan terjadi pembagian (sharing) antara atom tengah dan orbital 3s di semua delapan atom yang lain. Dan tiap atom yang delapan ini disentuh oleh delapan atom natrium, yang kesemuanya disentuh oleh delapan atom natrium, terus dan terus sampai kamu memperoleh seluruh atom dalam bongkahan natrium.
Semua orbital 3s dalam semua atom saling tumpang tindih untuk memberikan orbital molekul dalam jumlah yang sangat banyak yang memeperluas keseluruhan tiap bagian logam. Terdapat jumlah orbital molekul yang sangat banyak, tentunya, karena tiap orbital hanya dapat menarik dua elektron.
Elektron dapat bergerak dengan leluasa diantara orbital-orbital molekul tersebut, dan karena itu tiap elektron manjdi terlepas dari atom induknya. Elektron tersebut disebut terdelokalisasi. Logam terikat bersamaan melalui kekuatan dayatarik yang kuat antara inti positif dengan elektron yang terdelokalisasi.
Hal ini kadang-kandang dilukisakan sebagai "susunan inti positif di lautan elektron".
Jika kamu menggunakan tinjauan ini, hati-hati! Apakah logam merupakan atom atau ion? Jawabannya adalah logam merupakan atom.
Setiap pusat positif pada diagram menggambarkan sisa atom yang terlepas dari elektron terluar, tetapi elektron tersebut tidak menghilang - ini mungkin tidak termasuk tambahan pada atom yang istimewa, tetapi pusat positif tetap berada dalam struktur. Karena itu logam natrium ditulis dengan Na - bukan Na+.
Ikatan logam pada magnesium
Jika kamu menyusun argumentasi yang sama dengan magnesium, kamu akhirnya akan memperoleh ikatan yang lebih kuat dan tentunya titik leleh yang lebih tinggi.
Magnesium memiliki struktur elektronik terluar 3s2. Diantara elektro-elektronnya terjadi delokalisasi, karena itu "lautan" yang ada memiliki kerapatan dua kali lipat daripada yang terdapat pada natrium. Sisa "ion" juga memiliki muatan dua kali lipat (jika kamu menggunakan tinjauan ikatan logam) dan tentunya akan terjadi dayatarik yang lebih banyak antara "ion" dan "lautan".
Lebih realistis, tiap atom magnesium memiliki satu proton lebih banyak pada intinya dibandingkan yang dimiliki oleh natrium, dan karena itu tidak hanya akan terdapat jumlah elektron yang terdelokalisasi tetapi juga akan terjadi lebih banyak dayatarik yang terjadi diantara mereka.
Atom-atom magnesium memiliki jari-jari yang sedikit lebih kecil dibandingkan atom-atom natrium dan karena itu elektron yang terdelokalisasi lebih dekat ke inti. Tiap atom magnesium juga memiliki 12 atom terdekat dibandingkan delapan yang dimiliki natrium. Faktor-faktor inilah yang meningkatkan kekuatan ikatan secara lebih lanjut.
Ikatan logam pada unsur-unsur transisi
Logam transisi cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi. Alasannya adalah logam transisi dapat melibatkan elektron 3d yang ada dalam kondisi delokalisasi seperti elektron pada 4s. Lebih banyak elektron yang dapat kamu libatkan, kecenderungan dayatarik yang lebih kuat akan kamu peroleh.
Ikatan logam pada leburan logam
Pada leburan logam, ikatan logam tetap ada, meskipun susunan strukturnya telah rusak. Ikatan logam tidak sepernuhnya putus sampai logam mendidih. Hal ini berarti bahwa titik didih merupakan penunjuk kekuatan ikatan logam dibandingkan dengan titik leleh. Pada saat meleleh, ikatan menjadi longgar tetapi tidak putus
http://www.chem-is-try.org/?sect=belajar&ext=atom02_08
Ikatan Antarmolekul - Ikatan Hidrogen
Halaman ini menjelaskan asal mula ikatan hidrogen - dayatarik antarmolekul yang terbentuk relatif kuat.
Keterangan untuk ikatan hidrogen
Terdapat banyak unsur yang membentuk senyawa dengan hidrogen - ditunjuk sebagai ghidridah. Jika kamu mem-plot-kan titik didih hidrida unsur golongan 4, kamu akan menemukan bahwa titik didih tersebut naik seiring dengan menurunnya letak unsur pada golongan.
Kenaikan titik didih terjadi karena molekul memperoleh lebih banyak elektron, dan karena itu kekuatan dispersi van der Walls menjadi lebih besar.
Jika kamu mengulangi hal yang sama untuk hidrida golongan 5, 6, 7 sesuatu yang aneh terjadi.
Meskipun secara umum kecenderungannya sama persis dengan yang terjadi pada golongan 4 (dengan alasan yang sama), titik didih hidrida unsur pertama pada tiap golongan melonjak tinggi secara tidak normal.
Pada kasus NH3, H2O dan HF seharusnya terjadi penambahan gaya dayatarik antarmolekul, yang secara signifikan memerlukan energi kalor untuk memutuskannya. Gaya antarmolekul yang relatif kuat ini digambarkan dengan ikatan hidrogen.
Asal mula ikatan hidrogen
Molekul-molekul yang memiliki kelebihan ikatan adalah:
Catatan: Garis yang tebal menunjukkan ikatan berada pada bidang atau pada kertas. Ikatan putus-putus mengarah ke belakang bidang atau kertas berarti menjauh dari kamu, dan bentuk baji (wedge-shaped) mengarah ke arah kamu.
Harus diperhatikan bahwa tiap molekul tersebut:
Hidrogen tertarik secara langsung pada salah satu yang unsur yang paling elektronegatif, menyababkan hidrogen memperoleh jumlah muatan positif yang signifikan
Tiap-tiap unsur yang mana hidrogen tertarik padanya tidak hanya negatif secara signifikan, tetapi juga memiliki satu-satunya pasangan mandiri yang gaktifh.
Pasangan mandiri pada tingkat-2 memiliki elektron yang dikandungnya pada volume ruang yang relatif kecil yang mana memiliki densitas yang tinggi muatan negatif. Pasangan mandiri pada tingkat yang lebih tinggi lebih tersebar dan tidak terlalu atraktif pada sesuatu yang positif.
Mempertimbangkan dua molekul air yang datang bersamaan.
Hidrogen + tertarik dengan kuat pada pasangan mendiri yang mana hampir sama jika kamu memulai untuk membentuk ikatan koordinasi (kovalen dativ). Hal ini tidak terjadi sejauh itu, tetapi dayatarik lebih kuat dibandingkan dayatarik dipol-dipol yang biasa.
Ikatan hidrogen memiliki kekuatan sepersepuluh rata-rata ikatan kovalen, dan secara konstan diputushubungkan pada molekul air. Jika kamu mengibaratkan ikatan kovalen antara oksigen dan hidrogen sebagai hubungan pernikahan yang stabil, ikatan hidrogen hanya berstatus gteman yang baikh. Pada skala yang sama, dayatarik van der Waals hanya menunjukkan perkenalan belaka!
Air sebagai contoh gsempurnah ikatan hidrogen
Harus diperhatikan bahwa tiap molekul air dapat berpotensi membentuk empat ikatan hidrogen dengan molekul air disekelilingnya. Terdapat jumlah hidrogen + yang pasti dan pasangan mandiri karena itu tiap masing-masing molekul air dapat terlibat dalam ikatan hidrogen.
Hal inilah yang menjadi sebab kenapa titik didih air lebih tinggi dibandingkan amonia atau hidrogen fluorida. Pada kasus amonia, jumlah ikatan hidrogen dibatasi oleh fakta bahwa tiap atom nitrogen hanya mempunyai satu pasang elektron mandiri. Pada golongan molekul amonia, tidak terdapat cukup pasangan mandiri untuk mengelilinginya untuk memuaskan semua hidrogen.
Pada hidrogen fluorida, masalah yang muncul adalah kekurangan hidrogen. Pada molekul air, hal itu terpenuhi dengan baik. Air dapat digambarkan sebagai sistem ikatan hidrogen yang gsempurnah.
Contoh yang lebih kompleks dari ikatan hidrogen
Hidrasi ion negatif
Ketika sebuah substansi ionik dialrutkan dalam air, molekul air berkelompok disekeliling ion yang terpisah. Proses ini disebut hidrasi.
Air seringkali terikat pada ion positif melalui ikatan koordinasi (kovalen dativ). Air berikatan dengan ion negatif menggunakan ikatan hidrogen
Diagram menunjukkan potensi terbentuknya ikatan hidrogen pada ion klorida, Cl-. Meskipun pasangan mandiri pada ion klor terletak pada tingkat-3 dan secara normal tidak akan cukup aktif utnuk membentuk ikatan hidrogen, pada kasus ini mereka terbentuk lebih atraktif melalui muatan negatif penuh pada klor.
Meskipun ion negatif rumit, hal itu akan selalu menjadi pasangan mandiri yang mana atom hidrogen dari molekul air dapat membentuk ikatan hidrogen juga.
Ikatan hidrogen pada alkohol
Alkohol adalah molekul organik yang mengandung gugus -O-H.
Setiap molekul yang memiliki atom hidrogen tertarik secara langsung ke oksigen atau nitrogen adalah ikatan hidrogen yang cakap. Seperti molekul yang akan selalu memiliki titik didih yang tinggi dibandingkan molekul yang berukuran hampir sama yang mengandung gugus -O-H atau -N-H. Ikatan hidrogen membuat molekul lebih melekat (stickier), dan memerlukan lebih banyak energi kalor untuk memisahkannya.
Etanol, CH3CH2-O-H, dan metoksimetana, CH3-O-CH3, keduanya memiliki rumus molekul yang sama, C2H6O.
Keduanya memiliki jumlah elektron yang sama, dan panjang molekul yang sama. Dayatarik van der Waals (baik antara gaya dispersi dan dayatarik dipol-dipol) pada keduanya akan sama.
Bagaimanapun, etanol memiliki atom hirogen yang tertarik secara langsung pada oksigen - dan oksigen tersebut masih memiliki dua pasangan mandiri seperti pada molekul air. Ikatan hidrigen dapat terjadi antara molekul etanol, meskipun tidak seefektif pada air. Ikatan hidrogen terbatas oleh fakta bahwa hanya ada satu atom hidrogen pada tiap molekul etanol dengan cukup muatan +.
Pada metoksimetana, pasangan mandiri pada oksigen masih terdapat disana, tetapi hidrogen tidak cukup + untuk pembentukan ikatan hidrogen. Kecuali pada beberapa kasus yang tidak biasa, atom hidrogen tertarik secara langsung pada atom yang sangat elektronegatif untuk menjadikan ikatan hidrogen.
Titik didih etanol dan metoksimetana menunjukkan pengaruh yang dramatis bahwa ikatan hidrogen lebih melekat pada molekul etanol:
etanol (dengan ikatan hidrogen)
78.5°C
metiksimetana (tanpa ikatan hidrogen)
-24.8°C
Ikatan hidrogen pada etanol menghasilkan titik didih sekitar 100°C.
Sangat penting untuk merealisasikan bahwa ikatan hidrogen eksis pada penambahan (in addition) dayatarik van der Waals. Sebagai contoh, semua molekul berikut ini mengandung jumlah elektron yang sama, dan dua yang pertama memiliki panjang yang sama. Titik didih yang paling tinggi butan-1-ol berdasarkan pada penambahan ikatan hidrogen.
Dengan membandingkan dua alkohol (yang mengandung gugus -O-H), kedua titik didih adalah tinggi karena penambahan ikatan hidrogen berdasarkan pada tertariknya hidrogen secara langsung pada oksigen ? tetapi sebenarnya tidak sama.
Titik didih 2-metilproan-1-ol tidak cukup tinggi seperti butan-1-ol karena percabangan pada molekul menjadikan dayatarik van der Waals kurang efektif dibandingkan pada butan-1-ol yang lebih panjang.
Ikatan hidrogen pada molekul organik yang mengandung nitrogen
Ikatan hidrogen juga terjadi pada molekul organik yang mengandung gugus N-H - pendeknya terjadi juga ada amonia. Contohnya adalah molekul sederhana seperti CH3NH2 (metilamin) sampai molekul yang panjang seperti protein dan DNA.
Dua untai double helix yang terkenal pada DNA berikatan satu sama lain melalui ikatan hidrogen antara atom hidrogen yang tertarik oleh nitrogen pada salah satu untai, dan pasangan mandiri pada nitrogen atau oksigen yang lain yang terletai pada untai yang lain
Ikatan Antarmolekul - Gaya Van der Waals
Halaman ini menjelaskan asal mula terbentuknya dua dayatarik antarmolekul yang paling lemah ? gaya dispersi van der Waals dan dayatarik dipol-dipol.
Apakah dayatarik antarmolekul itu?
Ikatan antarmolekul versus ikatan intramolekul
Dayatarik antarmolekul adalah dayatarik yang terjadi antara suatu molekul dan molekul tetangganya. Gaya tarik yang mengikat molekul secara tersendiri (sebagai contoh, ikatan kovalen) dikenal dengan dayatarik intramolekul. Dua kata tersebut membingungkan yang mana untuk lebih amannya membuang salah satu diantaranya dan tidak digunakan lagi. Istilah hintramolekulh tidak akan digunakan lagi pada bagian ini.
Semua molekul mengalami dayatarik antarmolekul, meskipun pada beberapa kasus dayatarik yang terjadi sangatlah lemah. Pada gas seperti hidrogen, H2. Jika kamu memperlambat gerak molekul melalui pendinginan, dayatarik cukup besar bagi molekul untuk tetap bersama sampai pada akhirnya membentuk cairan dan kemudian padatan.
Pada kasus hidrogen dayatarik sangat lemah yang mana molekul membutuhkan pendinginan sampai 21 K (-252°C) sebelum dayatarik cukup kuat untuk mengkondensasi hidrogen menjadi cairan. Dayatarik antarmolekul yang dimiliki oleh helium lebih lemah - molekul tidak ingin tetap bersama untuk membentuk cairan sampai temperatur menurun sampai 4 K (-269°C).
Gaya van der Waals: gaya dispersion
Gaya dispersi (salah satu tipe dari gaya van der Waals adalah yang kita setujui pada halaman ini) yang juga dikenal dengan ggaya Londonh (dinamakan demikian setelah Fritz London mengusulkan untuk pertama kalinya).
Asal mula gaya dispersi van der Waals
Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara
Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata.
Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris - H2, boleh jadi, atau Br2. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik.
Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +.
Catatan: (dibaca "delta") berarti gagakh (slightly) - karena itu + berarti gagak positifh.
Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul.
"Selubung lingkarang" yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik - molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal.
Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu.
Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul
Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu - dan karena itu akan menjadi yang paling dominan).
Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri.
Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung - yang lain.
Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya.
Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara.
Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak.
Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah - tetapi tetap selaras.
Kekuatan gaya dispersi
Gaya dispersi antara molekul-molekul adalah lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen diantara molekul. Hal ini tidak memungkinkan untuk memberikan harga yang eksak, karena ukuran dayatarik bervariasi sekali dengan ukuran dan bentuk molekul.
Seberapa jauh ukuran molekul memperngaruhi kekuatan ikatan daya dispersi
Semua unsur tersebut berada pada molekul monoatomik.
Alasan yang mendasari bahwa titik didih meningkat sejalan dengan menurunnya posisi unsur pada golongan adalah kenaikan jumlah elektron, dan juga tentunya jari-jari atom. Lebih banyak elektron yang kamu miliki, dan lebih menjauh sejauh mungkin, yang paling besar memungkikan dipol sementara terbesar dan karena itu gaya dispersi paling besar.
Karena dipol sementara lebih besar, molekul xenon lebih melekat (stickier) dibandingkan dengan molekul neon. Molekul neon akan berpisah satu sama lain pada temperatur yang lebih rendah dibandingkan molekul xenon - karena itu neon memiliki titik didih yang lebih rendah.
Hal ini adalah suatu alasan (semua yang lainnya sebanding) molekul yang lebih besar memiliki lebih banyak elektron dan lebih menjauh dari dipol sementara yang dapat dihasilkan - dan karena itu molekul yang lebih besar lebih melekat.
Seberapa jauh bentuk molekul mempengaruhi kekuatan gaya dispersi
Ukuran molekul juga begitu. Molekul yang panjang kurus dapat menghasilkan dipol sementara yang lebih besar berdasarkan pada pergerakan elektronnya dibandingkan molekul pendek gemuk yang mengandung jumlah elektron yang sama.
Molekul yang panjang kurus juga dapat lebih dekat satu sama lain - dayatarik meraka lebih efektif jika molekul-molekulnya benar-benar tertutup.
Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C4H10, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang.
Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek dan lebih gemuk 2-metilpropan.
Gaya van der Waals: interaksi dipol-dipol
Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu sama lain lebih dari yang meraka bisa lakukan jika hanya menyandarkan pada gaya dispersi saja.
Hal ini sangat penting untuk merealisasikan bahwa semua molekul mengalami gaya dispersi. Interaksi dipol-dipol bukan suatu alternatif gaya dispersi - penjumlahannya. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara.
Agak mengherankan dayatarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH3CH3, dan fluorometana, CH3F adalah:
Kenapa dipilih dua molekul tersebut untuk dibandingkan? Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan jika kamu membuat model kamu akan menemukan bahwa ukurannya hampir sama - seperti yang kamu lihar pada diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama.
Titik didih fluorometana yang lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena elektronegatifitas fluor yang tinggi. Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat kira-kira 10‹.
°.
Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl3, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan dayatarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya.
Dilain pihak, tetraklorometan, CCl4, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - in pada semua arah. CCl4 hanya bergantung pada gaya dispersi
Karena itu manakah yang memiliki titik didih yang lebih tinggi? CCl4 tentunya, karena CCl4 molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol.
ikatan ion
Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.
PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH
- IA VIIA atau VIA
- IIA VIIA atau VIA
- Unsur transisi VIIA atau VIA
Contoh:
Na Na + e-
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 (konfigurasi Ne)
Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.
Cl + e- Cl-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)
Antara ion-ion Na+ dan Cl- terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na+Cl-.
Contoh lain : CaCl2 , MgBr2, BaO , FeS dan sebagainya.
SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN
a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar
peranan electron dlm ikatan kimia
Teori duplet dan oktet dari G.N. Lewis merupakan dasar ikatan kimia.
Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia (ns2np6)
TEORI INI MENDAPAT BEBERAPA KESULITAN, YAKNI :
1.
Pada senyawa BCl3 dan PCl5, atom boron dikelilingi 6 elektron, sedangkan atom fosfor dikelilingi 10 elektron.
2.
Menurut teori ini, jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk suatu unsur tergant~u~g jumlah elektron tak berpasangan dalam unsur tersebut.
Contoh : 8O : 1s2 2s2 2p2 2px2 2py1 2pz1
Ada 2 elektron tunggal. sehingga oksigen dapat membentuk 2 ikatan (H-O-H; O=O).
akan tetapi:
5B : 1s2 2s2 2px1
Sebenarnya hal ini dapat diterangkan bila kita ingat pada prinsip Hund, dimana cara pengisian elektron dalam orbital suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.
Contoh : 5B : 1s2 2s2 2px1 (hibridisasi) 1s2 2s1 2px1 2py1
Tampak setelah terjadi hibridisasi untuk berikatan dengan atom B memerlukan tiga buah elektron, seperti BCl3
3.
Menurut teori di atas, unsur gas mulia tidak dapat membentuk ikatan karena di sekelilingnya telah terdapat
8 elektron. Tetapi saat ini sudah diketahui bahwa Xe dapat membentuk senyawa, misalnya XeF2 den XeO2.
Teori lain adalah teori ikatan valensi. Dalam teori ini ikatan antar atom terjadi dengan care saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.
BEBERAPA MACAM IKATAN KIMIA YANG TELAH DIKETAHUI, ANTARA LAIN :
A.
Ikatan antar atom
1. Ikatan ion = elektrovalen = heteropolar
2. Ikatan kovalen = homopolar
3. Ikatan kovalen koordinasi = semipolar
4. Ikatan logam
B.
Ikatan antar molekul
1. Ikatan hidrogen
2. Ikatan van der walls
ikatan kovalen
Ikatan kovalen terjadi karena adanya pemakaian bersama elektron dari atom-atom yang membentuk ikatan. Pada umumnya ikatan kovalen terjadi antara atom-atom bukan logam yang mempunyai perbedaan elektronegativitas rendah atau nol. Seperti misalnya : H2, CH4, Cl2, N2, C6H6, HCl dan sebagainya.
IKATAN KOVALEN TERBAGI ATAS
1.
IKATAN KOVALEN POLAR
Atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap pasangan elektron
persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan kedua atomnya. Elektron persekutuan akan
bergeser ke arah atom yang lebih elektronegatif akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif.
Dalam senyawa HCl ini, Cl mempunyai keelektronegatifan yang lebih besar dari H. sehingga pasangan elektron lebih tertarik ke arah Cl, akibatnya H relatif lebih elektropositif sedangkan Cl relatif menjadi elektronegatif.
Pemisahan muatan ini menjadikan molekul itu bersifat polar dan memiliki "momen dipol" sebesar:
T = n . l
dimana :
T = momen dipol
n = kelebihan muatan pada masing-masing atom
l = jarak antara kedua inti atom
2.
IKATAN KOVALEN NON POLAR
Titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul pembentukuya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan lain bahwa elektron persekutuan mendapat gaya tarik yang sama.
Contoh:
Kedua atom H mempunyai harga keelektronegatifan yang sama.
Karena arah tarikan simetris, maka titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit.
Contoh lain adalah senyawa CO2, O2, Br2 dan lain-lain
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang membentuknya.
Jadi di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagai
penerimanya.
SYARAT PEMBENTUKANNYA
1. Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas
2. Atom lainnya memiliki orbital kosong
Contoh:
- Ion hidronium (H3O+): H2O + H+ H3O+L
IKATAN LOGAM
Pada ikatan kovalen, elektron-elektron ikatan seolah-olah menjadi milik sepasang atom, sehingga tidak dapat bergerak bebas. Pada logam, elektron-elektron yang menyebabkan terjadinya ikatan di antara atom-atom logam tidak hanya menjadi milik sepasang atom saja, tetapi menjadi milik semua atom logam, sehingga elektron-elektron dapat bergerak bebas. Karena itulah maka logam-logam dapat menghantarkan arus listrik.
IKATAN HIDROGEN
Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.
Contoh:
- molekul H2O
- molekul HF
IKATAN VAN DER WALLS
Gas mempunyal sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls.
bentuk molekul
Dalam bentuk molekul dikenal adanya teori ikatan valensi. Teori ini menyatakan bahwa ikatan antar atom terjadi dengan cara saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.
Pertindihan antara dua sub kulit s tidak kuat, oleh karena distribusi muatan yang berbentuk bola, oleh sebab itu pada umumnya ikatan s - s relatif lemah.
Sub kulit "p" dapat bertindih dengan sub kulit "s" atau sub kulit "p" lainnya, ikatannya relatif lebih kuat, hal ini dikarenakan sub kulit "p" terkonsentrasi pada arah tertentu.
Contoh:
a.
Molekul HF:
- konfigurasi atom H : 1s1
- konfigurasi atom F: 1s2 2s2 2Px2 2py2 2pz1
Tumpang tindih terjadi antara sub kulit 1s dari atom H dengan orbital 2pz dari aton, F. Pertindihan demikian disebut pertindihan sp.
b.
Molekul H2O:
- konfigurasi atom H : 1s1
- konfigurasi atom O: 1s2 2s2 2Px2 2py1 2pz1
Dalam atom O terdapat 2 elektron dalam keadaan yang tidak berpasangan (orbital 2py dan 2pz), masing-masing orbital ini akan bertindihan dengan orbital 1s dari 2 atom H. Kedudukan orbital-orbital p saling tegak lurus, diharapkan sudut ikatannya sebesar 90o, tetapi karena adanya pengaruh pasangan elektron 2px, maka kedua ikatan tersebut akan tertolak dan membentuk sebesar 104.5o.
c.
Molekul CH4
- konfigurasi atom H: 1s1
- konfigurasi atom C: 1s2 2s2 2Px1 2py1 2pz0
Untuk mengikat 4 atom H menjadi CH4, maka 1 elektron dari orbital 2s akan dipromosikan ke orbital 2pz, sehingga konfigurasi elektron atom C menjadi: 1s1 2s1 2px1 2py1 2pz1 . Orbital 2s mempunyai bentuk yang berbeda dengan ketiga orbital 2p, akan tetapi ternyata kedudukan keempat ikatan C-H dalam CH4 adalah sama. Hal ini terjadi karena pada saat orbital 2s, 2px, 2py dan 2pz menerima 4 elektron dari 4 atom H, keempat orbital ini berubah bentuknya sedemikian sehingga mempunyai kedudukan yang sama. Peristiwa ini disebut "hibridisasi". Karena perubahan yang terjadi adalah 1 orbital 2s dan 3 orbital 2p, maka disebut hibridisasi sp3. Bentuk molekul dari ikatan hibrida sp3 adalah tetrahedron.
Post a Comment