Teori
Ikatan Logam, Teori
Ikatan Van Der Walls
dan Ikatan Lainnya
Dosen
Pengampu :
Drs.
Arifin, Msi
Disusun Oleh:
Olvi Wulan Nari
ACC 115 008
PROGRAM
STUDI PENDIDIKAN KIMIA
JURUSAN
PENDIDIKAN MIPA
FAKULTAS
KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN
UNIVERSITAS
PALANGKARAYA
2016
BAB I
PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Ikatan kimia merupakan sebuah proses fisika yang
bertanggung jawab dalam gaya interaksi tarik-menarik antara dua atom atau
molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomic atau poliatomik menjadi stabil.
Ikatan kimia pada prinsipnya berasal
dari interaksi antar electron-elektron yang ada pada orbit luar, atau
orbit yang terisi sebagian atau orbit bebas dalam atom lainnya.
Ikatan kimia
terbagi atas :
a. Ikatan antar atom :
ü Ikatan Ionik : ialah ikatan yang
terbentuk antara unsure logam dan non-logam dengan perbedaan keelektronegatifan
yang sangat besar membentuk kation dan anion melalui gaya elektrostatik.
ü Ikatan Kovalen : ialah ikatan kimia
diantara dua atom atau lebih unsure non-logam dengan non-logam melalui penggunaan bersama pasangan elektron.
ü Ikatan Logam : ialah ikatan yang
terbentuk akibat adanya gaya tarik-menarik antara muatan positif dari ion-ion
logam dengan muatan negative dari electron-elektron yang bebas bergerak dalam
logam tersebut.
b. Ikatan antar molekul :
ü Ikatan Hidrogen : ialah gaya tarik
menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar
pada satu molekul dari senyawa yang sama. Kekuatan ikatan hidrogen ini
dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin
besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya.
Kekuatan
ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut.
Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik
didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H2O
yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya
paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi
dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.
ü Ikatan Van der Waals : ialah gaya tarik-menarik antara atom atau molekul, dimana gaya
ini relatif jauh lebih lemah dibandingkan gaya yang timbul karena ikatan
valensi dan besarnya gaya ini ialah 10-7 kali jarak antara atom-atom
atau molekul-molekul.
1.2 Rumusan Masalah
1)
Teori apa saja yang menjelaskan ikatan yang terjadi pada atom-atom logam?
2)
Apa definisi ikatan logam?
3)
Apa contoh ikatan logam?
4)
Bagaimana klasifikasi ikatan logam?
5)
Apa faktor yang mempengaruhi ikatan?
6)
Apa definisi ikatan Van Der Walls?
7)
Bagaimana klasifikasi gaya Van Der Walls?
8)
Apa contoh ikatan Van Der Walls?
9)
Faktor apa saja yang mempengaruhi ikatan Van Der Walls?
10)
Apa definisi ikatan ion?
11)
Apa contoh ikatan ion?
12)
Apa definisi ikatan kovalen dan
contohnya?
1.3 Tujuan Penulisan
Untuk menambah wawasan pembaca tentang Teori ikatan
Logan, Teori ikatan Van Der Walls dan Ikatan lainnya.
BAB II
PEMBAHASAN
2.1 Teori yang Menjelaskan Ikatan yang Terjadi pada
Atom-atom Logam
Untuk menjelaskan mengenai ikatan
logam, diuraikan beberapa teori yang menjelaskan ikatan yang terjadi pada
atom-atom logam yaitu sebagai berikut:
a.
Teori Awan Elektron
Teori ini dikemukakan oleh Drude dan
Lorentz pada awal abad ke-20. Menurut teori ini, di dalam kristal logam terdiri
dari ion-ion logam bermuatan positif (kation) yang tersusun rapat dalam awan
elektron. Awan elekton ini merupakan elektron valensi yang dilepaskan oleh
setiap atom. Elektron valensi ini tidak terikat salah satu ion logam atau
pasangan ion logam, tetapi terdelokalisasi terhadap semua ion logam. Hal ini
disebabkan oleh tumpang tindih (overlap) orbital valensi dari atom-atom logam.
Akibatnya elektron-elektron yang ada pada orbitalnya dapat berpindah ke orbital
valensi atom tetangganya. Karena hal inilah elektron-elektron valensi akan
terdelokaslisasi pada semua atom yang terdapat pada logam membentuk awan atau
lautan elektron, sehingga elektron valensi tersebut bebas bergerak keseluruh
bagian dari kristal logam. Elektron-elektron bebas inilah yang menyebabkan adanya
ikatan dalam kristal logam.
Gambar 2.3. Ikatan logam menurut
Teori Awan Elektron
Misalnya logam magnesium yang
memiliki 2 elektron valensi. Berdasarkan
model awan elektron, logam magnesium dapat dianggap terdiri dari ion positif Mg2+
yang tersusun secara teratur, berulang dan disekitarnya terdapat awan atau
lautan elektron yang dibentuk dari elektron valensi magnesium.
Maka, teori awan atau lautan elektron pada ikatan
logam itu didefinisikan sebagai gaya tarik antara muatan positif dari ion-ion
logam (kation logam) dengan muatan negatif yang terbentuk dari
elektron-elektron valensi dari atom-atom logam. Jadi logam yang memiliki
elektron valensi lebih banyak akan menghasilkan kation dengan muatan positif
yang lebih besar dan awan elektron dengan jumlah elektron yang lebih banyak
atau lebih rapat. Hal ini menyebabkan logam memiliki ikatan yang lebih kuat
dibanding logam yang tersusun dari atom-atom logam dengan jumlah elektron
valensi lebih sedikit.
Teori lautan
atau awan elektron ini dapat menjelaskan berbagai sifat fisika dari logam.
1.
Logam dapat ditempa, dapat dibengkokkan, direntangkan
dan tidak rapuh
Hal ini disebabkan atom-atom logam
tersusun secara teratur dan rapat sehingga ketika diberi tekanan atom-atom
tersebut dapat tergelincir di atas lapisan atom yang lain
2.
Sifat Mengkilap
Di dalam ikatan logam, terdapat elektron-elektron
bebas. Sewaktu cahaya jatuh pada permukaan logam, maka elektron-elektron bebas
akan menyerap energi cahaya tersebut. Elektron-elektron akan melepas kembali
energi tersebut dalam bentuk radiasi elektromagnetik dengan frekuensi yang sama
dengan frekuensi cahaya awal. Oleh karena frekuensinya sama, maka kita
melihatnyta sebagai pantulan cahaya yang datang. Pantulan cahaya tersebut
memberikan permukaan logam tampak mengkilap.
Bila Cahaya
tampak jatuh pada permukaan logam, sebagian elektron valensi yang mudah
bergerak tersebut akan tereksitasi. Ketika elektron yang tereksitasi tersebut
kembali kepada keadaan dasarnya, maka energi cahaya dengan panjang gelombang
tertentu akan dipancarkan kembali. Peristiwa ini dapat menimbulkan sifat kilap
yang khas pada logam.
3.
Daya hantar listrik
Di dalam ikatan logam, terdapat elektron valensi yang
bebas (mudah bergerak) yang dapat membawa muatan listrik. Jika diberi suatu
beda tegangan, maka elektron-elektron ini akan bergerak dari kutub negatif
menjadi kutub positif.
4.
Daya hantar panas
Elektron-elektron yang bergerak bebas di dalam kristal
logam memiliki energi kinetik. Jika dipanaskan, elektron-elektron akan memperoleh
energi kinetik yang cukup untuk dapat bergerak/bervibrasi dengan cepat. Dalam
pergerakannya, elektron-elektron tersebut akan bertumbukkan dengan
elektron-elektron lainnya. Hal ini menyebabkan terjadinya transfer energi dari
bagian bersuhu tinggi ke bagian bersuhu rendah.
5.
Titik didih dan titik leleh tinggi
Pada logam, Ikatan logam tidak sepenuhnya putus sampai
logam mendidih ini menunjukkan bahwa ikatan logam memiliki titik didih yang
tinggi. Hal ini dikarenakan atom-atom logam terikat oleh ikatan logam yang
kuat. Untuk mengatasi ikatan tersebut, diperlukan energi dalam jumlah yang
besar.
b.
Ikatan
logam berdasarkan teori resonansi
Pada tahun 1965 Pauling mengemukakan
ikatan logam dengan menetapkan konsep resonansi. Menurut teori ini ikatan logam
merupakan ikatan kovalen dan sesuai dengan struktur kristal logam yang dapat
diamati pada eksperimen maka dapat diperkirakan teradi resonansi. Dalam
mengembangkan teorinya Pauling meninjau kristal logam Li. Dari tafsiran
analisis terhadap pola difraksi sinar-X oleh kristal logam Li dapat diketahui
bahwa setiap atom Li dikelilingi oleh 8 atom Li yang lain. Karena elekton
valensi Li adalah 1, maka tidak mungkin 1 atom Li nmengikat 8 atom Li lainnya.
Bila atom Li menggunakan elektron
valensinya, maka resonansi pasangan ikatan Li-Li terjadi secara serempak
didalam kisi kristalnya. Dinyatakan dalam 2 dimensi, resonansi yang
memungkinkan adalah:
Pada struktur III, IV, V, VI terdapat sebuah atom Li
yang bermuatan negatif membentuk ikatan kovalen dengan 2 atom Li yang lain.
Terjadinya ikatan kovalen dapat dijelaskan sebagai berikut:
Empat atom
Li yaitu Lia Lib Lic Lid
masing-masing mempunyai struktur elektron 1s2 2s1 2
2 2 . Bila atom Lid memberikan elektron valensinya pada
atom Libmaka Lid menjadi ion (1s2)dan atom
Lib menjadi Lib– (1s2 2s1
2 2 2 ). Orbital 2s1 dan 2 pada ion Lib
membentuk orbital hibrida sp yang masing-masing dapat membentuk ikatan kovalen
dengan atom Lia dan Lic. Orbital 2 dan 2 pada
ion Lib– yang disebut orbital logam dapat menerima
aliran elektron dan memberi sumbangan pada daya hantar listrik.
c.
Teori Pita
Teori ini dikembangkan pada tahun
1970 mempergunakan teori orbital molekul. Ikatan logam mudah dipahami dengan
memberi teori orbital molekul ini. Misalnya pada logam Li memiliki susunan
elektron 1s2 2s1. Elektron 1s2 terdapat
dalam orbital yang terarah (localized) sedangkan elektron dalam 2s1
terdapat pada orbital tidak terarah (delocalized). Elektron 2s inilah yang akan
membentuk ikatan.
Bila dua atom Li mendekat, orbital atom 2s akan
bergabung dengan orbital atom 2s dari atom lain membentuk dua orbital molekul,
yaitu orbital molekul bonding dan anti bonding. Bila atom ketiga mendekat,
terbentuk tiga orbital molekul, dan seterusnya. Jadi jumlah molekul sama dengan
jumlah atonya. Bila N atom litium bersatu, terbentuk N orbital molekul dengan
energi berbeda-berda yang membentuk pita energi, dengan distribusi energi yang
kontinyu.
Dalam
Litium, Elektron-elektron yang berasal dari orbital 2s kedua atom Li, akan
menempati orbital molekul bonding, sedangkan pada orbital molekul antibonding
tidak terdapat elektron. Pada pembentukan molekul Li3, terdapat 1
orbital molekul bonding yang berisi 2 elektron, 1 orbital molekul nonbonding
dimana terdapat sebuah elektron dan 1 orbital molekul antibonding yang masih
kosong. Pada pembentukan molekul Li4, terdapat 2 orbital molekul
bonding yang masing-masing berisi 2 elektron dan 2 orbital molekun antibonding
yang masih kosong. Proses ini dapat diperluas ke atom yang ke N, meliputi
seluruh atom dalam kristal Li. Hal ini mengakibatkan dihasilkan orbital molekul
sejumlah N, yang mempunyai perbedaan energi. Sebagai akibatnya adalah bahwa N
atom Li yang terdapat dalam kisi kristalnya akan memberntuk N/2 orbital molekul
bonding dan N/2 orbital molekul antibonding. N/2 orbital molekul bonding yang
terjadi mempunyai tingkat energi yang hampir sama dan menempati ruang yang
sangat berdekatan sehingga menjadi kontinyu.
Baik
kelompok orbital molekul antibonding, maupun kelompok orbital bonding yang
kontinyu tersebut akan berupa pita. Pita terbentuk bila orbital-orbital 2s pada
atom-atom Li membentuk orbital molekul.
Bagian dari
pita 2s di mana terdapat elektron valensi disebut pita valensi dan tingkat
energi tertinggi pada pita valensi disebut energi fermi EF. Dibagian
atas tingkat fermi terdapat tingkat-tingkat energi yang masih kosong yang
disebut pita konduksi, karena elektron dapat mengalir melalui pita orbital
molekul tersebut.
Kesenjangan
antara pita valensi dan pita konduksi yang disebut kesenjangan energi merupakan
ukuran kemudahan suatu logam untuk menghantarkan listrik. Bila logam
dihubungkan dengan sumber arus atau medan magnit, elektron yang berada
disekitar tingkat fermi memperoleh tambahan energi yang menyebabkan tingkat
energinya naik, sehingga dapat pindah kedalam pita konduksi yang masih kosong
dan arus elektron listrik mengalir melalui pita konduksi tersebut.
Dikenal
logam-logam yang tidak begitu baik menghantarkan listrik (semikonduktor)
disamping logam-logam yang menghantarkan arus listrik dengan baik (konduktor).
Hal ini bergantung pada susunan atom logam dalam kristalnya dan suhu.
Sifat-sifat tersebut dapat dijelaskan dengan teori pita.
Konduktor
tidak terdapat kesenjangan antara pita konduksi dengan pita konduksi, sehingga
karena pertambahan energi yang cukup kecil elektron-elektron valensi dapat
berpindah ke pita konduksi dan arus mengalir melalui konduktor.
Pada logam
semikonduktor terdapat kesenjangan antara pita valensi dan pita konduksi
sedemikian rupa. Sehingga hanya elektron-elektron yang mempunyai energi memadai
saja yang dapat berpindah ke pita konduksi.
Pada isolator, terdapat kesenjangan antara pita
valensi dan pita konduksi yang besar, sehingga energi yang ditimbulkan medan
listrik tidak dapat menghasilkan ekektron yang tidak mempunyai energi yang
memadai untuk dapat berpindah ke pita konduksi, karena itu isolator tidak dapat
menghantarkan arus listrik.
2.2 Definisi Ikatan logam
a. Ikatan logam
adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik-menarik yang terjadi
antara muatan positif dari ion-ion logam dengan muatan negatif dari
elektron-elektron yang bebas bergerak yang dihasilkan oleh elektron valensi
masing-masing logam. Skema ikatan
logam dapat dilihat pada gambar di bawah ini. Elektron valensi menjadi
terdisosiasi dengan inti atomnya dan membentuk lautan electron.
Gambar 2.1. Skema ikatan Logam
b.
Ikatan logam adalah ikatan
yang terjadi antara atom logam dengan 8 atau 12 atom logam yang lainnya.
Misalnya ikatan antara logam Na dengan 8 logam Na yang lainnya.
Gambar 2.2. ikatan anatar ion – ion Na+
dengan elektron terdelokalisasi
c. Ikatan logam
adalah ikatan yang disebabkan oleh adanya elektron valensi suatu logam yang
tidak terarah (delocalized). Misalnya pada logam Li memiliki struktur 1s2
2s1. Elektron 1s2 terdapat dalam orbital yang
terarah (localized) sedangkan elektron dalam 2s1 terdapat pada
orbital tidak terarah (delocalized). Elektron 2s inilah yang akan membentuk
ikatan.
d. Ikatan logam
adalah ikatan yang disebabkan oleh tumpang tindih (overlap) orbital valensi
dari atom-atom logam. Akibatnya elektron-elektron yang ada pada orbitalnya
dapat berpindah ke orbital valensi atom tetangganya.
e. Ikatan logam adalah ikatan
antara inti positif unsur logam di dalam lautan elektron yang dihasilkan oleh
elektron valensi unsur logam yang bersangkutan.
2.3 Contoh Ikatan Logam
Logam
memiliki sedikit elektron valensi dan memiliki elektronegativitas yang rendah.
Semua jenis logam cenderung melepaskan elektron terluarnya sehingga membentuk
ion-ion positif /kation logam. Kulit terluar unsur logam relatif longgar
(terdapat banyak tempat kosong) sehingga elektron terdelokalisasi, yaitu suatu
keadaan dimana elektron valensi tidak tetap posisinya pada suatu atom,
tetapi senantiasa berpindah pindah dari satu atom ke atom lainnya.
Elektron
valensi logam bergerak dengan sangat cepat mengitari intinya dan berbaur dengan
elektron valensi yang lain dalam ikatan logam tersebut sehingga menyerupai
“awan” atau “lautan” yang membungkus ion-ion positif di dalamnya. Elektron
bebas dalam orbit ini bertindak sebagai perekat atau lem. Kation logam yang
berdekatan satu sama lain saling tarik menarik dengan adanya elektron bebas
sebagai ”lemnya”. Dapat digambarkan seperti gambar di bawah ini.
Contoh-contoh
Ikatan logam adalah:
a. Ikatan Logam Natrium
Natrium
memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s1.
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
lainya secara terus menerus hingga diperoleh 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.
Elektron
dapat bergerak dengan leluasa diantara orbital-orbital molekul tersebut, dan
karena itu tiap elektron menjadi terlepas dari atom induknya. Logam
terikat bersamaan melalui kekuatan daya tarik yang kuat antara inti positif
dengan elektron yang terdelokalisasi.
b. Ikatan Logam
Magnesium
Ikatan logam
magnesium lebih kuat dan titik leleh juga lebih tinggi dibanding dengan ikatan
logam pada natrium. 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 dan tentunya akan terjadi dayatarik
yang lebih banyak antara “ion” dan “lautan”. Atom-atom magnesium memiliki jari-jari
yang sedikit lebih kecil dibandingkan atom-atom natrium dan karena itu elektron
yang terdelokalisasi lebih dekat ke inti.
2.4 Klasifikasi Ikatan Logam
Klasifikasi
ikatan logam menurut golongannya adalah:
a. Ikatan Logam pada 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 terlibat,
kecenderungan daya tarik akan semakin lebih kuat. Contoh ikatan logam pada
unsur transisi transisi adalah Ag, Fe, Cu dan lain-lain.
b. Ikatan logam pada unsur golongan utama
Ikatan
logam pada unsur golongan utama relatif lebih lemah dibandingkan dengan dengan
unsur golongan transisi. Contohnya kristal besi lebih kuat dibandingkan dengan
kristal logam magnesium.
Berdasarkan
unsur penyusunnya dibagi menjadi 2 yaitu:
1.
Ikatan logam antar unsur sejenis
Misalnya Ikatan antara unsur litium dengan unsur
litium yang lainnya.
2.
Ikatan logam antar unsur yang berbeda jenis (aloi).
Bahan-bahan
logam yang bukan hanya dibuat dari satu jenis unsur logam tetapi telah dicampur
atau ditambah dengan unsur-unsur lain disebut aloi atau sering disebut lakur
atau paduan.
Aloi
terbentuk apabila leburan dua atau lebih macam logam dicampur atau leburan
suatu logam dicampur dengan unsur-unsur nonlogam yang campuran tersebut tidak
saling bereaksi serta masih menunjukan sifat sebagai logam setelah didinginkan.
Aloi dibagi
menjadi dua macam yaitu aloi selitan dan aloi substitusi. Disebut
aloi selitan bila jari-jari atom unsur yang dipadukan sama atau lebih kecil
dari jari-jari atom logam. Sedangkan
aloi substitusi terbentuk apabila jari-jari unsur yang dipadukan lebih besar
dari jari-jari atom logam.
2.5 Faktor yang Mempengaruhi Ikatan
a.
Titik leleh dan titik didih
Logam-logam
cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena kekuatan
ikatan logam. Kekuatan ikatan berbeda antara logam yang satu dengan logam yang
lain. Titik leleh dan titik didih logam berkaitan langsung dengan kekuatan
ikatan logamnya. Titik didih
dan titik leleh logam makin tinggi bila ikatan logam yang dimiliki makin kuat.
Contohnya pada logam alkali semakin kebawah titik didih semakin rendah sehingga
ikatan logamnya akan semakin lemah.
Logam
|
Titik lebur (°C)
|
Titik didih (°C)
|
Li
|
180
|
1330
|
Na
|
97,8
|
892
|
K
|
63,7
|
774
|
Rb
|
38,9
|
688
|
Cs
|
29,7
|
690
|
Titik didih
dan titik leleh berhubungan dengan sifat periodik unsur yaitu sifat jari-jari
atomnya. Semakin besar jari-jari atomnya maka semakin kecil titik didih dan
titik lelehnya sehingga mengakibatkan ikatan lebih lemah.
b.
Jari-jari atom
Dalam sistem
periodik unsur, pada satu golongan dari atas kebawah, ukuran kation logam dan
jari-jari atom logam makin besar. Hal ini menyebabkan jarak antara pusat
kation-kation logam dengan awan elektronnya semakin jauh, sehingga gaya tarik
elektrostatik antara kation-kation logam dengan awan elektronnya semakin lemah.
Logam
|
Jari-jari atom logam (pm)
|
Kation logam
|
Jari-jari kation logam (pm)
|
Li
|
157
|
Li+
|
106
|
Na
|
191
|
Na+
|
132
|
K
|
235
|
K+
|
165
|
Rb
|
250
|
Rb+
|
175
|
Cs
|
272
|
Cs+
|
188
|
c.
Jumlah elektron valensi (elektron yang
terdelokalisasi)
Logam-logam
golongan 1 seperti natrium dan
kalium memiliki ikatan logam yang relatif rendah karena tiap atomnya hanya
memiliki satu elektron untuk dikontribusikan pada ikatan. Sedangkan pada logam
golongan II seperti magnesium memiliki dua elektron untuk dikontribusikan pada
ikatan sehingga logam golongan II memiliki ikatan yang relatif lebih kuat
dibanding logam golongan 1.
d.
Bilangan koordinasi
Logam natrium dikelilingi oleh delapan logam
natrium yang lainnya, sedangkan logam magnesium dikelilingi oleh dua belas
logam magnesium lainnya. Hal ini menyebabkan ikatan logam pada magnesium lebih
besar dibandingkan dengan ikatan logam pada natrium.
2.6
Definisi Ikatan Van Der Walls
Ikatan Van der Waals
merupakaan ikatan yang dimiliki oleh gas-gas mulia yang mengalami proses
kondensasi, sehingga fasanya berubah menjadi fasa cair pada saat temperaturnya
mencapai temperature yang sangat rendah. Ikatan Van der Waals merupakan ikatan
yang lebih lemah jika dibandingkan dengan ikatan kovalen, ion dan ikatan logam.
Gaya van der waals
adalah gaya tarik listrik yang terjadi antara partikel – partikel yang
memiliki muatan. Partikel – partikel dimaksud dapat berupa ion, molekul dipol
permanen atau dipol terinduksi.
2.7
Klasifikasi Gaya Van Der Walls
Gaya Van Der Walls dapat dibagi berdasarkan jenis kepolaran molekulnya,
yaitu :
a.
Interaksi ion – dipole
Gaya antarmolekul ini terjadi antara ion dan senyawa
kovalen polar. Ketika dilarutkan dalam senyawa kovalen polar, senyawa ion akan
terionisasi menjadi ion positif dan ion negatif. Ion positif akan tarik menarik
dengan dipol negatif, dan sebaliknya.
Selain gaya ion-dipol, juga dikenal gaya ion-dipol sesaat, dimana terjadi dari interaksi antar gaya dipol-dipol terinduksi dengan gaya ion-dipol. Jika ion dari senyawa ion berdekatan dengan molekul nonpolar, ion tersebut dapat menginduksi dipol molekul nonpolar. Dipol terinduksi molekul nonpolar yang dihasilkan akan berikatan dengan ion.
Selain gaya ion-dipol, juga dikenal gaya ion-dipol sesaat, dimana terjadi dari interaksi antar gaya dipol-dipol terinduksi dengan gaya ion-dipol. Jika ion dari senyawa ion berdekatan dengan molekul nonpolar, ion tersebut dapat menginduksi dipol molekul nonpolar. Dipol terinduksi molekul nonpolar yang dihasilkan akan berikatan dengan ion.
Gaya
Ion-dipol
Interaksi ion - dipol merupakan interaksi (berikatan) / tarik menarik
antara ion dengan molekul polar (dipol). Interaksi ini termasuk jenis interaksi
yang relatif cukup kuat.
Contoh : H+ + H2O
→ H3O+
Ag+ + NH3 → Ag(NH3)+
Sebagai contoh, NaCl (senyawa ion) dapat larut dalam air (pelarut polar)
dan AgBr (senyawa ion) dapat larut dalam NH3 (pelarut polar).
b.
Interaksi dipol - dipol
Interaksi dipol - dipol merupakan interaksi antara sesama molekul polar
(dipol). Interaksi ini terjadi antara ekor dan kepala dimana jika berlawanan
kutub maka akan tarik-menarik dan sebaliknya.
Tanda
"+" menunjukkan dipol positif, tanda "-" menunjukkan dipol
negatif
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. 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:
Keduanya
memiliki jumlah elektron yang identik, dan ukurannya hampir sama – seperti yang
terlihat 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
disperse.
c.
Interaksi ion - dipol
terinduksi
Interaksi ion - dipol terinduksi merupakan interaksi antara aksi ion dengan
dipol terinduksi. Dipol terinduksi merupakan molekul netral yang menjadi dipol
akibat induksi partikel bermuatan yang berada didekatnya. Partikel penginduksi
tersebut dapat berupa ion atau dipol lain dimana kemampuan menginduksi ion
lebih besar daripada kemampuan menginduksi dipol karena muatan ion yang juga
jauh lebih besar. Interaksi ini relatif lemah karena kepolaran molekul
terinduksi relatif kecil daripada dipol permanen.
Contoh : I- + I2 → I3
d.
Interaksi dipol - dipol
terinduksi
Suatu
molekul polar yang berdekatan dengan molekul nonpolar, akan dapat menginduksi
molekul nonpolar. Akibatnya. Molekul nonpolar memiliki dipol terinduksi.
Dipol dari
molekul polar akan saling tarik-menarik dengan dipol terinduksi dari molekul
nonpolar. Contohnya terjadi pada interaksi antara HCl (molekul polar) dengan
Cl2 (molekul nonpolar).
e.
Interaksi dipol
terinduksi - dipol terinduksi
Mekamisme terjadinya interaksi dipol terinduksi - dipol terinduksi :
Pasangan elektron suatu molekul, baik yang bebas maupun yang terikat selalu
bergerak mengelilingi inti elektron yang bergerak dapat mengimbas atau
menginduksi sesaat pada tetangga sehingga molekul tetangga menjadi polar
terinduksi sesaat molekul ini pula dapat menginduksi molekul tetangga
lainnya sehingga terbentuk molekul-molekul dipol sesaat.
2.8
Contoh Ikatan Van Der Walls
a.
Gas mulia : Gaya van der waals yang bekerja antara
atom-atom pada golongan gas mulia sangat lemah, hal ini ternyata dari rendahnya
titik lebur dan titik didihnya. Makin tinggi nomor atom, makin tinggi pula
titik lebur dan titik didihnya, berarti gaya van der waalsnya semakin besar.
b.
Halogen : Jarak I-I: 2,68A, dalam gas jarak ini
besarnya 2,66A. makin besar nomor atom dari halogen, gaya van der Waals makin
besar, hingga titik lebur dan titik didih makin tinggi
c. Grafit :
Tersusun dari kristal molekuler atom, karbon yang berbentuk heksagonal, terikat
dengan ikatan kovalen. Lapisan heksagonal ini terikat denga lapisan lain dengan
ikatan van der Waals. Karena lemahnya ikatan ini, lapisan satu mudah bergerak
terhadap lapisan lain, hingga grafit bersifat lunak dan dapat dipakai sebagai
pelumas padat. Grafit menyerap K cair, membentuk aliage dengan susunan KC8,
KC16, KC24, dan KC40. Dalam hal ini K terdapat antara lapisan-lapisan heksagon
C. Grafit bereaksi dengan oksidator-oksidator kuat seperti HNO3 atau KC103,
membentuk oksida dengan susunan C2,9O s.d. C3,5O. Boron nitrit BN, mempunyai
struktur seperti grafit dengan letak B dan N yang selang-seling.
Ada 2 faktor
yang mempengaruhi kekuatan ikatan Van Der Waals yaitu kerumitan molekul dan
ukuran molekul. Adapun mekanisme pada ikatan Van Der Waals yaitu : Adanya gaya
tarik menarik antar molekul yang mempunyai perbedaan keelektronegatifan (adanya
dipol) walaupun kecil, adanya ikatan antarmolekul dari senyawa yang mempunyai
perbedaan keelektronegatifan dengan yang tidak mempunyai perbedaan
keelektronegatifan tapi mempunyai pasangan elektron bebas berupa awan elektron,
dan adanya gaya tarik menarik antara molekul yang tidak mempunyai perbedaan
keelektronegatifan.
2.9
Faktor yang Mempengaruhi Ikatan Van Der Walls
Gaya London
ini dipengaruhi oleh dua faktor, yaitu:
a.
Jumlah electron dalam atom atau
molekul
Makin besar
ukuran atom atau molekul, makin besar jumlah elektron sehingga makin jauh pula
elektron terluar dari inti dan makin mudah awan elektron terpolarisasi, serta
makin besar gaya dispersi.
b.
Bentuk molekul
Molekul yang
memanjang/tidak bulat, lebih mudah menjadi dipole dibandingkan dengan molekul
yang bulat sehingga gaya disperse londonnya akan semakin besar.
Ikatan Van
der Waals juga ditemukan pada polymer dan plastik. Senyawa ini dibangun oleh
satu rantai molekul yang memiliki atom karbon, berikatan secara kovalen dengan
berbagai atom seperti hidrogen, oksigen, nitrogen, dan atom lainnya. Interaksi
dari setiap untaian rantai merupakan ikatan Van der Waals. Hal ini diketahui
dari pengamatan terhadap polietilen, polietilen memiliki pola yang sama dengan
gas mulia, etilen berbentuk bentuk gas menjadi cairan dan mengkristal atau
memadat sesuai dengan pertambahan jumlah atom atau rantai molekulnya. Dispersi
muatan terjadi dari sebuah molekul etilen, C2H4, yang menyebabkan terjadinya dipol temporer serta
terjadi interaksi Van der Waals. Dalam kasus ini molekul H2C=CH2,
selanjutnya melepaskan satu pasangan elektronnya dan terjadi ikatan yang
membentuk rantai panjang atau polietilen. Pembentukan rantai yang panjang dari
molekul sederhana dikenal dengan istilah polimerisasi.
c.
Kepolaran molekul
Karena
Ikatan Van Der Waals muncul akibat adanya kepolaran, maka semakin kecil
kepolaran molekulnya maka gaya Van Der Waalsnya juga akan makin kecil.
d. Titik didih
gas mulia adalah
helium
|
-269°C
|
neon
|
-246°C
|
argon
|
-186°C
|
kripton
|
-152°C
|
xenon
|
-108°C
|
radon
|
-62°C
|
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 dimiliki, dan lebih menjauh sejauh mungkin,
yang paling besar memungkinkan 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.
2.10 Definisi Ikatan Ion
Ikatan ion adalah suatu ikatan yang terjadi pada atom yang mempunyai muatan
yang besarnya sama namun memiliki muatan yang berlawanan tanda.
Ikatan ion terbentuk sebagai akibat adanya gaya tarik menarik antara ion
positif dan ion negative. Ion positif terbentuk karena unsure logam melepas
elektronnya, sedangkan ion negative terbentuk karena unsure nonlogam menerima
elektron. Ikatan ion terjadi karena adanya serah terima elekton. Atom-atom yang
membentuk ikatan ion karena masing-masing atom ingin mencapai
keseimbangan/kestabilan seperti gas mulia.
2.11 Contoh Ikatan Ion
Sebagai contoh, ikatan yang terjadi pada ikatan garam yaitu ikatan antara
atom sodium dann klor. Elektron-elektron dari kedua unsure tersebut terdapat
pada tiga kulit atau orbitnya.
Agar atom sodium mencapai kesetimbangannya, maka jumlah electron pada kulit
terluar harus sama dengan delapan. Hal ini dapat dicapai dicapai dengan melepas
satu electron yang terdapat pada kulit terluar, sehingga konfigurasi
elektronnya sama dengan konfigurasi electron gas neon. Akibat hilangnya satu
electron, maka sodium memiliki 10 elektron. Sedangkan jumlah protonnya ada 11.
Dengan demikian selisihnyaadalah satu proton dengan muatan positif. Artinya
atom sodium bermuatan positif satu dan dinotasikan dengan Na1+ atau
Na+.
Atom klor memiliki tujuh electron pada kulit terluarnya. Agar dapat
mencapai jumlah electron menjadi delapan, maka atom klor dapat menerima satu
electron. Karena ikatan electron dengan intinya sangat kuat.
Dengan menerima satu electron pada kulit terluar, maka jumlah electron pada
atom klor menjadi 18 elektron, sedangkan jumlah protonnya adalah 17. Dengan
demikian selisih muatan antara muatan negative dan muatan positif adalah satu
electron negative dan dinotasikan dengan Cl1- atau Cl-.
Atom Sodium bermuatan positif disebut ion positif atau kation, sedangkan
atom klor bermuatan negative disebut ion negative atau anion.
2.12 Definisi Ikatan Kovalen
Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaiann electron secara
bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi karena akibat
ketidak mampuan salah satu atom yang akan berikatan untuk melepas electron.
Ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsure yang memiliki afinitas electron
tinggi serta beda keelektronegatifan lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom
nonlogam cenderung menerima electron sehingga jika tiap-tiap atom nonlogam
berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara
mempersekutukan electron yang dipakai secara bersama. Pembentukkan ikatan
kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan electron tersebut sesuai
dengankonfigurasi electron pada unsure gas mulia.
a.
Ikatan Kovalen
Tunggal
Ikatan kovalen tunggal dapat terjadi
baik pada senyawa yang terdiri dari atom sejenis maupun dari atom yang berbeda,
contoh senyawa ini adalah Cl2, H2, O2, HCl,
dan CH4.
Masing-masing atom Cl menyumbangkan satu elektron untuk dipakai bersama
sehingga masing-masing atom mempunyai konfigurasi elektron seperti gas mulia.
b.
Ikatan
Kovalen Rangkap Dua atau Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Ikatan kovalen rangkap dapat terjadi
antara unsur-unsur yang sejenis atau berbeda. Untuk mempelajarinya perhatikan
pembentukan ikatan pada molekul berikut.
·
Pembentukan Ikatan Kovalen pada Molekul Oksigen, O2
Perhatikan pembentukan ikatan kovalen
pada molekul oksigen berikut ini.
Masing-masing atom oksigen mempunyai 6 elektron valensi. Untuk mencapai konfigurasi
elektron gas mulia dibutuhkan dua elektron lagi yang dapat diperoleh dari
masing-masing atom oksigen. Akibatnya molekul O2 mempunyai dua
ikatan kovalen yang dihasilkan dari penggunaan bersama dua pasang elektron.
Ikatan kovalen pada molekul O2 disebut ikatan kovalen rangkap dua.
Ikatan yang terjadi pada O2 dapat dituliskan dengan struktur
Lewis dan ikatan kovalen seperti berikut:
·
Pembentukan Ikatan Kovalen pada Molekul Nitrogen, N2
Perhatikan pembentukan ikatan kovalen pada molekul nitrogen berikut ini.
Ikatan yang terjadi pada N2 dapat dituliskan dengan struktur Lewis dan
ikatan kovalen seperti berikut.
2.10
BAB III
PENUTUP
3.1 Kesimpulan
Adapun
kesimpulan yang didapat adalah sebagai berikut :
1.
Ikatan logam merupakan salah satu
jenis ikatan kimia yang tak dapat dijelaskan secara teori ikatan ionik dan
ikatan kovalen.
Ikatan logam adalah ikatan yang terbentuk akibat
adanya gaya tarik – menarik antara muatan positif dari ion – ion logam dengan
muatan negatif dari elekton – elektron yang bebas bergerak dalam logam
tersebut.
2.
Sifat Fisika dari logam seperti dapat ditempa,
menghantarkan arus listrik, mengkilap, dan titik didih yang tinggi dapat
dijelaskan dengan teori awan elektron, dan teori pita.
3.
Ikatan logam dapat dibagi menjadi 2
bagian berdasarkan golongan yaitu ikatan logam pada golongan utama dan ikatan
logam pada golongan transisi dan berdasarkan unsur penyusunnya ikatan logam
juga dibagi 2 yaitu ikatan logam antar
unsur sejenis dan ikatan logam antar unsur yang berbeda.
4.
Teori awan elektron atau teori
elektron bebas, ikatan logam terdapat antara ion logam bermuatan positif dan
elektron yang mudah bergerak dalam lautan elektron.
5.
Teori pita dapat menjelaskan
mengenai sifat logam sebagai konduktor, semikonduktor dan isolator.
6.
Faktor-faktor yang mempengaruhi
kuatnya ikatan logam adalah: titik didih dan titik leleh, jari-jari atom,
jumlah elektron valensi yang terdelokalisasi, dan bilangan koordinasi.
7.
Gaya Van Der
Waals merupakan gaya tarik-menarik antara atom atau
molekul, dimana gaya ini relatif jauh lebih lemah dibandingkan gaya yang timbul
karena ikatan valensi
8.
Sifat-sifat gaya Van Der Waals
tersusun dari beberapa gaya tarik antar molekul, yaitu:
c.
Gaya Orientasi
d.
Gaya Induksi
e.
Gaya Dispersi
Ada tiga hal yang menyebabkan gaya ini :
·
Interaksi dikutub -
kutub, yaitu tarikan elektrostatistik di antara dua molekul dengan moment
dikutub permanen.
·
Interaksi dikutub
imbasan, artinya dikutub timbul karena adanya polarisasi oleh molekul tetangga.
·
Gaya dispersi yang
timbul karena dikutub kecil dan bersifat sekejap dalam atom.
9.
Faktor yang mempengaruhi gaya Van
Der Waals ialah :
a.
Jumlah Elektron dalam atom atau
moleku
b.
Bentuk Molekul
c.
Kepolaran Molekul
d.
Titik Didih
10. Ikatan ion adalah suatu ikatan yang terjadi pada atom yang mempunyai muatan
yang besarnya sama namun memiliki muatan yang berlawanan tanda.
Ikatan ion terbentuk sebagai akibat adanya gaya tarik menarik antara ion
positif dan ion negative.
11. Sebagai contoh, ikatan yang terjadi pada ikatan garam yaitu ikatan antara
atom sodium dann klor. Agar atom sodium mencapai kesetimbangannya, maka atom
sodium melepas satu electron yang terdapat pada kulit terluar, sehingga
konfigurasi elektronnya sama dengan konfigurasi electron gas neon. Sedangkan
atom klor agar dapat mencapai jumlah electron menjadi delapan, maka atom klor
menerima satu electron.
12. Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaiann electron secara
bersama oleh 2 atom yang berikatan.
Ikatan kovalen terjadi karena akibat ketidak mampuan salah satu atom yang akan
berikatan untuk melepas electron.
Ikatan kovalen terdiri dari:
·
Ikatan
kovalen tunggal
Contohnya Cl2, H2, O2,
HCl, dan CH4.
·
Ikatan
kovalen rangkap dua
Contohnya pembentukan
Ikatan Kovalen pada Molekul Oksigen, O2
·
Ikatan
kovalen rangkap tiga
Contohnya Pembentukan
Ikatan Kovalen pada Molekul Nitrogen, N2
3.2 Saran
Tak ada gading yang tak retak, seperti inilah
makalah ini. Karena dalam
menyusun makalah ini tidak lepas dari kekurangan dan kesalahan, maka dari itu saya memohon saran dan kritik dari pembaca agar dalam
penyusunan makalah yang selanjutnya kami dapat membenahi kesalahan yang ada.