Dasar - dasar Teori Kuantum Klasik

Dasar-dasar teori kuantum klasik

a. Spektrum atom

Bila logam atau senyawanya dipanaskan di pembakar, warna khas logam akan muncul. Ini yang dikenal dengan reaksi nyala. Bila warna ini dipisahkan dengan prisma, beberapa garis spektra akan muncul, dan panjang gelombang setiap garis khas untuk logam yang digunakan. Misalnya, garis kuning natrium berkaitan dengan dua garis kuning dalam spektrumnya dalam daerah sinar tampak, dan panjang gelombang kedua garis ini adalah 5,890 x 10^-7 m dan 5,896 x 10^-7 m.

Bila gas ada dalam tabung vakum, dan diberi beda potensial tinggi, gas akan terlucuti dan memancarkan cahaya. Pemisahan cahaya yang dihasilkan dengan prisma akan menghasilkan garisspektra garis diskontinyu. Karena panjang gelombang cahaya khas bagi atom, spektrum ini disebut dengan spektrum atom.

Fisikawan Swiss Johann Jakob Balmer (1825-1898) memisahkan cahaya yang diemisikan oleh hidrogen bertekanan rendah. Ia mengenali bahwa panjang gelombang λ deretan garis spektra ini dapat dengan akurat diungkapkan dalam persamaan sederhana (1885). Fisikawan Swedia Johannes Robert Rydberg (1854-1919) menemukan bahwa bilangan gelombang σ garis spektra dapat diungkapkan dengan persamaan berikut (1889).

σ = 1/ λ = R{ (1/n_i² ) -(1/n_j² ) }cm^-1 … (2.1)

Jumlah gelombang dalam satuan panjang (misalnya, per 1 cm)

n_i dan n_j bilangan positif bulat(n_i <>j) dan R adalah tetapan khas untuk gas yang digunakan. Untuk hidrogen R bernilai 1,09678 x 10⁷ m^-1.

Umumnya bilangan gelombang garis spektra atom hodrogen dapat diungkapkan sebagai perbedaan dua suku R/n². Spektra atom gas lain jauh lebih rumit, tetapi sekali lagi bilangan gelombangnya juga dapat diungkapkan sebagai perbedaan dua suku.

b. Teori Bohr

Di akhir abad 19, fisikawan mengalami kesukaran dalam memahami hubungan antara panjang gelombang radiasi dari benda yang dipanaskan dan intesitasnya. Terdapat perbedaan yang besar antara prediksi berdasarkan teori elektromagnetisme dan hasil percobaan. Fisikawan Jerman Max Karl Ludwig Planck (1858-1947) berusaha menyelesaikan masalahyang telah mengecewakan fisikawan tahun-tahun itu dengan mengenalkan hipotesis baru yang kemudian disebut dengan hipotesis kuantum (1900).

Berdasarkan hipotesisnya, sistem fisik tidak dapat memiliki energi sembarang tetapi hanya diizinkan pada nilai-nilai tertentu. Dengan radiasi termal, yakni radiasi energi gelombang elektromagnetik dari zat, gelombang elektromagnetik dengan frekuensi ν dari permukaan padatan akan dihasilkan dari suatu osilator yang berosilasi di permukaan padatan pada frekuensi tersebut. Berdasarkan hipotesis Planck, energi osilator ini hanya dapat memiliki nilai diskontinyu sebagaimana diungkapkan dalam persamaan berikut.

ε=nhν(n = 1, 2, 3,….) … (2.2)

n adalah bilangan bulat positif dan h adalah tetapan, 6,626 x 10^-34 J s, yang disebut dengan tetapan Planck.

Ide baru bahwa energi adalah kuantitas yang diskontinyu tidak dengan mudah diterima komunitas ilmiah waktu itu. Planck sendiri menganggap ide yang ia usulkan hanyalah hipotesis yang hanya diperlukan untuk menyelesaikan masalah radiasi dari padatan. Ia tidak bertjuan meluaskan hipotesisnya menjadi prinsip umum.

Fenomena emisi elektron dari permukaan logam yang diradiasi cahaya (foto-iradiasi) disebut dengan efek fotolistrik. Untuk logam tertentu, emisi hanya akan terjadi bila frekuensi sinar yang dijatuhkan di atas nilai tertentu yang khas untuk logam tersebut. Alasan di balik gejala ini waktu itu belum diketahui. Einstein dapat menjelaskan fenomena ini dengan menerapkan hipotesis kuantum pada efek fotoelektrik (1905). Sekitar waktu itu, ilmuwan mulai percaya bahwa hipotesis kuantum merupakan prinsip umum yang mengatur dunia mikroskopik.

Fisikawan Denmark Niels Hendrik David Bohr (1885-1962) berusaha mengkombinasikan hipotesis kunatum Planck dengan fisika klasik untuk menjelaskan spektra atom yang diskontinyu. Bohr membuat beberapa asumsi seperti diberikan di bawah ini dan di Gambar 2.3.

Teori Bohr

1. Elektron dalam atom diizinkan pada keadaan stasioner tertentu. Setiap keadaan stasioner berkaitan dengan energi tertentu.
2. Tidak ada energi yang dipancarkan bila elektron berada dalam keadaan stasioner ini. Bila elektron berpindah dari keadaan stasioner berenergi tinggi ke keadaan stasioner berenergi lebih rendah, akan terjadi pemancaran energi. Jumlah energinya, h ν, sama dengan perbedaan energi antara kedua keadaan stasioner tersebut.
3. Dalam keadaan stasioner manapun, elektron bergerak dalam orbit sirkular sekitar inti.
4. Elektron diizinkan bergerak dengan suatu momentum sudut yang merupakan kelipatan bilangan bulat h/2π, yakni

mvr = n(h/2π), n = 1, 2, 3,. … (2.3)

Energi elektron yang dimiliki atom hidrogen dapat dihitung dengan menggunakan hipotesis ini. Di mekanika klasik, gaya elektrostatik yang bekerja pada elektron dan gaya sentrifugal yang di asilkan akan saling menyetimbangkan. Jadi,

e²/4πε₀r² = mv²/r … (2.4)

Dalam persamaan 2.3 dan 2.4, e, m dan v adalah muatan, massa dan kecepatan elektron, r adalah jarak antara elektron dan inti, dan ε₀ adalah tetapan dielektrik vakum, 8,8542 x 10^-2 C² N^-1 m².

E = mv²/2 – e²/4πε₀r

Alasan mengapa nilai E negatif adalah sebagai berikut. Energi elektron dalam atom lebih rendah daripada elektron yang tidak terikat pada inti. Elektron yang tidak terikat inti disebut elektron bebas. Keadaan stasioner paling stabil elektron akan berkaitan dengan keadaan dengan n = 1. Dengan meningkatnya n, energinya menurun dalam nilai absolutnya dan menuju nol.

c. Spektra atom hidrogen

Menurut teori Bohr, energi radiasi elektromagnetik yang dipancarkan atom berkaitan dengan perbedaan energi dua keadaan stationer i dan j. Jadi,

ΔE = hν = │Ej – Ej│= (2π²me⁴/ε₀²h² )ï¼»(1/n_i² ) -(1/n_j² )ï¼½ n_j > n_i (2.9)

Bilangan gelombang radiasi elektromagnetik diberikan oleh:

ν = me⁴/8ε₀²n²h³)ï¼»(1/n_i² ) -(1/n_j² )ï¼½ (2.10)

Suku tetapan yang dihitung untuk kasus n_j = 2 dan n_i = 1 didapatkan identik dengan nilai yang didapatkan sebelumnya oelh Rydberg untuk atom hidrogen (lihat persamaan 2.1). Nilai yang secara teoritik didapatkan oleh Bohr (1,0973 x 10^-7 m ^-1) disebut dengan konstanta Rydberg R_∞. Deretan nilai frekuensi uang dihitung dengan memasukkan n_j = 1, 2, 3, … berkaitan dengan frekuensi radiasi elektromagnetik yang dipancarkan elektron yang kembali dari keadaan tereksitasi ke tiga keadaan stasioner, n = 1, n =2 dan n = 3. Nilai-nilai didapatkan dengan perhitungan adalah nilai yang telah didapatkan dari spektra atom hidrogen. Ketiga deret tersebut berturut-turut dinamakan deret Lyman, Balmer dan Paschen. Ini mengindikasikan bahwa teori Bohr dapat secara tepat memprediksi spektra atom hidrogen.

d. Hukum Moseley

Fisikawan Inggris Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1887-1915) mendapatkan, dengan menembakkan elektron berkecepatan tinggi pada anoda logam, bahwa frekuensi sinar-X yang dipancarkan khas bahan anodanya. Spektranya disebut dengan sinar-X karakteristik. Ia menginterpretasikan hasilnya dengan menggunakan teori Bohr, dan mendapatkan bahwa panjang gelombang λ sinar- X berkaitan dengan muatan listrik Z inti. Menurut Moseley, terdapat hubungan antara dua nilai ini (hukum Moseley; 1912).

1/λ = c(Z – s)² … (2.11)

c dan s adalah tetapan yang berlaku untuk semua unsur, dan Z adalah bilangan bulat.

Bila unsur-unsur disusun dalam urutan sesuai dengan posisinya dalam tebel periodik , nilai Z setiap unsur berdekatan akan meningkat satu dari satu unsur ke unsur berikutnya. Moseley dengan benar menginterpretasikan nilai Z berkaitan dengan muatan yang dimiliki inti. Z tidak lain adalah nomor atom.

Berbagai unsur disusun dalam urutan sesuai dengan nomor atom sesuai hukum Moseley. Berkat hukum Moseley, masalah lama (berapa banyak unsur yang ada di alam?) dapat dipecahkan. Ini merupakan contoh lain hasil dari teori Bohr.

e. Keterbatasan teori Bohr

Keberhasilan teori Bohr begitu menakjubkan. Teori Bohr dengan sangat baik menggambarkan struktur atom hidrogen, dengan elektron berotasi mengelilingi inti dalam orbit melingkar. Kemudian menjadi jelas bahwa ada keterbatasan dalam teori ini. Seetelah berbagai penyempurnaan, teori Bohr mampu menerangkankan spektrum atom mirip hidrogen dengan satu elektron seperti ion helium He⁺. Namun, spektra atom atom poli-elektronik tidak dapat dijelaskan. Selain itu, tidak ada penjelasan persuasif tentang ikatan kimia dapat diperoleh. Dengan kata lain, teori Bohr adalah satu langkah ke arah teori struktur atom yang dapat berlaku bagi semua atom dan ikatan kimia. Pentingnya teori Bohr tidak dapat diremehkan karena teori ini dengan jelas menunjukkan pentingnya teori kunatum untuk memahami struktur atom, dan secara lebih umum struktur materi.

Latihan

1. Turunkan persamaan untuk menentukan jari-jari orbit r elektron dalam atom hidrogen dari persamaan 2.3 dan 2.4. Jelaskan makna persamaan yang anda turunkan.

Jawab:

mvr = nh/2π dapat diubah menjadi v = nh/2πmr. Dengan mensubstitusikan ini ke persamaan 2.4, anda akan mendapatkan persamaan: e²/4πε₀r² = mn²h²/4π²m²r³

Jadi r = n²ε₀h²/(2π)²me², n = 1, 2, 3,… (2.5) Persamaan 2.5 menunjukkan batasan bahwa jari-jari elektron diizinkan pada nilai tertentu saja (diskontinyu). Di sini n disebut bilangan kuantum.

2. Dengan menggunakan persamaan 2.3 dan 2.4, turunkan persamaan yang tidak mengandiung suku v untuk mengungkapkan energi elektron dalam atom hidrogen.

Jawab:

Persamaan 2.4 dapat diubah menjadi mv² = e²/4πε₀r. Dengan mensubstitusikan persamaan ini kedalam persamaan 2.7, anda dapat mendapatkan persamaan berikut setelah penyusunan ulang:

E = -me⁴/8ε₀²n²h²ã€n = 1 ,2 ,3… (2.8)

Jelas energi elektron akan diskontinyu, masing-masing ditentukan oleh nilai n.

3. Didapatkan bahwa sinar-X khas unsur yang tidak diketahui adalah 0,14299 x 10^-9 m. Panjang gelombang dari deret yang sama sinar-X khas unsur Ir (Z = 77) adalah 0,13485 x 10^-9 m. Dengan asumsi s = 7,4, perkirakan nomor atom unsur yang tidak diketahui tersebut.

Jawab:

Pertama perkirakan √c dari persamaan (2.1).

[1/0,13485x10^-9(m)]^1/2= √ c. (77 x 7.4) = 69,6 √c; jadi √c = 1237,27, maka

[1/0,14299x10^-9(m)]= 1237 (z x 7.4) dan didapat z = 75

4. Apakah yand ditanggapi Planck dalam hipotesisnya. . .? ?

Jawab :

Planck sendiri menganggap ide yang ia usulkan hanyalah hipotesis yang hanya diperlukan untuk menyelesaikan masalah radiasi dari padatan. Ia tidak bertjuan meluaskan hipotesisnya menjadi prinsip umum.

5. Apakah yang digambarkan Bohr dalam Spektrum Atom Hidrogen....??

Jawab :

Teori Bohr dengan sangat baik menggambarkan struktur atom hidrogen, dengan elektron berotasi mengelilingi inti dalam orbit melingkar. Kemudian menjadi jelas bahwa ada keterbatasan dalam teori ini. Seetelah berbagai penyempurnaan, teori Bohr mampu menerangkankan spektrum atom mirip hidrogen dengan satu elektron seperti ion helium He⁺.

BAB 17 Keperiodikan Sifat Senyawa Sederhana

BAB 17

Keperiodikan sifat senyawa sederhana

a. Keperiodikan sifat oksida

Oksigen dapat membentuk senyawa (oksida) dengan hampir semua unsur, kecuali beberapa gas mulia. Inilah alasan mengapa oksigen awalnya digunakan sebagai standar massa atom. Ketika prosedur untuk menentukan massa atom belum disepakati secara penuh, saat itu lebih nyaman digunakan ”ekuivalen”, yakni kuantitas zat yang tepat bereaksi dengan sejumlah tertentu oksigen. Bahkan hingga kini, membandingkan sifat oksida sama pentingnya dengan membandingkan sifat unsur-unsurnya.

Sebagian besar kalor pembentukan oksida, yakni kalor reaksi saat unsur bereaksi dengan oksigen, besar dan negatif. Hal ini mengindikasikan bahwa paling tidak ada satu oksida stabil. Hanya terdapat beberapa oksida yang memiliki nilai kalor pembentukan positif, yakni oksida halogen atau gas mulia.

Untuk meyakinkan apakah nilai ini menunjukkan keperiodikan, kalor reaksi unsur dengan sejumlah tertentu (8 g) oksigen (bukan kalor reaksi per mol) diperhatikan. Representasi nilai kalor reaksi ini secara skematik yang diberikan di gambar 5.4. Untuk semua periode, nilai absolut kalor pembentukan cenderung menurun ketika nomor atom meningkat.

Akan lebih mudah mengklasifikasikan oksida berdasarkan keasaman dan kebasaannya karena hampir semua oksida bersifat asam atau basa. Klasifikasi ini juga akan membantu pemahaman bab 9 yakni pembahasan asam dan basa dibahas.

Produk reaksi antara oksida dan air biasanya memiliki gugus hidroksi. Sebagaimana akan didiskusikan nanti, banyak oksida bersifat asam bahkan bila oksida-oksida ini tidak memiliki hidrogen. Dalam hal produk reaksi antara oksida asam dan air, hidrogen dari gugus hidroksi cenderung terdisosiasi menjadi proton. Jadi, asam yang mengandung hidrogen asam terikat pada oksigen disebut asam okso. Di pihak lain, produk reaksi antara oksida basa dan air dinamai dengan hidroksida yang mengandung gugus hidroksi yang cenderung terdisosiasi sebagai ion hidroksida OH¯.

Oksida logam alkali atau alkali tanah kurang lebih akan larut dalam air dan menunjukkan sifat basa. Natrium oksida Na₂O adalah cntoh khas oksida basa. Jadi,

Na₂O(s) + H₂O → 2Na⁺(aq) + 2OH¯(aq) (5.5)

(aq) menunjukkan bahwa spesi ini ada dalam larutan dalam air. Bahkan bila oksida ini sedikit larut dalam air, oksida ini tetap basa bila bereaksi dengan air.

Oksida unsur-unsur golongan 13 reaktif baik pada asam dan basa dan dinamai dengan oksida amfoter. Contoh yang terbaik adalah Al₂O₃.

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O (5.6)

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]₂ (5.7)

Sebagian besar oksida non logam bersifat asam. Kekuatan asamnya meningkat dari kiri ke kanan dalam satu periode dalam tabel periodik. Dengan kata lain, keasaman menjadi lebih kuat dengan meningkatnya sifat non logamnya. Sebagaimana unsur golongan 14, karbon memiliki dua oksida, CO dan CO₂, dan keasaman CO₂ lemah (H₂CO₃ adalah asam lemah). Oksida karbon berwujud gas tetapi oksida silikon dan unsur-unsur di bawahnya berwujud padat. SiO₂ tidak larut dalam air, tetapi oksida ini bersifat asam karena bereaksi dengan basa.

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O (5.8)

Sebaliknya, banyak oksida golongan 15 dan 16 larut dalam air. SO₃ dan P₄O₁₀ adalah oksida asam karena oksida ini bereaksi dengan air menghasilkan proton. Untuk unsur-unsur, ada beberapa oksida yang berkaitan dengan beberapa bilangan oksidasi. Ada dua oksida belerang dengan bilangan oksidasi +4 dan +6. Contoh khasnya adalah oksida nitrogen. Di Tabel 5.8, sederet oksida nitrogen dan hidridanya didaftarkan. Oksida-oksida ini akan didiskusikan lebih lanjut nanti.

Tabel 5.8 Bilangan oksidasi berbagai oksida nitrogen.

Bilangan oksidasi	Senyawa	Rumus Lewis
-3	Amonia
-2	Hidrazin
-1	Hidroksilamin
0	Nigtrogen
1	Dinitrogen oksida
2	Nitrogen oksida
3	Dinitrogen dioksida
4	Asam nitrat

Bila suatu unsur memiliki lebih dari satu oksida, oksida dengan bilangan oksidasi lebih tinggi memiliki keasaman yang lebih besar daripada yang berbilangan oksidasi lebih rendah. Untuk belerang, SO₂ (asam oksonya; H₂SO₃) adalah asam lemah tetapi SO₃ (H₂SO₄) adalah asam kuat. Keasaman oksida khlorin meningkat dengan urutan sebagai yang ditunjukkan berikut ini.

Cl₂O (HClO) <>2O₃ (HClO₂) <>2O₅ (HClO₃) <>2O₇ (HClO₄)

Keasaman Cl₂O (HClO) adalah asam sangat lemah sementara Cl₂O₇ (HClO₄) adalah asam kuat.

Tabel 5.9 memberikan oksida dengan bilangan oksidasi tertinggi diantara unsur golongan utama dan kepriodikan keasaman/kebasaan. Catat bahwa oksida amfoter terletak di sudut atas kiri ke sudut kanan bawah tabel periodik.

b. Keperiodikan sifat hidrida

Sebagian besar unsur golongan utama menghasilkan hidrida ketika bereaksi dengan hidrogen, tetapi kestabilan hidridanya bergantung pada letak unsur dalam tabel periodik. Hidrida unsur golongan 1 dan 2 yang elektropositif dan unsur golongan 16 dan 17 yang elektronegatif bersifat stabil, sementara hidrida golongan 13, 14, dan 15 unsur logam berat kadang sukar disintesis.

Tabel 5.9 Keasaman dan kebasaan oksida unsur golongan utama.

Hidrida unsur logam alkali dan logam alkali tanah adalah kristal tak berwarna, dan dengan elektrolisis lelehan hidrida akan dihasilkan hidrogen di anoda. Fakta ini menyarankan bahwa hidrida logam ini, misalnya natrium hidrida, ada sebagai Na⁺H¯, sebagai kristal mirip garam. Semua hidrida ini adalah basa kuat.

Beberapa unsur golongan 13 dan 14 memiliki lebih dari satu hidrida. Misalnya, hidrida karbon tidak hanya metana CH₄, tetapi juga karbena CH₂, walaupun sukar mengisolasi CH₂ sebab ketakstabilannya yang terlalu besar. Semua hidrida unsur golongan 14 termasuk metana adalah molekul kovalen. Dari kiri ke kanan dalam tabel periodik, karakter kovalen hidrida menurun dan karakter ioniknya meningkat. Ikatan O-H dalam air dan ikatan Cl-H dalam hidrogen khlorida, misalnya, dianggap polar, dan berdisosiasi di air menghasilkan H⁺. Sebaliknya, keasaman metana bisa diabaikan.

Umumnya hidrida unsur golongan utama adalah molekul, hidrida jenis ini memiliki titik didih dan titik lelh yang khas, dan menunjukkan keperiodikan. Namun, hidrida unsur periode 2 tidak terlalu berperilaku seperti itu. Misalnya, titik didihnya jauh lebih besar daripada hidrida unsur periode ke3 (gambar 5.5).

Karena titik didih hidrida unsur periode ke-3, dan selanjutnya, semakin tinggi dan menunjukkan keperiodikan, jelas sifat hidrida unsur periode ke-2 merupakan kekecualian. Dikenali dengan baik bahwa pembentukan ikatan hidrogen di hidrida unsur periode ke-2 merupakan alasan hal ini. Ikatan hidrogen terjadi dalam senyawa yang memiliki ikatan antara hidrogen dan unsur elektronegatif. Ikatan H-X terpolarisasi menjadi H⁺-X¯. Interaksi tarikan antara dipol yang terbentuk adalah gaya dorong ikatan hidrogen.

Sifat-sifat fisik seperti titik didih dan titik leleh sedikit banyak menunjukkan keperiodikan. Di antara unsur yang ada dalam golongan yang sama, keperiodikan ini kadang jelas. Misalnya, di antara halogen perubahan unsur dari gas menjadi cair, dan dari cair menjadi padat. Perubahan ini tidak harus seragam. Nitrogen adalah gas, tetapi fosfor dan unsur lain adalah padat. Jelas terlihat ada ketidakkontinyuan di sini.

Selingan-Pelopor yang tak terkenali

Hanya sedikit kimiawan yang tertarik pada keperiodikan unsur. Kimiawan Inggris John Alexandere Reina Newlands (1837-1898) adalah salah satu di antaranya. Sekitar tahun 1865, ia menyusun unsur menurut kenaikan massa atom 60 unsur yang saat itu telah dikenali, dan ia menyusunnya dalam tabel yang terdiri atas delapan baris dan enam kolom. Ia terkejut, ia mengamati bahwa unsur pertama dan ke-8 dan selanjutnya, ke-8 dan ke-15 memiliki sifat yang mirip. Dengan kata lain, unsur dengan sifat yang mirip akan muncul pada unsur ke-8. Kemunculan kemiripan setiap urutan ke-8 sangat mirip dengan yang ada dalam notasi musik. Ia mengumumkan penemuannya pada pertemuan ilmiah, dan menyebutnya dengan nama hukum oktaf. Ilmuwan Inggris pada waktu itu mengolok-oloknya, menanyakan padanya apa yang akan terjadi bila orang menyusun unsur dalam urutan alfabetis.

John Newlands (1837-1898)

Selama beberapa tahun Newlands diabaikan. Akhirnya di tahun 1887, lebih dari 10 tahun setelah penemuan Mendeleev dikenali, Chemical Society (Inggris) menganugerahinya hadiah.

Latihan mengenai keperiodikan sifat senyawa sederhana

1. Mengapa oksigen awalnya digunakan sebagai standar masa atom?

Jawab :

Karena oksigen dapat membentuk senyawa (oksida) dengan hampir semua unsur, kecuali beberapa gas mulia.

2. Sebutkan beberapa oksida yang memiliki nilai kalor pembentukan positif!

Jawab :

1. Oksida halogen
   
2. Gas mulia

3. Apakah definisi dari perioda, , ,? ?

Jawab :

Nomor perioda yang menunjukkan jumlah kulit yang menemoati banyaknya elektron yan terdapat dalam masing - masing unsur

4. Secara garis besar, golongan utama dibedakan menjadi...??jelaskan

Jawab :

Dibedakan menjadi 3 golongan..
a. Golongan I A (Alkali)
b. Golongan VIII (Halogen)
c. Golongan VIII (Gas Mulia)

5. Macam - macam golongan transisi adalah...? ?

Jawab :

1. Golongan Transisi luar dari golongan I B - VIII B
2. Golongan Transisi Dalam dari golongan Lantanida dan Aktanida

BAB 16

Sifat periodik unsur

a. Energi Ionisasi pertama

Bila unsur-unsur disusun sesuai dengan massa atomnya, sifat unsur atau senyawa menunjukkan keperiodikan, dan pengamatan ini berujung pada penemuan hukum periodik. Konfigurasi elektron unsur menentukan tidak hanya sifat kimia unsur tetapi juga sifat fisiknya. Keperiodikan jelas ditunjukkan sebab energi ionisasi atom secara langsung ditentukan oleh konfigurasi elektron. Energi ionisasi didefinisikan sebagai kalor reaksi yang dibutuhkan untuk mengeluarkan elektron dari atom netral.

b.Afinitas elektron dan keelektronegatifan

Afinitas elektron didefinisikan sebagai kalor reaksi saat elektron ditambahkan kepada atom netral gas, yakni dalam reaksi.

F(g) + e¯ → F¯(g) (5.2)

Nilai positif mengindikasikan reaksi eksoterm, negatif menunjukkan reaksi endoterm. Karena tidak terlalu banyak atom yang dapat ditambahi elektron pada fasa gas, data yang ada terbatas jumlahnya dibandingkan jumlah data untuk energi ionisasi. Tabel 5.6 menunjukkan bahwa afinitas elektron lebih besar untuk non logam daripada untuk logam.

Tabel 5.6 Afinitas elektron atom.

---

H	72,4	C	122,5	F	322,3
Li	59,	O	141,8	Cl	348,3
Na	54,0	P	72,4	Br	324,2
K	48,2	S	200,7	I	295,2

---

Besarnya kenegativan(elektron) yang didefinisikan dengan keelektronegatifan (Tabel 5.7), yang merupakan ukuran kemampuan atom mengikat elektron. Kimiawan dari Amerika Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) mendefinisikan keelektronegativan sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron.

Tabel 5.7 Keelektronegativitan unsur golongan utama elements (Pauling)

Pauling mendefinisikan perbedaan keelektronegativan antara dua atom A dan B sebagai perbedaan energi ikatan molekul diatomik AB, AA dan BB. Anggap D(A-B), D(A-A) dan D(B-B) adalah energi ikatan masing-masing untuk AB, AA dan BB. D(A-B) lebih besar daripada rata-rata geometri D(A-A) dan D(B-B). Hal ini karena molekul hetero-diatomik lebih stabil daripada molekul homo-diatomik karena kontribusi struktur ionik. Akibatnya, ∆(A-B), yang didefinisikan sebagai berikut, akan bernilai positif:

(A-B) = D(A-B) -√D(A-A)D(B-B) > 0 (5.3)

(A-B) akan lebih besar dengan membesarnya karakter ionik. Dengan menggunakan nilai ini, Pauling mendefinisikan keelektronegativan x sebagai ukuran atom menarik elektron.

|x_A -x_B|= √D(A-B) (5.4)

x_A dan x_B adalah keelektronegativan atom A dan B.

Apapun skala keelektronegativan yang dipilih, jelas bahwa keelektronegativan meningkat dari kiri ke kanan dan menurun dari atas ke bawah. Keelketroegativan sangat bermanfaat untuk memahami sifat kimia unsur.

Informasi lain yang bermanfaat dapat disimpulkan dari Tabel 5.7. Perbedaan keelektronegativan antara dua atom yang berikatan, walaupun hanya semi kuantitatif, berhubungan erat dengan sifat ikatan kimia seperti momen dipol dan energi ikatan..

Misalnya ada distribusi muatan yang tidak sama dalam ikatan A-B (x_A > x_B). Pasangan muatan positif dan negatif ±q yang dipisahkan dengan jarak r akan membentuk dipol (listrik).

Arah dipol dapat direpresentasikan dengan panah yang mengarah ke pusat muatan negatif dengan awal panah berpusat di pusat muatan positif. Besarnya dipol, rq, disebut momen dipol. Momen dipol adalah besaran vektor dan besarnya adalah µ dan memiliki arah.

Besarnya momen dipol dapat ditentukan dengan percobaan tetapi arahnya tidak dapat. Momen dipol suatu molekul (momen dipol molekul) adalah resultan vektor momen dipol ikatan-ikatan yang ada dalam molekul. Bila ada simetri dalam molekul, momen dipol ikatan yang besar dapat menghilangkan satu sama lain sehingga momen dipol molekul akan kecil atau bahkan nol.

c. Bilangan oksidasi atom

Terdapat hubungan yang jelas antara bilangan oksidasi (atau tingkat oksidasi) atom dan posisinya dalam tabel periodik. Bilangan oksidasi atom dalam senyawa kovalen didefinisikan sebagai muatan imajiner atom yang akan dimiliki bila elektron yang digunakan bersama dibagi sama rata antara atom yang berikatan (kalau atom yang berikatan sama) atau diserahkan semua ke atom yang lebih kuat daya tariknya (kalau yang berikatan atom yang berbeda).

(1) UNSUR GOLONGAN UTAMA

Untuk unsur golongan utama, bilangan oksidasi dalam banyak kasus adalah jumlah elektron yang akan dilepas atau diterima untuk mencapai konfigurasi elektron penuh, ns²np⁶ (kecuali untuk periode pertama) atau konfigurasi elektron nd¹⁰ (gambar 5.2).

Hal ini jelas untuk unsur-unsur periode yang rendah yang merupakan anggota golongan 1, 2 dan 13-18. Untuk periode yang lebih besar, kecenderungannya memiliki bilangan oksidasi yang berhubungan dengan konfigurasi elektron dengan elektron ns dipertahankan dan elektron np akan dilepas. Misalnya, timah Sn dan timbal Pb, keduanya golongan 14, memiliki bilangan oksidasi +2 dengan melepas elektron np² tetapi mempertahankan elektron ns², selain bilangan oksidasi +4. Alasan yang sama dapat digunakan untuk adanya fakta bahwa fosfor P dan bismut Bi, keduanya golongan 15 dengan konfigurasi elektron ns²np³, memilki bilangan oksidasi +3 dan +5.

Umumnya, pentingnya bilangan oksidasi dengan elektron ns² dipertahankan akan menjadi semakin penting untuk periode yang lebih besar. Untuk senyawa nitrogen dan fosfor, bilangan oksidasi +5 dominan, sementara untuk bismut yang dominan adalah +3 dan bilangan oksidasi +5 agak jarang.

Unsur logam dan semilogam (silikon Si atau germanium Ge) jarang memiliki nilai bilangan oksidasi negatif, tetapi bagi non logam fenomena ini umum dijumpai. Dalam hidrida nitrogen dan fosfor, NH₃ dan PH₃, bilangan oksidasi N dan P adalah–3. Semakin tinggi periode unsur, unsur akan kehilangan sifat ini dan bismut Bi tidak memiliki bilangan oksidasi negatif. Di antara unsur golongan 16, bilangan oksidasi-2 dominan seperti dalam kasus oksigen O. Kecenderungan ini lagi-lagi akan menurun untuk unsur-unsur di periode lebih tinggi. Misalkan oksigen hanya memiliki bilangan oksidasi negatif, tetapi S memiliki bilangan oksidasi positif seperti +4 dan +6 yang juga signifikan.

(2) UNSUR TRANSISI

Walaupun unsur transisi memiliki beberapa bilangan oksidasi, keteraturan dapat dikenali. Bilangan oksidasi tertinggi atom yang memiliki lima elektron yakni jumlah orbital d berkaitan dengan keadaan saat semua elektron d (selain elektron s) dikeluarkan. Jadi, dalam kasus skandium dengan konfigurasi elektron (n-1)d¹ns², bilangan oksidasinya 3. Mangan dengan konfigurasi (n-1)d⁵ns², akan berbilangan oksidasi maksimum +7.

Bila jumlah elektron d melebihi 5, situasinya berubah. Untuk besi Fe dengan konfigurasi elektron (n-1)d⁶ns², bilangan oksidasi utamanya adalah +2 dan +3. Sangat jarang ditemui bilangan oksidasi +6. Bilangan oksidasi tertinggi sejumlah logam transisi penting seperti kobal Co, Nikel Ni, tembaga Cu dan zink Zn lebih rendah dari bilangan oksidasi atom yang kehilangan semua elektron (n–1)d dan ns-nya. Di antara unsur-unsur yang ada dalam golongan yang sama, semakin tinggi bilangan oksidasi semakin penting untuk unsur-unsur pada periode yang lebih besar.

d. Ukuran atom dan ion

Ketika Meyer memplotkan volume atom yang didefinisikan sebagai volume 1 mol unsur tertentu (mass atomik/kerapatan) terhadap nomor atom dia mendapatkan plot yang berbentuk gigi gergaji. Hal ini jelas merupakan bukti bahwa volume atom menunjukkan keperiodikan. Karena agak sukar menentukan volume atom semua unsur dengan standar yang identik, korelasi ini tetap kualitatif. Namun, kontribusi Meyer dalam menarik perhatian adanya keperiodikan ukuran atom pantas dicatat.

Masih tetap ada beberapa tafsir ganda bila anda ingin menentukan ukuran atom sebab awan elektron tidak memiliki batas yang jelas. Untuk ukuran atom logam, kita dapat menentukan jari-jari atom dengan membagi dua jarak antar atom yang diukur dengan analisis difraksi sinar-X. Harus dinyatakan bahwa nilai ini bergantung pada bentuk kristal (misalnya kisi kubus sederhana atau kubus berpusat muka, dsb.)dan hal ini akan menghasilkan tafsir ganda itu. Masalah yang sama ada juga dalam penentuan jari-jari ionik yang ditentukan dengan analisis difraksi sinar-X kristal ion.

Keperiodikan umum yang terlihat di gambar 5.3 yang menunjukkan kecenderungan jari-jari atom dan ion. Misalnya, jari-jari kation unsur seperiode akan menurun dengan meningkatnya nomor atom. Hal ini logis karena muatan inti yang semakin besar akan menarik elektron lebih kuat. Untuk jari-jari ionik, semakin besar periodenya, semakin besar jari-jari ionnya.

Latihan mengenai sifat periodik unsur

1. Apakah definisi dari energi ionisasi?

Jawab

Energi ionisasi adalah kalor reaksi yang dibutuhkan untuk mengeluarkan elektron dari atom netral.

2. Apakah definisi dari afinitas elektron?

Jawab

Afinitas elektron adalah kalor reaksi saat elektron ditambahkan kepada atom netral gas.

3. Siapakah kimiawan kimia yang mendefinisikan keelektronegativan sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron?

Jawab

Kimiawan dari Amerika Robert Sanderson Mulliken (1896-1986).

4. Apakah definisi dari momen dipol suatu molekul?
Jawab

Momen dipol suatu molekul (momen dipol molekul) adalah resultan vektor momen dipol ikatan-ikatan yang ada dalam molekul.

5. Apakah definisi dari bilangan oksidasi atom dalam senyawa kovalen?
Jawab

Bilangan oksidasi atom dalam senyawa kovalen didefinisikan sebagai muatan imajiner atom yang akan dimiliki bila elektron yang digunakan bersama dibagi sama rata antara atom yang berikatan (kalau atom yang berikatan sama) atau diserahkan semua ke atom yang lebih kuat daya tariknya (kalau yang berikatan atom yang berbeda).

Materi ini dibuat oleh Kukuh .W Dias Utami

BAB 15

TABEL PERIODIK

Sejarah

Tabel periodik pada mulanya diciptakan tanpa mengetahui struktur dalam atom jika unsur-unsur diurutkan berdasarkan massa atom lalu dibuat grafik yang menggambarkan hubungan antara beberapa sifat tertentu dan massa atom unsur-unsur tersebut, akan terlihat suatu perulangan atau periodisitas sifat-sifat tadi sebagai fungsi dari massa atom. Orang pertama yang mengenali keteraturan tersebut adalah ahli kimia Jerman, yaitu Johann Wolfgang Döbereiner, yang pada tahun1829 memperhatikan adanya beberapa triade unsur-unsur yang hampir sama.

Beberapa triade
Unsur	Massa atom	Kepadatan
Klorin	35,5	0,00156 g/cm3
Bromin	79,9	0,00312 g/cm3
Iodin	126,9	0,00495 g/cm3
Kalsium	40,1	1,55 g/cm3
Stronsium	87,6	2,6 g/cm3
Barium	137	3,5 g/cm3

Temuan ini kemudian diikuti oleh ahli kimia Inggris, yaitu John Alexander Reina Newlands, yang pada tahun 1865 memperhatikan bahwa unsur-unsur yang bersifat mirip ini berulang dalam interval delapan, yang ia persamakan dengan oktaf musik, meskipun hukum oktaf-nya diejek oleh rekan sejawatnya. Akhirnya, pada tahun 1869, ahli kimia Jerman Lothar Meyer dan ahli kimia Rusia Dmitry Ivanovich Mendeleyev hampir secara bersamaan mengembangkan tabel periodik pertama, mengurutkan unsur-unsur berdasarkan massanya. Akan tetapi, Mendeleyev meletakkan beberapa unsur menyimpang dari aturan urutan massa agar unsur-unsur tersebut cocok dengan sifat-sifat tetangganya dalam tabel, membetulkan kesalahan beberapa nilai massa atom, dan meramalkan keberadaan dan sifat-sifat beberapa unsur baru dalam sel-sel kosong di tabelnya. Keputusan Mendeleyev itu belakangan terbukti benar dengan ditemukannya struktur elektronik unsur-unsur pada akhir abad ke-19 dan abad ke-20.

PENGERTIAN TABEL PERIODIK

Tabel periodik unsur-unsur kimia adalah tampilan unsur-unsur kimia dalam bentuk tabel. Unsur-unsur tersebut diatur berdasarkan struktur elektronnya sehingga sifat kimia unsur-unsur tersebut berubah-ubah secara teratur sepanjang tabel. Setiap unsur didaftarkan berdasarkan nomor atom dan lambang unsurnya.Tabel periodik standar memberikan informasi dasar mengenai suatu unsur.

GOLONGAN

Kolom dalam tabel periodik disebut golongan. Ada 18 golongan dalam tabel periodik baku. Unsur-unsur yang segolongan mempunyai konfigurasi elektron valensi yang mirip, sehingga mempunyai sifat yang mirip pula. Ada tiga sistem pemberian nomor golongan. Sistem pertama memakai angka Arab dan dua sistem lainnya memakai angka Romawi. Nama dengan angka Romawi adalah nama golongan yang asli tradisional. Nama dengan angka Arab adalah sistem tatanama baru yang disarankan oleh International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC).

Penjelasan struktur tabel periodik

Jumlah kulit elektron yang dimiliki sebuah atom menentukan periode atom tersebut. Setiap kulit memiliki beberapa subkulit, yang terisi menurut urutan berikut ini, seiring dengan bertambahnya nomor atom:

1s
2s           2p
3s           3p
4s        3d 4p
5s        4d 5p
6s     4f 5d 6p
7s     5f 6d 7p
8s  5g 6f 7d 8p
...

Berdasarkan hal inilah struktur tabel disusun. Karena elektron terluar menentukan sifat kimia suatu unsur, unsur-unsur yang segolongan umumnya mempunyai sifat kimia yang mirip. Unsur-unsur segolongan yang berdekatan mempunyai sifat fisika yang mirip, meskipun massa mereka jauh berbeda. Unsur-unsur seperiode yang berdekatan mempunyai massa yang hampir sama, tetapi sifat yang berbeda.

Sebagai contoh, dalam periode kedua, yang berdekatan dengan Nitrogen (N) adalah Karbon (C) dan Oksigen (O). Meskipun massa unsur-unsur tersebut hampir sama (massanya hanya selisih beberapa satuan massa atom), mereka mempunyai sifat yang jauh berbeda, sebagaimana bisa dilihat dengan melihat alotrop mereka: oksigen diatomik adalahgas yang dapat terbakar, nitrogen diatomik adalah gas yang tak dapat terbakar, dan karbon adalah zat padat yang dapat terbakar (ya, berlian pun dapat terbakar!).

Sebaliknya, yang berdekatan dengan unsur Klorin (Cl) di tabel periodik, dalam golongan Halogen, adalah Fluorin (F) dan Bromin (Br). Meskipun massa unsur-unsur tersebut jauh berbeda, alotropnya mempunyai sifat yang sangat mirip: Semuanya bersifat sangat korosif (yakni mudah bercampur dengan logam membentuk garam logam halida) klorin dan fluorin adalah gas, sementara bromin adalah cairan bertitik didih yang rendah; sedikitnya, klorin dan bromin sangat berwarna.

Latihan mengenai Tabel Periodik

1. Jelaskan definisi/pengertian dari Tabel Periodik!

Jawab

Tabel periodik unsur-unsur kimia adalah tampilan unsur-unsur kimia dalam bentuk tabel. Unsur-unsur tersebut diatur berdasarkan struktur elektronnya sehingga unsur-unsur tersebut berubah-ubah secara teratur sepanjang tabel. Setiap sifat kimia unsur didaftarkan berdasarkan nomor atom danlambang unsurnya.

2. Siapakah orang petama yamg menemukan sistem keteraturan dalam sistem tebel periodik unsur?

Jawab

Orang pertama yang mengenali keteraturan tersebut adalah ahli kimia Jerman, yaitu Johann Wolfgang Döbereiner, yang pada tahun 1829.

3. Hal apakah yang menentukan setiap unsur dalam Tabel Sistem Periodik Unsur(SPU)?

Jawab
Setiap unsur ditentukan berdasarkan nomor atom dan lambang unsurnya.

4. Dalam sistem periodik ditemukan unsur-unsur yang bersifat mirip berulang dalam interval delapan yang dipersamakan dengan oktaf musik, yang kemudian disebut dengan hukum oktaf. Siapakah yang menemukan hukum oktaf tersebut?

Jawab
Hukum oktaf tersebut ditemukan oleh seorang ahli kimia Inggris, yaitu John Alexander Reina Newlands pada tahun 1865.

5. Ada berapakah cara pemberian nomor dalam suatu golongan? Sebutkan!

Jawab

1. Angka Arab
2. Angka Romawi
3. Yang terbaru adalah sistem IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry)

Materi ini dibuat oleh Kukuh .W Dias Utami

Diskusi 1 , Bab : Model Atom

1. Martin - 051
Apakah benar Thomson telah menemukan muatan positif..??

Jawab :

iya !! Karena pada definisi Thomson telah menjelaskan . Bahwa, atom berupa bola padat bermuatan positif yang dinetralkan dengan muatan - muatan negatif.

2. feri - 001
Jelaskan mengapa inti atom dikatakan tidak stabil...??

Jawab :

Karene inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif.

3. Bayu - 008
Mengapa atom dikatakan ruang kosong...??

Jawab :

Karena sebagian ruang atom adalah ruang kosong.

4. Fatur - 055
Pada Model Atom Rutherford, mengapa inti atom tidak jatuh pada inti..??

Jawab :

Karena atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua partikel alfa diteruskan.

5. Teguh - 023
Dari Atom ke empat tersebut, manakah yang paling mendekati benar...??

Jawab :

Yang paling mendekati benar adalah Model Atom Bohr.
Karena Neils Bohr telah memperbaiki kegagalan Atom Rutherford melalui percobaannya tentang spektrum Atom Hidrogen.

Senyawa organik

Senyawa organik adalah golongan besar senyawa kimia yang molekulnya mengandung karbon, kecuali karbida, karbonat, dan oksida karbon.

Studi mengenai senyawaan organik disebut kimia organik. Banyak di antara senyawaan organik, seperti protein, lemak, dan karbohidrat, merupakan komponen penting dalam biokimia.

Di antara beberapa golongan senyawaan organik adalah :

a. senyawa alifatik, rantai karbon yang dapat diubah gugus fungsinya;

b. hidrokarbon aromatik, senyawaan yang mengandung paling tidak satu cincin benzena;

c. senyawa heterosiklik yang mencakup atom-atom nonkarbon dalam struktur cincinnya;

d. polimer, molekul rantai panjang gugus berulang.

Pembeda antara kimia organik dan anorganik adalah ada/tidaknya ikatan karbon-hidrogen. Sehingga, asam karbonat termasuk anorganik, sedangkan asam format, asam lemak pertama, organik.

Nama "organik" merujuk pada sejarahnya, pada abad ke-19, yang dipercaya bahwa senyawa organik hanya bisa dibuat/disintesis dalam tubuh organisme melalui vis vitalis - life-force.

Kebanyakan senyawaan kimia murni dibuat secara artifisial.

Latihan Soal :

1. Sebutkan golongan senyawa organik.

Jawab :

a. senyawa alifatik,

b. hidrokarbon aromatik,

c. senyawa heterosiklik

d. polimer.

2. Jelaskan perbedaan organik dengan non organik.

Jawab :

Senyawa organik : Kebanyakan berasal dari makhluk hidup dan beberapa dari hasil sintesis, mudah terbakar,Strukturnya lebih rumit,Semua senyawa organik mengandung unsur karbon,Hanya dapat larut dalam pelarut organik,CH4, C2H5OH, C₂H₆ dsb.

Senyawa Nonorganik : Berasal dari sumber daya alam mineral ( bukan makhluk hidup),Tidak mudah terbakar,Struktur sederhana,Tidak semua senyawa anorganik yang memiliki unsur karbon,Dapat larut dalam pelarut air atau organik,NaF, NaCl, NaBr, NaI dsb.

3. Sebutkan garis besar pemisah antara senyawa organik dengan nonorganik.

Jawab :

1. jumlah senyawa organic jauh lebih banyak daripada senyawa anorganik

2. semua senyawa organic mengandung atom karbon, yang mempunyai keunikan dalam hal kemampuannya membentuk rantai dengan sesama atom karbon, dan mempunyai sifat-sifat khas.

4. siapakah yang berhasil membuat urea(senyawa organik) dan amonium sianat (senyawa nonorganik)..??

Jawab :

Dengan keberhasilan Friederich Wohler dalam membuat urea (senyawa organic) dari amonium sianat ( senyawa Anorganik ) pada tahun 1828.

5. Apakah yang dimaksud dengan senyawa organik...??

Jawab :

Senyawa organik adalah golongan besar senyawa kimia yang molekulnya mengandung karbon, kecuali karbida, karbonat, dan oksida karbon.

Materi Senyawa organik di buat oleh : Diah Utami (41609010045)

Sruktur Senyawa Karbon

Struktur senyawa karbon

a. Keisomeran karena atom karbon asimetrik, keisomeran optik

Sebelum ada teori valensi, kimiawan/fisiologis Perancis Louis Pasteur (1822-1895) telah mengenali pengaruh struktur molekul individual pada sifat gabungan molekul. Ia berhasil memisahkan asam rasemat tartarat (sebenarnya garam natrium amonium) menjadi (+) dan (-) berdasarkan arah muka hemihedral kristalnya (1848).

Kedua senyawa memiliki sifat fisika (misalnya titik leleh) dan kimia yang sama, tetapi ada perbedaan dalam sifat optik dalam larutan masing-masing senyawa. Keduanya memutar bidang polarisasi cahaya, dengan kata lain mempunyai keaktifan optik. Rotasi jenis kedua senyawa, yang mengkur kekuatan rotasi kedua senyawa, memiliki nilai absolut yang sama, namun tandanya berlawanan. Karena molekul berada bebas dalam larutan, perbedaan ini tidak dapat dijelaskan karena perbedaan struktur kristal. Sayangnya waktu itu, walaupun teori atom sudah ada, teori valensi belum ada. Dengan kondisi seperti ini Pasteur tidak dapat menjelaskan penemuannya.

Di tahun 1860-an, kimiawan Jerman Johannes Adolf Wislicenus (1835-1902) menemukan bahwa dua jenis asam laktat yang diketahui waktu itu keduanya adalah asam α-hidroksipropanoat CH₃CH(OH)COOH, bukan asam β- hidroksipropanoat HOCH₂CH₂COOH. Ia lebih lanjut menyarankan bahwa konsep baru untuk stereoisomer harus dibuat untuk menjelaskna fenomena ini. Konse baru ini menyatakan bahwa kedua senyawa yang memiliki rumus struktur yang sama dalam dua dimensu dapat menjadi stereoisomer bila susunan atom-atomnya di ruang berbeda.

Di tahun 1874, van’t Hoff dan Le Bel secara independen mengusulkan teori atom karbon tetrahedral. Menurut teori ini, kedua asam laktat yang dapat digambarkan di Gambar 4.4. Salah satu asam laktat adalah bayangan cermin asam laktat satunya. Dengan kata lain, hubungan kedua senyawa seperti hubungan tangan kanan dan tangan kiri, dan oleh karena itu disebut dengan antipoda atau enantiomer. Berkat teori van’t Hoff dan Le Bel, bidang kimia baru, stereokimia, berkembang dengan cepat.

(+)-asam laktat (-)-lactic acid

Gambar Stereoisomer asam laktat.
Kedua isomer atau antipoda, berhubungan layaknya tangan kanan dan kiri

Pada atom karbon pusat di asam laktat, empat atom atau gigus yang berbeda terikat. Atom karbon semacam ini disebut dengan atom karbon asimetrik. Umumnya, jumlah stereoisomer akan sebanyak 2n, n adalah jumlah atom karbon asimetrik. Asam tartarat memiliki dua atom karbon asimetrik. Namun, karena keberadaan simetri molekul, jumlah stereoisomernya kurang dari 2n, dan lagi salah satu stereoisomer secara optik tidak aktif (Gambar 4.5). Semua fenomena ini dapat secara konsisten dijelaskan dengan teori atom karbon tetrahedral.

(+)-asam tartarat (-)-asam tartarat meso-asam tartarat

Gambar Stereoisomer asam tartarat(+)-asam tartarat dan (-)-asam tartarat membentuk pasangan enantiomer.

Namun karena adanya simetri, meso-asam tartarat secara optik tidak aktif.

b. Isomer geometri

Van’t Hoff menjelaskan keisomeran asam fumarat dan maleat karena batasan rotasi di ikatan ganda, suatu penjelasan yang berbeda dengan untuk keisomeran optik. Isomer jenis ini disebut dengan isomer geometri. Dalam bentuk trans subtituennya (dalam kasus asam fumarat dan maleat, gugus karboksil) terletak di sisi yang berbeda dari ikatan rangkap, sementara dalam isomer cis-nya subtituennya terletak di sisi yang sama.

Dari dua isomer yang diisoasi, van’t Hoff menamai isomer yang mudah melepaskan air menjadi anhidrida maleat isomer cis sebab dalam isomer cis kedua gugus karboksi dekat satu sama lain. Dengan pemanasan sampai 300 °C, asam fuarat berubah menjadi anhidrida maleat. Hal ini cukup logis karena prosesnya harus melibatkan isomerisasi cis-trans yang merupakan proses dengan galangan energi yang cukup tinggi (Gambar 4.6)．

Karena beberapa pasangan isomer geometri telah diketahui, teori isomer geometri memberikan dukunagn yang baik bagi teori struktural van’t Hoff.

asam fumarat asam maleat anhidrida maleat

Gambar Isomer geometri asam maleat (bentuk cis) mempunyai dua gugus karboksil yang dekat, dan mudah melepas air menjadi anhidrida (anhidrida maleat).

Struktur benzen

Struktur benzen menjadi enigma beberapa tahun. Di tahun 1865, Kekulé mengusulkan struktur siklik planar dengan tiga ikatan tunggal dan tiga ikatan ganda yang terhubungkan secara bergantian. Strukturnya disebut dengan struktur Kekulé. Bukti struktur semacam ini datang dari jumlah isomer benzen tersubstitusi. Dengan struktur Kekulé, akan ada tiga isomer kresol, yakni, o, m- dan p-kresol (Gambar 4.7).

Struktur Kekulé tidak dapat menyelesaikan semua masalah yang berkaitan dengan struktur benzene. Bila benzene memiliki struktur seperti yang diusulkan Kekulé, akan ada dua isomer okresol, yang tidak diamati. Kekulé mempostulatkan bahwa ada kesetimbangan cepat, yang disebut dengan resonansi antara kedua struktur. Istilah resonansi kemudian digunakan dalam mekanika kuantum.

d. Struktur etana: analisis konformasional

Teori atom karbon tetrahedral dan struktur benzene memberikan fondasi teori struktur senyawa organik. Namun, van’t Hoff dan kimiawan lain mengenali bahwa masih ada masalah yang tersisa dan tidak dapat dijelaskan dengan teori karbon tetrahedral. Masalah itu adalah keisomeran yang disebabkan oleh adanya rotasi di sekitar ikatan tunggal.

Bila rotasi di sekitar ikatan C-C dalam 1,2-dikhloroetana CH₂ClCH₂Cl terbatas sebagaimana dalam kasus asam fumarat dan maleat, maka akan didapati banyak sekali isomer. Walaupun van’t Hoff awalnya menganggap adanya kemungkinan seperti itu, ia akhirnya menyimpulkan bahwa rotasinya bebas (rotasi bebas) karena tidak didapati isomer rotasional akibat batasan rotasi tersebut. Ia menambahkan bahwa struktur yang diamati adalah rata-rata dari semua struktur yang mungkin.

Di tahun 1930-an dibuktikan dengan teori dan percobaan bahwa rotasi di sekitar ikatan tunggal tidak sepenuhnya bebas. Dalam kasus etana, tolakan antara atom hidrogen yang terikat di atom karbon dekatnya akan membentuk halangan bagi rotasi bebas, dan besarnya tolakan akan bervariasi ketika rotasi tersebut berlangsung. Gambar 4.8(a) adalah proyeksi Newman etana, dan Gambar 4.8(b) adalah plot energi-sudut torsi.

Gambar 4.8 Analisis konformasional.

Dalam gambar (a) (proyeksi Newman), Anda dapat melihat molekul di arah ikatan C-C. Atom karbon depan dinyatakan dengan titik potong tiga garis pendek (masing-masing mewakili ikatan CH) sementara lingkaran mewakili arom karbon yang belakang. Keseluruhan gambar akan berkaitan dengan proyeksi molekul di dinding di belakangnya. Demi kesederhanaan atom hidrogennya tidak digambarkan (b) Bila sudut orsinya 0°, 120°, 240° dan 360°, bagian belakang molekul “berimpitan” eclipsed dengan bagian depan. Bila anda menggambarkan proyeksi Newman dengan tepat berimpit, anda sama sekali tidak dapat melihat bagian belakang. Secara konvensi, bagian belakang diputar sedikit agar dapat dilihat.

Bila sudut rotasi (sudut torsi) 0°, 60°, 120° dan 180°, energi molekul kalau tidak maksimum akan minimum. Struktur (konformasi) dengan sudut torsi 0° atau 120° disebut dengan bentuk eklips, dan konformasi dengan sudut torsi 60°atau 180° disebut bentuk staggered. Studi perubahan >struktur molekular yang diakibatkan oleh rotasi di sekitar ikatan tunggal disebut dengan analisis konformasional. Analisis ini telah berkembang sejak tahun 1950-an hingga kini.

Analisis konformasional butana CH₃CH₂CH₂CH₃ atas rotasi di sekitar ikatan C-C pusat, mengungkapkan bahwa ada dua bentuk staggered. Bentuk trans, dengan dua gugus metil terminal di sisi yang berlawanan, berenergi 0,7 kkal mol^–1 lebih rendah (lebih stabil) daripada isomer gauche yang dua gugus metilnya berdekatan.

Hasil ini dapat diperluas ke senyawa-senyawa semacam pentana dan heksana yang memiliki lingkungan metilena tambahan, dan akhirnya pada poloetilena yang dibentuk oleh sejumlah besar metilen yang terikat. Dalam semua analisis ini, struktur trans, yakni struktur zig zag, adalah yang paling stabil. Namun, ini hanya benar dalam larutan. Untuk wujud padatnya faktor lain harus ikut diperhatikan.

Sebagai rangkuman, struktur senyawa karbon terutama ditentukan oleh keadaan hibridisasi atom karbon yang terlibat. Bila banyak konformasi dimungkinkan oleh adanya rotasi di sekitar ikatan tunggal, konformasi yang paling stabil akan dipilih.

Bila molekulnya memiliki sisi polar, faktor lain mungkin akan terlibat. Interaksi tarik menarik antara sisi positif dan negatif akan mengakibatkan struktur dengan halangan sterik terbesar lebih stabil. Dalam kasus asam salisilat, ikatan hidrogen antara gugus hidroksi dan karboksi akan membuat struktur yang lebih rapat lebih stabil.

Sebagai kesimpulan, struktur senyawa karbon dapat dijelaskan dengan cukup baik bila berbagai faktor dipertimbangkan.

Latihan Soal :

1. Gliseraldehida Gambarkan perspektif gliseraldehida OHCCHOHCH₂OH, gula paling sederhana, seperti cara yang ditunjukkan pada gambar 4.4.

Jawab :

Catat ada banyak cara lain untuk menggambarkannya.

2. Gambarkan rumus struktur semua isomer dikhloroetilena C₂H₂Cl₂.

Jawab :

Dua atom khlorin dapat terikat pada atom karbon yang sama, atau pada atom karbon yang

berbeda. Dan pada kasus yang kedua akan ada isomer geometri.

3. Analisis konformasional 1,2-dikhloroetana

Lakukan analisis konformasional 1,2-dikhloroetan dengan memutar di sekitar ikatan C-C dan menggambarkan proyeksi Newman.

Jawab:

4. Apakah yang dimaksud dengan atom karbon asimetrik..??

Jawab :

Pada atom karbon pusat di asam laktat, empat atom atau gigus yang berbeda terikat. Atom karbon semacam ini disebut dengan atom karbon asimetrik.

5. Mengapa kedua senyawa memiliki keaktifan optik..??

Jawab :

Karena Kedua senyawa memiliki sifat fisika (misalnya titik leleh) dan kimia yang sama, tetapi ada perbedaan dalam sifat optik dalam larutan masing-masing senyawa. Keduanya memutar bidang polarisasi cahaya, dengan kata lain mempunyai keaktifan optik.

Struktur Molekul

Struktur molekul sederhana

Ikatan ionik dibentuk oleh tarikan elekrostatik antara kation dan anion. Karena medan listrik suatu ion bersimetri bola, ikatan ion tidak memiliki karakter arah. Sebaliknya, ikatan kovalen dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehingga orbital atom dapat mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah. Jadi bentuk molekul ditentukan oleh sudut dua ikatan, yang kemudian ditentukan oleh orbital atom yang terlibat dalam ikatan.

Paparan di atas adalah pembahasan umum struktur molekul. Struktur molekul sederhana dapat disimpulkan dari pertimbangan sterekimia sederhana yang akan dijelaskan sebagai berikut:

A. Teori tolakan pasangan elektron valensi

Di tahuan 1940, Sidgwick mengusulkan teori yang disebut dengan Teori tolakan pasangan elektron valensi [valence shell electron pair repulsion (VSEPR)], yang karena sifat kualitatifnya sangat mudah dipahami. Teorinya sangat cocok untuk mempredksi struktur senyawa berjenis XY_m. Menurut teori ini, jumlah pasangan elektron menentukan penyusunan pasangan-pasangan elektron di sekitar atom pusat molekul. Terdapat gaya tolak elektrostatik antara dua pasangan elektron yang cenderung menolak orbital atom sejauh mungkin satu sama lain. Karena pasangan elektron menempati orbital atom, pasangan elektron bebas juga mempunyai dampak yang sama dengan pasangan elektron ikatan. Dengan kata lain, pasangan elektron bebas dan pasangan elektron ikatan juga tolak menolak sejauh mungkin.

1.SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT DIVALEN

Menurut teori VSEPR, dua pasangan elektron yang dimiliki atom pusat divalen akan terpisah sejauh mungkin bila sudut ikatannya 180°. Dengan kata lain, molekulnya akan memiliki struktur linear. Faktanya, berilium khlorida BeCl₂, dengan atom pusat divalen, adalah molekul linear . Seperti akan didiskusikan kemudian, beberapa senyawa seperti karbon dioksida O=C=O dan alena H₂C=C=CH₂ juga linear seolah memiliki atom pusat divalen.

2.SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TRIVALEN

Bila teori VSEPR berlaku juga untuk senyawa dengan atom pusat trivalen seperti boron trikhlorida BCl₃, sudut ikatan ∠Cl-B-Cl akan bernilai 120° dengan emapt atom itu berada dalam bidang yang sama. Struktur trigonal planar juga diamati di timah khlorida, SnCl₃. Catat juga bahwa struktur segitiga juga diamati di etilena H₂C=CH₂, ion nitrat NO₃ dan sulfur dioksida SO₂.

3.SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TETRAVALEN

Teori karbon tetrahedral diusulkan oleh kimiawan Belanda Jacobus Henricus van’t Hoff (1852-1911) dan kimiawan Perancis Joseph Achille Le Bel (1847-1930), yang menyempurnakan teorinya hampir pada saat yang bersamaan. Kesimpulan yang sama juga dapat secara otomatis didapatkan dari teori VSEPR. Misalnya untuk metana, struktur yang akan memiliki tolakan antar pasangan elektron yang minimal didapatkan untuk geometri tetrahedron dengan sudut 109,5°, yang jelas lebih besar dari bujur sangakar yang bersudut 90°. Menariknya ion amonium NH₄⁺ dengan atom nitrogen sebagai atom pusat juga tetrahedral seperti metana. Bila pasangan elektron bebas juga dihitung, atom nitrogen dari amonia NH₃ dan atom oksigen dalam air H₂O juga dapat dianggap

tetravalen. Namun di molekul-molekul ini tidak didapat tetrahedral sempurna, sudut ikatan ∠HNH adalah 106° dan ∠H-O-H adalah 104,5°. Fakta ini menyarankan hubungan kualitatif berikut.

Kekuatan relatif tolakan

Pasangan elektron bebas (PEB)-PEB > PEB- Pasangan elektron ikatan (PEI) > PEI-PEI Beberapa ion poliatomik semacam SO₄^2- dan SO₃^2- juga memiliki struktur tetrahedral.

4.SENYAWA DENGAN VALENSI LEBIH TINGGI DARI EMPAT

Struktur senyawa dengan atom pusat memiliki valensi lebih besar dari empat juga dapat dijelaskan dengan teori VSEPR. Senyawa pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Senyawa khas jenis ini adalah fosfor pentakhlorida PCl₅. Senyawa dengan atom pusat heksavalen berstruktur oktahedral, yang identik dengan bujur sangkar bipiramid. Contoh yang baik adalah belerang heksafluorida SF₆. Dalam kasus senyawa heptavalen, situasinya sama dan strukturnya adalah pentagonal bipiramid.

Ketika menggunakan teori ini, dalam senyawa yang strukturnya ditentukan pasangan elektron bebas harus diikutsertakan sebagai bagian pasangan elekron yang menentukan struktur. Misalnya untuk IF₅ dan ICl₄ hal ini sangat penting. Di Gambar 4.1 ditunjukkan beberapa struktur senyawa khas.

(c) segitiga bipiramid PCl₅; (d) oktahedron SF₆.

B. Hibridisasi orbital atom

Diharapkan bahwa berilium khlorida BeCl₂ dan timah (II) khlorida SnCl₂ akan memiliki struktur yang mirip karena memiliki rumus molekul yang mirip. Namun, ternyata senyawa pertama berstruktur linear sedang yang kedua bengkok. Hal ini dapat dijelaskan dengan perbedaan orbital atom yang digunakan. Bila elektron-elektron mengisi orbital atom mengikuti prinsip Aufbau, elektron akan mengisi orbital atom yang berenergi terendah. Dua elektron diizinkan mengisi satu orbital. Menurut prinsip Pauli, tidak ada elektron yang memiliki satu set bilangan kuantum yang tepat sama (Bab 2.4 (d)). Masalah yang timbul adalah akan diletakkan di mana elektron ke-empat atom karbon. Telah ditetapkan bahwa konfigurasi elektron terendah atom adalah konfigurasi dengan jumlah elektron tak berpasangan maksimum dan masih tetap diizinkan oleh aturan Pauli dalam set orbital dengan energi yang sama (dalam kasus karbon adalah tiga orbital 2p). Dalam kasus ini awalnya semua elektron akan memiliki bilangan kuantum spin yang sama (yakni, +1/2 atau -1/2) (Gambar 4.2).

Berilium adalah atom dengan dua elektron valensi dan konfigurasi elektron (1s²2s²). Agar berilium membentuk ikatan sebagai atom divalen, orbital 2s dan 2p harus membentuk pasangan orbital terhibridisasi sp. Karena kedua orbital hibrida sp membentuk sudut ikatan 180°, BeCl₂ dengan demikian linear.

Mirip dengan itu, boron yang memiliki tiga elektron valensi dan konfigurasi elektron 1s²2s²2p¹; atau secara sederhana ditulis 1s²2s²2p. Untuk membentuk ikatan dengan valensi tiga, konfigurasi elektronnya harus (1s²2s2p_x2p_y). Satu orbital 2s dan dua orbital 2p akan membentuk orbital terhibridisasi sp². Karena sudut ikatan antara dua orbital hibrida sp² adalah 120°, BCl₃ berstruktur segitiga.

Dalam kasus senyawa karbon, strukturnya dijelaskan dengan mengasumsikan empat orbital sp³ ekuivalen terbentuk dari satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Atom karbon memiliki empat elektron valensi, dan konfigurasi elektronnya adalah 1s²2s²2p², dan untuk membentuk atom tetravalen, konfigurasi elektronnya harus berubah menjadi (1s²2s2p_x2p_y2p_z). Dengan hibridisasi, empat orbital hibrida sp³ yang ekuivalen akan terbentuk. Sudut ikatan yang dibuat oleh dua orbital hibrida sp³ adalah 109,5° (sudut tetrahedral). Inilah alasan mengapa metana berstruktur tetrahedral.

Untuk kasus senyawa nitrogen, amonia NH₃ misalnya, empat dari lima elektron valensi atom nitrogen akan menempati empat orbital hibrida sp³ seperti ditunjukkan di Gambar 4.3. Satu elektron valensi yang tersisa akan menempati satu orbital hibrida yang telah diisi satu elektron. Jadi spin elektron kedua ini harus berlawanan dengan spin elekron pertama. Akibatnya atom nitrogen akan trivalen dengan satu pasangan elektron bebas.

Dalam kasus fosfor, ada dua kasus. Dalam satu kasus atom fosfornya trivalen dengan satu pasang elektron bebas seperti nitrogen, dan di satu kasus lain fosfornya pentavalen dengan orbital hibrida dsp³. Fosfor pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Ion kompleks dengan ion nikel atau kobal sebagai atom pusat berkoordinasi enam dengan struktur oktahedral.

Sebagaimana didiskusikan di atas, baik teori VSEPR maupun hibridisasi orbital atom akan memberikan kesimpulan struktur molekul dan ion yang sama. Walaupun teori VSEPR hanya bergantung pada tolakan antar pasangan elektron, dan teori hibridisasi memberikan justifikasi teoritisnya.

LATIHAN

1. Apakah definisi dari struktur molekul?

Jawab

Stuktur molekul adalah ikatan ionik dibentuk oleh tarikan elekrostatik antara kation dan anion. Karena medan listrik suatu ion bersimetri bola, ikatan ion tidak memiliki karakter arah. Sebaliknya, ikatan kovalen dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehingga orbital atom dapat mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah. Jadi bentuk molekul ditentukan oleh sudut dua ikatan, yang kemudian ditentukan oleh orbital atom yang terlibat dalam ikatan.

2. Dibentuk dari apakah ikatan ionik dan ikatn kovalen itu?
Jawab

• Ikatan ionik dibentuk oleh tarikan elekrostatik antara kation dan anion.
  

• Ikatan kovalen dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehingga orbital atom dapat mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah.

3. Siapakah yang mencetuskan teori karbon tetrahedral?

Jawab

Teori karbon tetravalen dicetuskan oleh seorang kimiawan Belanda bernama Jacobus Henricus van’t Hoff (18521911) dan kimiawan Perancis Joseph Achille Le Bel (1847-1930).

4. Siapakah Sidgwick itu?
Jawab

Sidgwick adalah seorang yang mencetuskan teori tolakan pasangan elektron valensi.

5.Apakah yang dimaksud dengan Berilium?

Jawab

Berilium adalah atom dengan dua valensi dan konfigurasi elektron.

Jenis ikatan kimia

Ikatan kimia dapat dibagi menjadi 3 jenis, yaitu:

1. Ikatan logam

Setelah penemuan elektron, daya hantar logam yang tinggi dijelaskan dengan menggunakan model elektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan elektron yang bebas bergerak dalam logam. Namun, hal ini tidak lebih dari model. Dengan kemajuan mekanika kuantum, sekitar tahun 1930, teori MO yang mirip dengan yang digunakan dalam molekul hidrogen digunakan untuk masalah kristal logam.

Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai energi diskontinyu, dan situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom. Namun, dengan meingkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak, celah energi dari teori MO menjadi lebih sempit, dan akhirnya perbedaan antar tingkat-tingkat energi menjadi dapat diabaikan. Akibatnya banyak tingkat energi akan bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu. Teori ini disebut dengan teori pita.

Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita yang baik (Gambar 3.8). Elektron yang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan akibatnya terlokalisasi di orbital-orbital tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian bawah Gambar 3.8. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpang tindih dan bercampur satu dengan yang lain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian, sehingga elektron-elektron ini secara terus menerus dipercepat oleh medan listrik menghasilkan arus listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor.

Bila orbital-orbital valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapat digerakkan oleh medan listrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong di atasnya. Hal inilah yang terjadi dalam isolator.

2. Ikatan hidrogen

Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF memiliki titik didih dan titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida lain (gambar 3.9) adalah bahwa HF ada dalam bentuk polimer. Alasan tepatnya tidak begitu jelas untuk kurun waktu yang panjang. Di awal tahunh 1920-an, dengan jelas diperlihatkan bahwa polimer terbentuk antara dua atom flourin yang mengapit atom hidrogen.

Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga merupakan masalah yang sangat menarik. Di awal tahun 1930-an, ditunjukkan bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapit hidrogen seperti dalam kasus HF (gambar 3.9). Kemudian diketahui bahwa ikatan jenis ini umum didapatkan dan disebut dengan ikatan hidrogen.

Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada atom elektronegatif seperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa organik dengan gugus hidroksi -OH atau gugus amino -NH₂ relatif lebih larut dalam air disebabkan karena pembentukan ikatan hidrogen dengan molekul air. Dimerisasi asam karboksilat seperti asama asetat CH₃COOH juga merupakan contoh yang sangat baik adanya ikatan hidrogen.

3.Ikatan Van der Waals

Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan yang tak seragam dalam molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen). Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekul menjadi cair atau padat. Namun, molekul non polar semacam metana CH₄, hidrogen H₂ atau He (molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah, mungkin juga dipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya agreagasi antar molekul-molekul ini.. Gaya semacam ini disebut dengan gaya antarmolekul.

Ikatan hidrogen yang didiskusikan di atas adalah salah satu jenis gaya antarmolekul. Gaya antarmolekul khas untuk molekul non polar adalah gaya van der Waals. Asal usul gaya ini adalah distribusi muatan yang sesaat tidak seragam (dipol sesaat) yang disebabkan oleh fluktuasi awan elektron di sekitar inti. Dalam kondisi yang sama, semakin banyak jumlah elektron dalam molekul semakin mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan tersebar luas. Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipol akan terinduksi ketika awan elektron mempolarisasi sedemikian sehingga menstabilkan yang bermuatan berlawanan. Dengan gaya van der Waals suatu sistem akan terstabilkan sebesar 1 kkal mol^-1. Bandingkan harga ini dengan nilai stabilisasi yang dicapai dengan pembentukan ikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol^-1). Kimiawan kini sangat tertarik dengan supramolekul yang terbentuk dengan agregasi molekul dengan gaya antarmolekul.

Latihan

1. Kekuatan ikatan ion

Energi interaksi antara dua muatan listrik Q1 dan Q2 (keduanya adalah bilangan bulat positif atau negatif) yang dipisahkan dengan jarak r (nm) adalah E = 2,31×10^-19 Q1Q2/r (J nm). Hitung energi interaksi untuk kasus: (1) interaksi antara Na⁺ dan Cl^– dengan r = 0,276 nm; (2) interaksi antara Mg²⁺ dan O^2- dengan r = 0,25 nm.

Jawab

(1) E = 2,31 x 10^-19 (+1)(-1)/(0,276) = -8,37 x 10^-19 (J); atau untuk per mol,
(2) E = 2,31×10^-19 (+2)(-2)/(0,205) = -4,51 x 10^-18 (J); atau per mol,

E(mol) = -8,37 x 10^-19 x 6,022 x 10²³ J = 5,04 x 10⁵ J = 504,0 kJ.

E(mol) = -4,51 x 10^-18 x 6,022 x 10²³ J = 2,71 x 10⁵ J = 271,0 kJ

Alasan mengapa yang kedua lebih besar adalah lebih besarnya muatan ion dan kedua karena jarak antar ionnya lebih pendek.

2. Kepolaran ikatan

Besarnya kepolaran ikatan, yakni besarnya distribusi pasangan elektron yang tidak merata, ditentukan oleh perbedaan ke-elektronegativan dua atom yang membentuk ikatan. Susuanlah ikatan-ikatan berikut berdasarkan kenaikan kepolarannya. Anda dapat menggunakan Tabel 5.7 untuk melihat nilai keelektronegativannya.

H-H, O-H, Cl-H, S-H, F-H

Jawab

H-H <>

3. Rumus struktur Lewis

Dengan mengikuti aturan oktet, tuliskan rumus struktur Lewis senyawa-senyawa berikut:

(a) hidrogen fluorida HF (b) nitrogen N₂ (c) metana CH₄ (d) karbon tetrafluorida CF₄ (e) kation nitrosil NO⁺ (f) ion karbonat CO₃^2- (g) asetaldehida HCHO

Jawab

4. Ada berapa jeniskah ikatan kimia itu? Sebutkan!

Jawab

Ada 3 jenis ikatan kimia, yaitu:

1. Ikatan logam
2. Ikatan hidroogen
3. Ikatan Van der Waals

5. Apakah yang dimaksud dengan gaya antar molekul?

Jawab

Gaya antar molekul adalah perubahan molekul menjadi cair atau padat karena distribusi muatan yang tidak seragam dalam molekul atau polaritas molekul.

Teori Kuantum Ikatan Kimia

Teori kuantum ikatan kimia

a. Metoda Heitler dan London

teori Bohr, walaupun merupakan model revolusioner, namun gagal menjelaskna mengapa atom membentuk ikatan. Teori Lewis-Langmuir tentang ikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal memberikan jawaban pada pertanyaan fundamental mengapa atom membentuk ikatan, atau mengapa molekul lebih stabil daripada dua atom yang membentuknya.

Masalah ini diselesaikan dengan menggunakan mekanika kuantum (mekanika gelombang). Segera setelah mekanika kuantum dikenalkan, fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawan Jerman/Amerika Fritz London (1900-1954) berhasil menjelaskan pembentukan molekul hidrogen dengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen dengan pendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron (gambar 3.5(a)). Mereka menghitung energi sistem sebagai fungsi jarak antar atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalam yang berkaitan dengan energi minimum yang diamati dalam percobaan (yakni pada jarak ikatan) tidak dihasilkan. Mereka mengambil pendekatan lain: mereka menganggap sistem dengan elektron yang posisinya dipertukarkan (gambar 3.5(b)), dan menghitung ulang dengan asumsi bahwa dua sistem harus menyumbang sama pada pembentukan ikatan. Mereka mendapatkan kemungkinan pembentukan ikatan meningkat, dan hasil yang sama dengan hasil percobaan diperoleh.

Dua keadaan di gambar 3.5 disebut “beresonansi”. Perbedaan energi antara plot (a) dan (b) disebut energi resonansi. Enerhi di gambar 3.6(d) adalah energi untuk keadaan dengan spin dua elektronnya sejajar. Dalam keadaan ini, tolakannya dominan, yang akan mendestabilkan ikatan, yakni keadaan antibonding. Metoda Heitler dan London adalah yang pertama berhasil menjelaskan dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metoda ini memiliki potensi untuk menjelaskan tidak hanya ikatan yang terbentuk dalam molekul hidroegn, tetapi ikatan kimia secara umum.

b. Pendekatan ikatan valensi

Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila dua atom hidrogen dalam keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain, fungsi gelombang sistemnya adalah 1s₁(1)1s₂(2) (yang berkaitan dengan keadaan dengan elektron 1 berkaitan dengan proton 1 dan elektron 2 berhubungan dengan proton 2 sebagaimana diperlihtakna di gambar 3.5(a) (atau 1s₁(2)1s₂(1) yang berkaitan dengan keadaan dimana elektron 2 terikat di proton 1 dan elektron 1 berikatan dengan proton 2 sebagaimana diperlihatkan gambar 3.5(b)). Bila dua proton mendekat, menjadi sukar untuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini, sistemnya dapat didekati dengan mudah kombinasi linear dua fungsi gelombang. Jadi,

Ψ₊ = N₊［1s₁(1)1s₂(2) +1s₁(2)1s₂(1)］ (3.1)

Ψ_-= N_-［1s₁(1)1s₂(2) – 1s₁(2)1s₂(1)］ (3.2)

dengan N₊ dan N- adalah konstanta yang menormalisasi fungsi gelombangnya. Dengan menyelesaikan persamaan ini, akan diperoleh nilai eigen E₊ dan E- yang berkaitan dengan gambar. 3.6(a) dan 3.6(b).

Metoda yang dipaparkan di atas disebut dengan metoda ikatan valensi (valence-bond/VB). Premis metoda VB adalah molekul dapat diungkapkan dengan fungsi-fungsi gelombang atom yang menyusun molekul. Bila dua elektron digunakan bersama oleh dua inti atom, dan spin kedua elektronnya antiparalel, ikatan yang stabil akan terbentuk.

Pendekatan orbital molekul

Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ilmuwan Amerika termasuk John Clarke Slater (1900-1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994). Namun, kini metoda orbital molekul (molecular orbital, MO) jauh lebih populer. Konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudah dengan mempelajari molekul tersederhana, ion molekul H₂^+.

(-h²/8π²m)∇²Ψ + VΨ = EΨ (2.21)

maka,

(-h²/8π²m)∇²Ψ +e²/4πε₀［(-1/r₁) -(1/r₂) + (1/R)］Ψ = EΨ (3.3)

Fungsi gelombang sistem ini didapatkan dengan mensubstitusi potensialnya kedalam persamaan 2.21. Bila elektronnya di sekitar inti 1, pengaruh inti 2 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 1. Demikian pula, bila elektronnya di sekitar inti 2, pengaruh inti 1 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 2.

Kemudian kombinasi linear dua fungsi gelombang 1s dikenalkan sebagai orbital molekul pendekatan bagi orbital molekul H₂. Untuk setiap elektron 1 dan 2, orbital berikut didapatkan.

φ₊(1) = a[1s₁(1) + 1s₂(1)]

φ₊(2) = a[1s₁(2) + 1s₂(2)] (3.4)

Orbital untuk molekul hidrogen haruslah merupakan hasilkali kedua orbital atom ini.

Jadi,

Ψ₊(1, 2) = φ₊(1)･φ₊(2) = a[1s₁(1) + 1s₂(1)] x a[1s₁(2) + 1s₂(2)]

= a2[1s₁(1) 1s₁(2) + 1s₁(1) 1s₂(2) + 1s₁(2)1s₂(1) + 1s₂(1) 1s₂(2)] (3.5)

Orbital ini melingkupi seluruh molekul, dan disebut dengan fungsi orbital molekul, atau secara singkat orbital molekul. Seperti juga, orbital satu elektron untuk atom disebut dengan fungsi orbital atom atau secara singkat orbital atom. Metoda untuk memberikan pendekatan orbital molekul dengan melakukan kombinasi linear orbital atom disebut dengan kombinasi linear orbital atom (linear combination of atomic orbital, LCAO).

Latihan Soal :

metoda VB dan MO

1. Perbedaan metoda VB dan MO terletak dalam hal seberapa luas kita memperhatikan keadaan elektronik molekulnya. Carilah perbedaan ini dengan membandingkan persamaan 3.1 dan 3.5.

Jawab :

Kecuali konstanta, suku kedua dan ketiga dalam persamaan 3.5 identik dengan dua suku di persamaan 3.1. Keadaan elektronik yang dideskripsikan oleh suku-suku ini adalah keadaan molekul sebab setiap elektron dimiliki oleh orbital yang berbeda. Di pihak lain, suku pertama dan keempat persamaan 3.5 meakili keadaan ionik molekul H⁺ – H^– sebab kedua elekktron mengisi orbital atom yang sama. Persamaan 3.1 tidak memiliki suku-suku ini, Jadi, teori MO mempertimbangkan keadaan ionik sementara metoda VN tidak.

2. Apakah yang dikemukakan oleh Lewis-Langmuir..??
Jawab :

Yang dikemukakan adalah Teori Lewis-Langmuir tentang ikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal memberikan jawaban pada pertanyaan fundamental mengapa atom membentuk ikatan, atau mengapa molekul lebih stabil daripada dua atom yang membentuknya.

3. Apakah yang dihitung oleh Walter Heitler dan Fritz...???

Jawab :

fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawan Jerman/Amerika Fritz London (1900-1954) berhasil menjelaskan pembentukan molekul hidrogen dengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen dengan pendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron. Mereka menghitung energi sistem sebagai fungsi jarak antar atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalam yang berkaitan dengan energi minimum yang diamati dalam percobaan (yakni pada jarak ikatan) tidak dihasilkan.

4. Jelaskan tentang Metoda Orbital Molekul...??

Jawab :

kini metoda orbital molekul (molecular orbital, MO) jauh lebih populer. Konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudah dengan mempelajari molekul tersederhana, ion molekul H₂^+.

(-h²/8π²m)∇²Ψ + VΨ = EΨ (2.21)

maka,

(-h²/8π²m)∇²Ψ +e²/4πε₀［(-1/r₁) -(1/r₂) + (1/R)］Ψ = EΨ

5. Jelaskan tentang metode Heitler dan London...???
Jawab :

Metoda Heitler dan London adalah yang pertama berhasil menjelaskan dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metoda ini memiliki potensi untuk menjelaskan tidak hanya ikatan yang terbentuk dalam molekul hidroegn, tetapi ikatan kimia secara umum.