Gunung es. Es, air dan uap air adalah satu benda tiga wajah. Ketiganya adalah H2O. Jika ketiganya tersusun atas molekul yang sama,

Transkripsi

1 Gunung es. Es, air dan uap air adalah satu benda tiga wajah. Ketiganya adalah H2O. Jika ketiganya tersusun atas molekul yang sama, mengapa es terapung di air? Tahukah kalian, hal itu berhubungan dengan ikatan dan struktur molekulnya. Kalian akan menemukan keajaibankeajaiban yang lain dengan mempelajari ikatan kimia dan struktur molekul 1

2 BAB 2 IKATAN KIMIA Standar Kompetensi 1. Memahami struktur atom untuk meramalkan sifat-sifat periodik unsur, struktur molekul, dan sifat sifat senyawa Kompetensi Dasar : 1.2 Menjelaskan teori jumlah pasangan elektron di sekitar inti atom dan teori hibridisasi untuk meramalkan bentuk molekul 1.3 Menjelaskan interaksi antar molekul (gaya antar molekul) dengan sifatnya Indikator Meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori jumlah pasangan elektron di sekitar inti atom (Valence Shell Electron Pair Repulsion = VSEPR) Meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori hibridisasi (Valence Bond Theory = VBT) Menjelaskan sifat-sifat fisik berdasarkan interaksi antar molekul (gaya london, gaya van der waals dan ikatan hidrogen) 2

3 Apersepsi Setelah mempelajari kimia dan nama-nama kimia mungkin kalian tidak asing dengan H2O dan NaCl. Keduanya dapat dijumpai dalam kehidupan sehari-hari. Namun pernahkah kalian bertanya, saat kita mengambil sesendok air dari segelas air, apa yang terjadi dengan H2O? Apakah H2O pecah? Atau dimana sebenarnya molekul-molekul H2O? Seperti apa sebenarnya H2O itu? Benarkah hanya seperti tiga bola yang saling berhimpit? Tapi berhimpit di sebelah mana? Bagaimana NaCl memasuki H2O untuk sebuah proses yang disebut larut? Di kelas X telah dipelajari tentang ikatan kimia. Bagaimana atom-atom saling bergabung. Kalian juga sudah mempelajari bagaimana struktur Lewis dari setiap ikatan yang dibentuk. Tetapi tentu saja, itu hanya gambaran sederhana yang belum dapat menjawab pertanyaanpertanyaan di atas, karena sesungguhnya kita telah mengabaikan bentuk tiga dimensinya yang sangat menakjubkan. Dalam molekul, setiap atom, pasangan elektron ikatan, dan pasangan elektron bebas saling berinteraksi, tidak hanya dalam bidang yang datar tetapi juga dalam dimensi ruang. Mereka memiliki jarak ikatan dan sudut ikatan yang ditentukan berdasarkan sifatnya masing-masing. Jarak dan sudut ikatan inlah yang akan menentukan bentuk molekul yang lebih mendekati kenyataan. Tidak cukup hanya bentuk molekulnya saja, untuk mempelajari sifat-sifat yang lebih nampak kita harus mengetahui bagaimana setiap molekul itu berinteraksi baik molekul-molekul dari senyawa yang sama maupun dengan dengan molekul yang berbeda. Bentuk Molekul Saat kita berfikir tentang bentuk molekul, tentu kita harus berfikir lebih real. Kita harus membayangkan posisi setiap atom relatif terhadap yang lain di dalam sebuah ruangan tiga dimensi. Ya, tiga dimensi. Sebab tubuh kita juga tersusun atas molekul dan kita memiliki ruang tidak hanya sebuah gambar di atas kertas. Bekal pemahaman struktur Lewis yang telah kalian miliki tentu saja sangat berguna untuk memperkirakan bentuk molekul yang lebih kompleks. Kalian masih ingat struktur Lewis bukan? Cobalah mengingatnya lagi karena salah satu cara untuk meramalkan bentuk molekul adalah dengan menggunakan data jumlah elektron ikatan dan non ikatan. 3

4 Teori VSEPR Struktur Lewis yang kita kenal masih terbatas pada dua dimensi. Padahal, sifat-sifat molekul sangat berhubungan dengan bentuk molekulnya secara utuh. Semua obat yang kita minum, aroma yang kita hirup, cita rasa makanan yang kita cicipi sangat tergantung pada bagaimana sebuah molekul bersesuaian secara fisik dengan lainnya. Untuk itulah kita perlu mempelajari lebih jauh bentuk molekul tiga dmensinya. Untuk mengubah struktur Lewis yang kita kenal ke dalam bentuk molekulnya digunakan teori VSEPR (Valence Shell Elektron Pair Repulsion = tolakan pasangan elektron kulit valensi ). Namanya panjang, ya? Tapi teori ini sebenarnya hanya ingin mengatakan bahwa setiap kelompok elektron valensi (masih ingat bukan, yang digunakan utnuk menulis struktur lewis adalah elektron valensi) di sekitar atom pusat menempatkan diri sejauh mungkin satu dengan yang lainnya untuk meminimalkan tolakan. Kelompok elektron valensi ini dapat berupa ikatan tunggal, rangkap dua, rangkap tiga, pasangan elektron bebas, atau elektron tak berpasangan. Setiap kelompok elektron ini saling bertolakan secara bebas dalam suatu ruangan hingga mencapai posisi sejauh mungkin. Berdasarkan struktur lewis kalian tahu bahwa atom pusat dapat ditempeli dua, tiga, empat, lima atau enam kelompok elektron valensi. Jadi ada lima bentuk dasar yang mungkin. Kalian dapat melihatnya dalam tabel berikut, dan perlu kalian ingat bentuk yang ada di dalam tabel ini adalah bentuk ideal yang memiliki sudut ikatan yang ideal pula. Sudut ikatan adalah sudut yang dibentuk antara atom pusat dan dua inti atom yang mengelilinginya. Tabel. Bentuk bentuk Molekul Ideal dan Sudut Ikatannya 4

5 No Bentuk molekul Sudut ikatan o No Bentuk molekul Sudut ikatan 2 Linear 120 o o dan 90 o Trigonal planar 3 109,5 o 5 Trigonal bipiramid 90 o Tetrahedral oktahedral (Gambar diambil dari: oracle education foundation homepage) Bentuk-bentuk di atas terjadi bila semua kelompok electron valensi digunakan utnuk berikatan, tetapi jika terdapat satu atau lebih yang tidak berikatan maka akan terjadi perubahan. Perlu kalian ketahui, pasangan electron bebas memerlukan ruangan yang lebih besar daripada electron ikatan. Oleh karena itu, urutan kekuatan gaya tolak-menolak pasangan-pasangan elektron adalah sebagai berikut : gaya tolak menolak PEB PEB > gaya tolak menolak PEB PEI > gaya tolak menolak PEI PEI. (PEB : pasangan elektron bebas, PEI : pasangan elektron ikatan). Posisi pasangan-pasangan elektron ikatan menetapkan arah ikatan kovalen sehingga menentukan bentuk molekul. Sedangkan pasangan-pasangan elektron bebas karena mempunyai gaya tolak menolak yang lebih besar daripada pasangan-pasangan elektron ikatan 5

6 maka akan mendorong pasangan-pasangan elektron ikatan lebih dekat sama lain sehingga molekulnya berbentuk polihectral tak beraturan. Untuk menunjukkan banyaknya pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas di sekitar atom pusat dalam molekul kovalen digunakan notasi VSEPR, yaitu atom pusat diberi lambang A, pasangan elektron ikatan diberi lambang X dan pasangan elektron bebas diberi lambang E. Untuk menentukan notasi VSEPR dapat dibantu dengan struktur Lewis. Tabel. Bentuk-bentuk Molekul Menurut Teori VSEPR No Jumlah kelompok elektron valensi Jumlah pasangan elektron bebas Notasi VSEPR Bentuk molekul Contoh senyawa AX2 Linear CS2, X A X AX3 Trigonal X planar X A X HCN, BeF2 SO3, BF3, NO3, CO AX2E Bentuk V SO2, PbCl2, SnBr2, O AX4 tetrahedral CH4, SiCl4, SO4 2, ClO AX3E Trigonal piramidal NH3, PF3, ClO3, H3O + 6

7 6 4 2 AX2E2 Bentuk V H2O, OF2, SCl AX5 Trigonal bipiramid PF5, AsF5, SOF AX4E Jungkatjungkit SF4, XeO2F2, IF4 +, IO2F AX3E2 Bentuk T ClF3, BrF AX2E3 linear XeF2, I3, IF AX6 oktahedral SF6, IOF AX5E Segiempat piramidal BrF5, TeF5, XeOF4 7

8 AX4E2 Segiempat planar XeF4, ICl4 (Sumber: Silberberg, 2003; Sumber Gambar: Perhatikan contoh berikut! 1. Bentuk molekul CH4 Pertama kita harus menggambar struktur lewis untuk CH4 Valensi C = 4 Valensi H = 4 x 1 Jumlah elektron = 8 Jadi Molekul CH4 mempunyai struktur Lewis sebagai berikut : H H C 0 0 H 0 0 H Jumlah kelompok elektron valensi = 4, jumlah elektron tak berpasangan = 0 Notasi VSEPR adalah AX4 Bentuk molekul CH4 adalah tetrahedral Gambar 1.8. Bentuk Molekul CH4 2. Bentuk molekul H2O 8

9 Dengan menghitung masing-masing elektron valensinya, kita dapat menetapkan struktur lewis H2O, yaitu Jumlah kelompok elektron valensi = 4, jumlah elektron tak berpasangan = 2 Notasi VSPER : AX2E2 Bentuk Molekul : planar huruf V 3. Bentuk molekul PCl5 Molekul PCl5mempunyai struktur lewis Gambar 1.9. Bentuk Molekul H2O Jumlah kelompok elektron valensi = 5, jumlah elektron tak berpasangan = 0 Notasi VSPER : AX5 Bentuk Molekul : trigonal bipiramid 4. Bentuk molekul I3 Molekul I3 mempunyai struktur lewis Jumlah kelompok elektron valensi = 5, jumlah elektron tak berpasangan = 3 Notasi VSPER : AX2E3 Bentuk Molekul : linear Pahami Kimia Dengan menggunakan teori tolakan pasangan elektron kulit valensi (teori VSEPR) ramalkan bentuk molekul berikut. 9

10 1. BCl3 2. CCL4 3. PBr3 4. SF6 5. H2S (No. atom B = 5, C = 6, P = 15, S = 16, Cl = 17, Br = 35, H = 1). Teori Ikatan Valensi (Valence Bond Theory) Model molekul yang diberikan VSEPR di atas tetap masih memiliki keterbatasan, yaitu belum dapat diterangkan dengan baik dari interaksi orbital molekul. Model ini belum dapat memberikan penjelasan tentang sifat magnetik dan spektral yang dimiliki oleh senyawa, juga kekuatan ikatan kovalen. Untuk pertanyaan tentang bentuk molekul yang didasarkan pada orbital atom, teori ikatan valensi (Valence Bond Theory = VBT) merupakan jawaban yang tepat. Inti dari teori VB ini adalah ikatan kovalen terbentuk bila orbital dari dua atom bertumpang tindih (overlap) dan digunakan oleh pasangan elektron yang memiliki kemungkinan paling besar bertempat di antara dua inti atom. Ada tiga hal yang perlu menjadi perhatian dalam VB, yaitu: 1. arah putar yang berlawanan dari pasangan elektron. Kapasitas ruang untuk dua elektron akan maksimum jika arah putaran mereka berlawanan. Jadi jika dua atom H membentuk ikatan menjadi H2, maka arah putar elektron 1s mereka berlawanan. 2. semakin besar daerah tumpang tindih yang digunakan untuk ikatan, semakin stabil ikatannya. Tumpang tindih yang terjadi akan maksimum jika berada pada orbital dengan arah yang sama 3. orbital-orbital molekul dapat bergabung membentuk orbital yang baru untuk mendapatkan ikatan yang lebih stabil. Proses penggabungan ini disebut sebagai hibridisasi, dan orbital atom yang baru disebut orbital hibrida (Silberberg, 2003) Bagaimana penerapannya dalam ikatan dan bentuk molekul? Seperti halnya VSEPR, ada lima bentuk dasar hibridisasi dan bentuk molekul yang terjadi berhubungan erat dengan teori VSEPR. 1. hibridisasi sp 10

11 hibridisasi ini terjadi jika satu orbital s bergabung dengan satu orbital p membentuk orbital baru yang disebut orbital sp. Karena ada dua orbital hibrida, ikatan yang terbentuk ada dua. bergabung 2sp 2sp 2s Atom Be terisolasi Atom Be terhibridisasi Oleh karena itu, bentuk molekulnya menjadi linear contoh, molekul BeCl2. Be adalah atom pusat dari molekul ini. Orbital valensi Be, 2s, bergabung dengan salah satu dari ketiga orbital. Hasilnya terbentuk orbital hibrida sp. Orbital ini kemudian bertumpang tindih dengan orbital 3p dari Cl. Gambar. Diagram pembentukan orbital hibrida sp pada Be 11

12 2. hibridisasi sp 2 Orbital hibrida sp 2 terbentuk bila satu orbital s dan dua orbital p bergabung. Hibridisasi sp 2 menghasilkan tiga orbital yang setara, oleh karena itu akan terbentuk molekul dengan bentuk segitiga datar. Gambar. Diagram pembentukan orbital hibrida sp 2. Contoh, untuk membentuk tiga ikatan yang setara dengan F, orbital 2s pada B bergabung dengan membentuk orbital hibrida sp 2. orbital inilah yang diguankan utnuk bertumpang tindih dengan orbital p dari F 2s bergabung 2sp 2 2sp 2 2sp 2 Atom B terisolasi Atom B terhibridisasi Gambar. Diagram pembentukan orbital hibrida sp 2 pada B 12

13 3. hibridisasi sp 3 Bila satu orbital s dan tiga orbital p bergabung akan terbentuk empat orbital hibrida sp 3 yang setara. Molekul yang terjadi akan memiliki bentuk dasar tetrahedral. Gambar. Diagram pembentukan orbital hibrida sp 3. Jika semua orbital ini digunakan untuk berikatan, akan terbentuk molekul yang tetrahedral ideal. Jika salah satu digunakan untuk pasangan elektron bebas, akan terbentuk segitiga piramidal dan jika dua akan terjadi bentuk T Contoh, atom C menggabungkan orbital 2s dengan 3p untuk membentuk empat orbital sp 3 yang setara. bergabung 2sp 3 2sp 3 2sp 3 2sp 3 2s Atom C terisolasi Atom C terhibridisasi Gambar. Diagram pembentukan orbital hibrida sp 3 pada C 13

14 Perhatikan perbedaannya dengan orbital hibrida sp 3 pada O. Dua orbital telah berisi pasangan elektron sehingga kesempatan untuk mengadakan ikatan hanya dua. Molekul akan berbentuk V bergabung 2sp 3 2sp 3 2sp 3 2sp 3 2s Atom O terisolasi Atom O terhibridisasi Gambar. Diagram pembentukan orbital hibrida sp 3 pada O 4. hibridisasi sp 3 d Hibridisasi ini terjadi saat satu orbital s, tiga orbital p dan satu orbital d bergabung dan membentuk lima orbital hibrida yang setara. Karena melibatkan orbital d maka hanya terjadi pada molekul dengan atom pusat berasal dari perioda 3 atau lebih tinggi. Sebagaimana orbital hibrida sp 3, orbital-orbital hibrida sp 3 d juga tidak harus digunakan seluruhnya. Bentuk molekul yang terjadi setara dengan VSEPR, yaitu trigonal bipiramid, jungkat-jungkit, bentuk T, dan linear tergantung pada jumlah elektron yang terikat dan pasangan elektron sunyi bergabung sp 3 d sp 3 d sp 3 d sp 3 d sp 3 d 2s Atom P terisolasi 14 Atom P terhibridisasi

15 Gambar. Diagram pembentukan orbital hibrida sp 3 d pada P 5. hibridisasi sp 3 d 2 Hibridisasi ini terjadi saat satu orbital s, tiga orbital p dan dua orbital d bergabung dan membentuk enam orbital hibrida yang setara. Sebagaimana orbital hibrida sp 3 d, orbital-orbital hibrida sp 3 d juga tidak harus digunakan seluruhnya. Bentuk molekul yang terjadi setara dengan VSEPR, yaitu okta hedral, segiempat piramid, dan segiempat datar tergantung pada jumlah elektron yang terikat dan pasangan elektron sunyi bergabung sp 3 d 2 sp 3 d 2 sp 3 d 2 sp 3 d 2 sp 3 d 2 sp 3 d 2 2s Atom S terisolasi Atom S terhibridisasi Gambar. Diagram pembentukan orbital hibrida sp 3 d 2 pada S Pahami Kimia 1. tentukan orbital hibrida dan bentuk molekul dari senyawa: a. SF4 b. SiCl4 c. XeF4 15

16 Gaya Antar Molekul 1. Gaya tarik antar Dipol Sesaat dipol Terinduksi (Gaya London) Dalam uraian terdahulu diketahui bahwa pada molekul non polar tidak terdapat dipoldipol atau dipol-dipol saling meniadakan. Hal ini disebabkan penyebaran awan elektron simetris. Yang tergolong molekul non polar yaitu molekul monoatom gas-gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), molekul dwi atom yang terdiri atas atom logam sejenis seperti molekul H2, O2, N2, Cl2 dan sebagainya serta molekul poliatom dimana atom pusat tidak terdapat pasangan elektron bebas (PEB) seperti CH4, CO2, CS2, BCl3, PCl5, SF6 dan sebagainya. Pada molekul-molekul non polar dapat terjadi gaya tarik menarik antara dua kutub positif dan negative antar dua molekul. Terjadinya gaya tarik menarik ini dapat dijelaskan sebagai berikut. Misalnya atom-atom gas mulia (Neon) karena penyebaran elektronnya simetris maka tidak mempunyai dipol. Tetapi elektron di sekeliling inti atom Ne senantiasa bergerak sehingga suatu saat penyebaran elektron menjadi tidak simetris akibatnya terbentuk dipol sesaat pada atom Ne. Dipol sesaat ini dapat berpindah-pindah setiap waktu karena elektron selalu dalam keadaan bergerak. Bila atom Ne ini mendekati atom Ne yang lain maka dipol atom Ne pertama akan mengubah penyebaran elektron di sekitar inti atom Ne kedua karena terjadi tolak menolak elektron-elektron pada kedua atom, akibatnya terbentuk dipol induksi pada atom Ne kedua. Kemudian kutub positif dipol atom pertama mendekati kutup negativ dipol atom kedua dan kedua atom terjadi tarik menarik. Mekanisme terbentuknya dipol induksi pada atom Ne dapat ditunjukkan pada gambar 1.10 berikut ini. Gambar Terbentuknya dipol sesaat dan dipol induksi pada atom Ne. Keterangan : (a) Atom Ne dalam keadaan normal penyebaran awan elektron simetris tidak terdapat dipol. (b) Pergerakan elektron dalam orbital atom di sekitar inti atom Ne terbentuk dipol sesaat. 16

17 (c) Dipol sesaat atom Ne mendekati atom Ne lain, elektron-elektron kedua atom tolakmenolak, terbentuk dipol induksi atom Ne didekatnya dan kedua dipol saling tarik menarik. Gaya tarik menarik dipol sesaat-dipol induksi dalam molekul non polar diketemukan pertama kali oleh Fritz London dari Jerman pada tahun 1928 maka gaya tersebut dikenal sebagai gaya London atau gaya disperse. Gaya London bersifat lemah tetapi berpengaruh terhadap sifat fisis zat, yaitu titik didih, titik leleh dan kelarutan zat. Makin banyak jumlah elektron dalam molekul atau semakin besar massa molekul relative zat makin kuat gaya London, makin tinggi titik didih zat. Pengaruh jumlah elektron atau Mr. zat terhadap titik didih zat yang terdapat gaya London antar molekulnya dapat dilihat tabel data titik didih gas-gas mulia pada tabel 1.5. berikut : Tabel 1.5. Hubungan jumlah elektron dengan titik didih gas-gas mulia. Gas mulia Jumlah elektron Titik didih (ºC) Helium Neon Argon Kripton Xenon Radon Dari data tabel di atas terlihat bahwa makin banyak jumlah elektron atas makin besar Mr. gas mulia makin kuat gaya London sehingga makin tinggi titik didih. Oleh karena gaya London relative lemah maka zat yang molekulnya hanya terdapat gaya London mempunyai titik didih dan titik leleh yang lebih rendah dibandingkan dengan zat lain yang Mr. nya sama atau hampir sama 2. Gaya Van der Waals Pada molekul polar penyebaran elektron tidak simetris sehingga terbentuk dwi kutub atau dipol permanent. Dipol-dipol permanent ini akan saling tarik-menarik karena gaya elektrostatis, dimana kutub positif dari dipol molekul yang satu akan menarik kutub negative dari dipol pada molekul lain yang berdekatan. Sehingga terjadi gaya tarik menarik dipol- 17

18 dipol. Gambar 1.11 berikut menunjukkan adanya gaya tarik menarik dipol-dipol antar molekul HCl. Gambar Gaya tarik menarik dipol-dipol pada molekul HCl. Gaya tarik dipol-dipol lebih kuat dibandingkan gaya London, sehingga senyawa polar mempunyai titik didih dan titik leleh lebih tinggi daripada senyawa non polar yang Mr. nya sama atau hampir sama. Misalnya ammonia, NH3, (Mr = 17) mempunyai titik didih -33 ºC sedangkan metana, CH4 (Mr = 16) mempunyai titik didih -162 ºC. Gaya tarik dipol-dipol hanya terdapat pada zat polar tetapi gaya London terdapat pada setiap zat, sehingga gaya dipol-dipol yang terdapat pada zat polar menambah gaya London dalam zat itu. Secara kolektif (gabungan) gaya dipol-dipol dan gaya London disebut gaya Van der Waals (gaya antar molekul diketemukan oleh Johannes Diderik van der Waals dari Belanda). Pada molekul polar gaya tarik menarik yang memberikan sumbangan lebih besar terhadap ikatan van der waals adalah gaya London. Misalnya HCl dengan momen dipol 1,08 lebih polar daripada HI dengan momen dipol 0,38, tetapi karena pengaruh gaya London lebih besar maka titik didih HI (-35 ºC) lebih besar daripada titik didih HCl (-85 ºC), karena Mr. HI (128) lebih besar dari Mr. HCl (36,5). Hal ini menunjukkan ikatan van der waals HI lebih kuat dari HCl. Dengan demikian dapat dinyatakan bahwa makin besar Mr. senyawa polar, makin kuat ikatan van der waals sehingga makin tinggi titik didih senyawa itu. 3. Ikatan Hidrogen Pada molekul yang sangat polar, yang terbentuk dari atom H dan atom yang sangat elektronegatif seperti F, O atau N maka antar molekul akan terjadi gaya tarik menarik yang jauh lebih kuat dari gaya dipol-dipol, ikatan ini dinamakan ikatan hydrogen. Jadi ikatan 18

19 hydrogen adalah ikatan terjadi antara atom H pada suatu molekul dengan atom yang keelektronegatifannya besar (F, O atau N) pada molekul yang lain. Misalnya, molekul HF, H2O, NH3. Terbentuknya ikatan hydrogen dapat dilihat pada gambar 1.12 berikut. Gambar Ikatan hydrogen pada molekul HF, H2O dan NH3. Kuatnya ikatan hydrogen dibandingkan dengan gaya dipol-dipol (gaya van der waals) terbukti dari tingginya titik didih senyawa yang mengandung ikatan hydrogen dibandingkan senyawa-senyawa hidrida lain dalam satu golongan, fakta ini dapat ditunjukkan oleh titik didih senyawa hydrogen halide pada tabel 1.6 berikut ini. Tabel 1.6 Titik didih hydrogen halide. Hidrogen Halida Mr. Momen Dipol (D) Titik Didih (ºC) HF 20 1,91 19 HCl 36,5 1,08-85 HBr 81 0,78-67 HI 128 0,38-35 Dari data tabel di atas terlihat bahwa dari HCl sampai HI terjadi kenaikan titik didih karena makin kuatnya gaya van der waals sesuai bertambahnya massa molekul relative senyawa, 19

20 berkurangnya kepolaran senyawa yang ditunjukkan oleh momen dipol tidak mempengaruhi gaya van der waals antar molekul senyawa. Sedangkan HF meskipun Mr. nya paling kecil dibandingkan senyawa hidrida lainnya ternyata mempunyai titik didih yang paling tinggi. Hal ini menunjukkan adanya gaya tarik menarik yang cukup kuat yaitu ikatan hydrogen antar molekul senyawa HF. Besarnya momen dipol HF menunjukkan sangat polarnya senyawa HF yang dapat membentuk ikatan hydrogen antar molekulnya. Di Sekitar Kita Mengapa Es Mengapung di Air? Pernahkah kalian memperhatikan es teh, es sirup atau minuman lain yang menggunakan es batu? Bongkahan-bongkahan es mengapung di atas air. Mengapa? Saat didinginkan, pada umumnya zat cair akan membeku dan massa jenisnya semakin besar. Saat air didinginkan, massa jenisnya juga akan naik sejalan dengan turunnya suhu air sampai pada suhu 4oC. Di bawah suhu 4oC, massa jenis air (yang mulai membeku) akan turun lagi. Pada suhu 0oC, volume es bahkan 10% lebih besar sehingga massa jenisnya lebih kecil dari air. Es adalah salah satu dari sedikit zat cair yang mengap ung di air. Jadi itulah jawaban mengapa es mengapung di air. Sudah cukup? Belum secara kimia kita harus dapat menjawab mengapa volume es menjadi lebih besar. Penyebab dari semua itu tak lain adalah karena dalam bentuk es, molekul H2O menyusun diri sedemikian hingga membentuk susunan seperti pada sarang lebah, yaitu membentuk susunan heksagonal. Karena susunan inilah, setiap molekul menempatkan diri dalam ruang y ang tidak saling berdesakan. Ada celah di antara molekul. Volume total menjadi lebih besar daripada air yang tersusun secara acak.. saat es meleleh, ada energi yang cukup untuk memutuskan ikatan hidrogen yang mengurung molekul H2O. Ikatan antar H2O menjadi kembali tidak beraturan dan tidak memberi ruang terlalu banyak di antara molekulnya. Aktivitas Kita Gaya Tarik Antar Molekul 20

21 Tujuan Kegiatan : mempelajari gaya tarik menarik antar molekul berdasarkan grafik titik didih terhadap massa atom relative beberapa senyawa hidrida. Kegiatan : Lakukan bersama kelompok kalian Perhatikan grafik titik didih beberapa hidrida unsur-unsur golongan IV A, V A, VI A, dan VII A di bawah ini. Golongan IV A (14) Golongan V A (15) Golongan VI A (16) Golongan VII A (17) Senyawa Titih didih Senyawa Titik didih Senyawa Titik didih Senyawa Titik didih CH4-162 ºC NH3-33 ºC H2O 100 ºC HF 119 ºC SiH4-112 ºC PH3-88 ºC H2S -62 ºC HCl -84 ºC GeH4-90 ºC AsH3-55 ºC H2Se -42 ºC HBr -67 ºC SnH4-52 ºC SbH3-17 ºC H2Fe -2 ºC HI -36 ºC Berdasarkan grafik titik didih beberapa senyawa hidrida di atas, jawablah pertanyanpertanyaan berikut ini : 1. Senyawa hidrida dan unsur-unsur golongan manakah yang menunjukkan keteraturan kenaikan titik didih?. 2. Gaya tarik menarik apakah yang terjadi antar molekul senyawa hidrida tersebut?. 3. Bagaimana hubungan Mr. senyawa hidrida tersebut dengan titik didihnya? Jelaskan apa sebabnya! 4. Senyawa manakah yang mempunyai titik didih paling tinggi diantara hidrida segolongan? Golongan V A.. Golongan VI A. 21

22 Golongan VII A 5. Mengapa senyawa-senyawa tersebut mempunyai titik didih yang lebih tinggi diantara hidrida segolongan? 6. Bagaimana titik didih senyawa hidrida golongan VII A dari HCl sampai HI? Jelaskan apa sebabnya! 7. HCl lebih polar daripada HI, mengapa titik didih HI lebih tinggi daripada HCl? Jelaskan! 8. Kesimpulan apakah yang dapat anda kemukakan mengenai gaya tarik menarik antarmolekul dan hubungannya dengan titik didih senyawa? Pahami Kimia Jelaskan perbedaan gaya London dan gaya dipol-dipol antara molekul senyawa! Butana (Mr = 58) mempunyai titik didih -0,5 ºC sedangkan propanon (Mr = 58) mempunyai titik didih 56,2º C. Jelaskan mengapa kedua senyawa dengan Mr yang sama tersebut mempunyai perbedaan titik didih yang sangat besar. Gambarkan terbentuknya ikatan hidrogen antar molekul alcohol (C2H5OH). 22

23 Titik didih fosfin, PH3 (Mr = 34) adalah -88º C sedangkan ammonia, NH3 (Mr = 17) titik didihnya -33º C. Jelaskan mnegapa ammonia yang mempunyai Mr lebih kecil daripada fosfin, mempunyai titik didih yang jauh lebih tinggi? Nyatakan gaya tarik menarik antar molekul berikut dan jelaskan apa sebabnya. Molekul Momen dipol (D) Jenis gaya unsur molekul Penyebab HBr 0, CH H2O 1, N NH3 1, HI 0, Rangkuman Struktur Lewis yang kita kenal masih terbatas pada dua dimensi. Untuk mengubah struktur Lewis ke dalam bentuk molekulnya digunakan teori VSEPR, teori ini menyatakan bahwa setiap kelompok elektron valensi di sekitar atom pusat menempatkan diri sejauh mungkin satu dengan yang lainnya untuk meminimalkan tolakan. Pasangan electron bebas memerlukan ruangan yang lebih besar daripada electron ikatan. Molekul kovalen dinyatakan dalam notasi VSEPR. Bentuk molekul menurut teori ini adalah: linear, trigonal planar, bentuk V, tetrahedral, trigonal piramidal, trigonal bipiramid, jungkat-jungkit, bentuk T, oktahedral, segiempat piramidal, segiempat planar. Teori VB menyatakan bahwa ikatan kovalen terbentuk bila orbital dari dua atom bertumpang tindih (overlap) dan digunakan oleh pasangan elektron yang memiliki kemungkinan paling besar bertempat di antara dua inti atom orbital-orbital molekul dapat bergabung membentuk orbital yang baru untuk mendapatkan ikatan yang lebih stabil. Proses penggabungan ini disebut sebagai hibridisasi, dan orbital atom yang baru disebut orbital hibrida. hibridisasi yang terjadi dapat berupa hibridisasi sp, sp 2, sp 3, sp 3 d, sp 3 d 2 23

24 Gaya tarik menarik antar molekul ada 3 tipe, yaitu gaya London, gaya dipol-dipol, gaya van der waals, dan ikatan hydrogen. Senyawa-senyawa yang antar molekulnya terdapat ikatan hidrogen mempunyai titik didih yang tinggi, Kata-kata Kunci bentuk molekul bentuk T bentuk V elektron valensi gaya dipol-dipol gaya London gaya van der waals hibrida hibridisasi hibridisasi sp hibridisasi sp 2 hibridisasi sp 3 hibridisasi sp 3 d hibridisasi sp 3 d 2 ikatan hydrogen ikatan kovalen jungkat-jungkit Linear notasi VSEPR. oktahedral orbital pasangan electron bebas pasangan electron ikatan segiempat piramidal segiempat planar struktur Lewis teori VB teori VSEPR tetrahedral tolakan trigonal bipiramid trigonal piramidal trigonal planar tumpang tindih (overlap) 24

25 Soal-soal Latihan I. Pilih satu jawaban yang paling tepat! 1. Unsur X dengan nomor 5 dan unsur Y dengan atom 17 membentuk senyawa XY3. Bentuk molekul senyawa tersebut adalah. A. Linier B. Tetrahedral C. Segitiga planar D. Planar V E. Segitiga piramida 2. Senyawa kovalen pada atom pusat mempunyai 3 pasangan elektron terikat dan 1 pasangan elektron bebas. Bentuk molekul senyawa tersebut adalah. A. Tetra netral B. Planar V C. Segitiga planar D. Segitiga piramida E. Oktahedral 3. Senyawa yang molekulnya terdapat dipol permanen adalah. A. BCl3 B. CO2 C. H2O D. HBr E. CH4 4. Pasangan molekul yang mempunyai ikatan hidrogen paling kuat adalah A. HF dan HCl C. HF dan NH3 E. HF dan H2O B. NH3 dan H2O D. H2O dan HBr 5. Titik didih asam iodida (HI) lebih tinggi daripada titik didih asam klorida (HCl). Hal ini disebabkan oleh... A. Gaya van der Waals HI lebih kuat B. HI lebih polar C. HI membentuk ikatan hidrogen D. HI memiliki Mr lebih besar E. Massa jenis HI lebih besar 6. Kelompok zat berikut yang hanya mempunyai gaya dispersi adalah. A. H2, PCl3, NH3 D. Ne, H2O, HI B. HCl, HBr, HI E. HCl, CCl4, PCl3 C. CCl4, H2, Ne 7. Titik didih alkohol lebih tinggi daripada titik didih eter. Alasan yang tepat untuk menjelaskan ini adalah.. A. Antar molekul alkohol terdapat ikatan van der waals. B. Antar molekul alkohol terdapat ikatan hidrogen. 25

26 C. Alkohol lebih mudah larut dalam air daripada eter. D. Massa molekul relatif alkohol lebih besar daripada eter. E. Massa jenis alkohol lebih besar daripada eter. 8. urutan titik didih yang semakin tinggi pada senyawa golongan VA adalah... A. NH3, PH3, AsH3 B. PH3, NH3, AsH3 C. NH3, AsH3, PH3 D. AsH3, PH3, NH3 E. PH3, AsH3, NH3 9. hidrida golongan VIIA yang memiliki titik didih tertinggi adalah... A. HF B. HCl C. HBr D. HI E. Hat 10. Pasangan molekul berikut yang mempunyai ikatan hidrogen paling kuat adalah. A. HCl dan HBr B. Hf dan HCl C. Hf dan NH3 D. Hf dan H2O E. Hf dan Hl 11. di antara senyawa-senyawa berikut ini, manakah yang memiliki dua ikatan ganda? A. CS2 B. RaCl2 C. HCN D. F2 E. C2Cl4 12. orbital hibrida yang dimiliki oleh S pada SO3 2 adalah. A. sp B. sp 2 C. sp 3 D. dsp 2 E. d 2 sp 3 26

27 13. diantara senyawa senyawa berikut ini yang menggunakan orbital hibrid sp2 pada atom pusatnya adalah... A. H2S B. CS2 C. Cl2O D. NH3 E. SO2 14. Sebuah senyawa triatomik diketahui memiliki sudut ikatan sebesar 116 o 49. Senyawa yang paling mungkin adalah... A. H2O B. OF2 C. CS2 D. O3 E. N2O 15. struktur geometri dari CO3 2 adalah. A. Segiempat datar B. Trigonal piramid C. Tetrahedral D. Segitiga datar E. Bentuk T II. Jawablah pertyaan-pertanyaan berikut dengan singkat dan benar! 1. Dengan menggunakan teori VSEPR. Ramalkan bentuk molekul berikut : a. NCl3 b. OF2 (Nomor atom N = 7, P = 15, O = 8, F = 9, Cl = 17, Br = 35) 2. Dengan teori hibridisasi jelaskan orbital hibrida dari senyawa PBr5 3. Diketahui Mr. zat berikut : Cl2 = 71, P4 = 124, O3 = 48 dan Br = 160. Susunlah zatzat tersebut sesuai bertambahnya titik didih. Jelaskan apa sebabnya! 4. Jelaskan bagaimana hubungan Mr. zat dengan kekuatan gaya van der waals dan pengaruhnya terhadap titik didih zat itu. 27

28 5. Ikatan antar molekul manakah yang terjadi pada senyawa-senyawa : PBr3, BF3, HCN, H2S, CH3OH, dan CS2. You Turn Fill in the blanks with the correct answer! London force, tetrahedral, boiling point, VSEPR theory, bond pair hydrogen bond, unbalance, vapour pressure, van der waals force, non polar. A simple method of prediseting shapes of covalent molecules is the Methane molecules are.. due to a structure because this molecules a have four Molecules with such.. elektron distribution are polar molecules are weak force of attraction between molecules of substance. Are much weaker than other intermolecular forces such as ionic interactions, hydrogen bonding, or dipol-dipol interactions. The bond formed between a hydrogen an in ones molecules and a highly elektronegative atom in an other molecules is called. The hydrogen bonding is responsible for unexpectedly high.. temperating and low of samne substance. 28