BAB I PENDAHULUAN 1. Latar Belakang Di alam semesta ini sangat jarang sekali ditemukan atom yang berdiri sendiri, tapi hampir semuanya berikatan dengan dengan atom lain dalam bentuk senyawa, baik senyawa kovalen maupun senyawa ionik. Tidak dapat dibayangkan berapa banyak senyawa yang dapat terbentuk di alam semesta ini dan bagaimana atom-atom tersebut dapat saling berikatan satu dengan yang lain. Lalu kemungkinan akan kesamaan ikatan antar atom dalam senyawa-senyawa di alam ini. Untuk memahami dan dapat membahas lebih lanjut mengenai ikatan-ikatan kimia, kami menelaah materi berkaitan dan mengulasnya dalam makalah ini. 2. Tujuan Berkaitan dengan latar belakang masalah yang telah kami ulas secara singkat di atas, dapat disimpulkan bahwa tujuan penyusunan makalah ini adalah untuk dapat mengulas masalah-masalah terkait ikatan kimia dan pemahamannya, selain untuk memenuhi tugas yang diberikan oleh dosen mata kuliah Kimia Dasar I. 3. Manfaat Adapun manfaat dari penyusunan makalah ini adalah agar materi ikatan kimia yang kami ulas dalam makalah ini dapat dipahami oleh rekan-rekan mahasiswa yang mempelajari materi tersebut. Page 1
A. Ikatan Kimia BAB II ISI Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul. Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi, sedangkan gaya yang menahan atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk karena unsur-unsur ingin memiliki struktur elektron stabil. Struktur elektron stabil yang dimaksud yaitu struktur elektron gas mulia. Tabel struktur elektron gas mulia Periode Unsur Nomor Atom K L M N O P 1 He 2 2 2 Ne 10 2 8 3 Ar 18 2 8 8 4 Kr 36 2 8 18 8 5 Xe 54 2 8 18 18 8 6 Rn 86 2 8 18 32 18 8 Tahun 1916 G.N. Lewis dan W. Kossel menjelaskan hubungan kestabilan gas mulia dengan konfigurasi elektron. Kecuali He; mempunyai 2 elektron valensi; unsurunsur gas mulia mempunyai 8 elektron valensi sehingga gas mulia bersifat stabil. Atom atom unsur cenderung mengikuti gas mulia untuk mencapai kestabilan. Jika atom berusaha memiliki 8 elektron valensi, atom disebut mengikuti aturan oktet. Unsur-unsur dengan nomor atom kecil (seperti H dan Li) berusaha mempunyai electron valensi 2 seperti He disebut mengikuti aturan duplet. Cara yang diambil unsur supaya dapat mengikuti gas mulia, yaitu: 1. melepas atau menerima elektron; 2. pemakaian bersama pasangan elektron. Jadi kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau konfigurasi elektron seperti gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar disebut kaidah oktet. Page 2
Sementara itu atom-atom yang mempunyai kecenderungan untuk memiliki konfigurasi electron seperti gas helium disebut kaidah duplet. Sehingga dapat disimpulkan bahwa gaya yang mengikat atom-atom dalam molekul atau gabungan ion dalam setiap senyawa disebut ikatan kimia. Konsep ini pertama kali dikemukakan pada tahun 1916 oleh Gilbert Newton Lewis (1875-1946) dari Amerika dan Albrecht Kossel (1853-1927) dari Jerman (Martin S. Silberberg, 2000). Konsep tersebut adalah: 1. Kenyataan bahwa gas-gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar membentuk senyawa merupakan bukti bahwa gas-gas mulia memiliki susunan elektron yang stabil. 2. Setiap atom mempunyai kecenderungan untuk memiliki susunan elektron yang stabil seperti gas mulia. Caranya dengan melepaskan elektron atau menangkap elektron. 3. Untuk memperoleh susunan elektron yang stabil hanya dapat dicapai dengan cara berikatan dengan atom lain, yaitu dengan cara melepaskan elektron, 3menangkap elektron, maupun pemakaian elektron secara bersama-sama. Contoh gambar ikatan-ikatan kimia Page 3
Contoh model titik Lewis yang menggambarkan ikatan kimia anatara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik lewis adalah salah satu dari usaha awal kimiawan dalam menjelaskan ikatan kimia dan masih digunakan secara luas sampai sekarang. Page 4
B. Ikatan Ion Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi akibat perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (James E. Brady, 1990). Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan electron (logam) dengan atom yang menangkap elektron (bukan logam). Atom logam, setelah melepaskan elektron berubah menjadi ion positif. Sedangkan atom bukan logam, setelah menerima elektron berubah menjadi ion negatif. Antara ion-ion yang berlawanan muatan ini terjadi tarik-menarik (gaya elektrostastis) yang disebut ikatan ion (ikatan elektrovalen). Senyawa yang memiliki ikatan ion disebut senyawa ionik. Senyawa ionik biasanya terbentuk antara atom-atom unsur logam dan nonlogam. Proses Terbentuknya Ikatan Ionik Animasi Natrium dan Klorin yang bertukar elektron sehingga membentuk ikatan ionik Proses terbentuknya ikatan ionik dicontohkan dengan pembentukan NaCl. Natirum (Na) dengan konfigurasi elektron (2,8,1) akan lebih stabil jika melepaskan 1 elektron sehingga konfugurasi elektron berubah menjadi (2,8). Sedangkan Klorin (Cl), yang mempunyai konfigurasi (2,8,7), akan lebih stabil jika mendapatkan 1 elektron sehingga konfigurasinya menjadi (2,8,8). Jadi agar keduanya menjadi lebih stabil, maka natrium menyumbang satu elektron dan klorin akan kedapatan satu elektron dari natrium. Ketika natrium kehilangan satu elektron, maka natrium menjadi lebih kecil. Sedangkan klorin akan menjadi lebih besar karena ketambahan satu elektron. Oleh karena itu ukuran ion positif selalu lebih kecil daripada ukuran sebelumnya, namun ion negatif akan cenderung lebih besar daripada ukuran sebelumnya. Ketika pertukaran elektron terjadi, maka Na akan menjadi bermuatan Page 5
positif (Na + ) dan Cl akan menjadi bermuatan negatif (Cl - ). Kemudian terjadi gaya elektrostatik antara Na + dan Cl - sehingga membentuk ikatan ionik. Ikatan ion terbentuk antara: 1. ion positif dengan ion negatif, 2. atom-atom berenergi potensial ionisasi kecil dengan atom-atom berafinitas elektron besar (Atom-atom unsur golongan IA, IIA dengan atom-atom unsur golongan VIA, VIIA), 3. atom-atom dengan keelektronegatifan kecil dengan atom-atom yang mempunyai keelectronegatifan besar Sifat-sifat senyawa ion sebagai berikut. 1. Dalam bentuk padatan tidak menghantar listrik karena partikel-partikel ionnya terikat kuat pada kisi, sehingga tidak ada elektron yang bebas bergerak. 2. Leburan dan larutannya menghantarkan listrik. 3. Umumnya berupa zat padat kristal yang permukaannya keras dan sukar digores. 4. Titik leleh dan titik didihnya tinggi. 5. Larut dalam pelarut polar dan tidak larut dalam pelarut nonpolar. Page 6
C. Ikatan Kovalen Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron secara bersama-sama oleh dua atom (James E. Brady, 1990). Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron (sesama atom bukan logam). Pasangan elektron yang dipakai bersama disebut pasangan electron ikatan (PEI) dan pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen disebut pasangan elektron bebas (PEB). Ikatan kovalen umumnya terjadi antara atomatom unsur nonlogam, bisa sejenis (contoh: H2, N2, O2, Cl2, F2, Br2, I2) dan berbeda jenis (contoh: H2O, CO2, dan lain-lain). Senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen disebut senyawa kovalen. Ikatan kovalen terdiri dari: 1) Ikatan Kovalen Nonpolar Ikatan kovalen nonpolar yaitu ikatan kovalen yang PEInya tertarik sama kuat ke arah atom-atom yang berikatan. Senyawa kovalen nonpolar terbentuk antara atom-atom unsur yang mempunyai beda keelektronegatifan nol atau mempunyai momen dipol = 0 (nol) atau mempunyai bentuk molekul simetri. Titik muatan negative electron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul pembentuknya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan lain bahwa elektron persekutuan mendapat gaya tarik yang sama. Contoh Ikatan Kovalen Nonpolar: H2 Page 7
Ikatan kovalen nonpolar terdiri dari: a. Ikatan kovalen tunggal Ikatan kovalen tunggal yaitu ikatan kovalen yang memiliki 1 pasang PEI. Contoh: H2, H2O (konfigurasi elektron H = 1; O = 2, 6). Contoh pembentukan ikatan pada molekul H 2 O di bawah ini: b. Ikatan kovalen rangkap dua Ikatan kovalen rangkap 2 yaitu ikatan kovalen yang memiliki 2 pasang PEI. Contoh: O2, CO2 (konfigurasi elektron O = 2, 6; C = 2, 4). Berikut ini pembentukan ikatan angkap 2 pada molekul CO 2. Page 8
c. Ikatan kovalen rangkap tiga Ikatan kovalen rangkap 3 yaitu ikatan kovalen yang memiliki 3 pasang PEI. Contoh: N2 (Konfigurasi elektron N = 2, 5). Berikut ini pembentukan ikatan rangkap 3 pada molekul N 2 2) Ikatan Kovalen Polar Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang PEInya cenderung tertarik ke salah satu atom yang berikatan. Kepolaran suatu ikatan kovalen ditentukan oleh keelektronegatifan suatu unsur. Senyawa kovalen polar biasanya terjadi antara atomatom unsur yang beda keelektronegatifannya besar, mempunyai bentuk molekul asimetris, mempunyai momen dipol. Ikatan kovalen yang terjadi antara dua atom yang Page 9
berbeda disebut ikatan kovalen polar. Ikatan kovalen polar dapat juga terjadi antara dua atom yang sama tetapi memiliki keelektronegatifan yang berbeda. Contoh ikatan kovalen polar: HF Dlm senyawa HF ini, F mempunyai keelektronegatifan yang tinggi jika dibandingkan H.. sehingga pasangan elektron lebih tertarik kearah F, akibatnya akan terbentuk dipoldipol atau terjadi pengkutuban (terbentuknya kutub antara H dan F). 3) Ikatan Kovalen Koordinasi Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen di mana pasangan electron yang dipakai bersama hanya disumbangkan oleh satu atom, sedangkan atom yang satu lagi tidak menyumbangkan elektron.jadi disini terdapat satu atom pemberi pasangan electron bebas, sedangkan atom lain sebagai penerimanya. Ikatan kovalen koordinasi kadang-kadang dinyatakan dengan tanda panah ( ) yg menunjukan arah donasi pasangan elektron. Contoh Ikatan Kovalen Koordinasi: BF3NH3 5B = 1s2 2s2 2p1 9F = 1s2 2s2 2p5 7N = 1s2 2s2 2p3 Page 10
Sifat-sifat Senyawa Kovalen : 1. Titik didih Pada umumnya senyawa kovalen mempunyai titik didih yang rendah (rata-rata di bawah suhu 200 0C). Sebagai contoh Air, H2O merupakan senyawa kovalen. Ikatan kovalen yang mengikat antara atom hidrogen dan atom oksigen dalam molekul air cukup kuat, sedangkan gaya yang mengikat antar molekul-molekul air cukup lemah. Keadaan inilah yang menyebabkan air dalam fasa (bentuk) cair akan mudah berubah menjadi uap air bila dipanaskan sampai sekitar 100 0C, akan tetapi pada suhu ini ikatan kovalen yang ada di dalam molekul H2O tidak putus. 2. Volatitilitas (kemampuan untuk menguap) Sebagian besar senyawa kovalen berupa cairan yang mudah menguap dan berupa gas. Molekul-molekul pada senyawa kovalen yang mempunyai sifat mudah menguap sering menghasilkan bau yang khas. Parfum dan bahan pemberi aroma merupakan senyawa kovalen contoh dari senyawa kovalen yang mudah menguap Page 11
3. Kelarutan Pada Umumnya senyawa kovalen tidak dapat larut dalam air, tetapi mudah larut dalam pelarut organik. Pelarut organik merupakan senyawa karbon, misalnya bensin, minyak tanah, alkohol, dan aseton. Namun ada beberapa senyawa kovalen yang dapat larut dalam air karena terjadi reaksi dengan air (hidrasi) dan membentuk ion-ion. Misalnya, asam sulfat bila dilarutkan ke dalam air akan membentuk ion hidrogen dan ion sulfat. Senyawa kovalen yang dapat larut dalam air selanjutnya disebut dengan senyawa kovalen polar, sedangkan senyawa kovalen yang tidak larut dalam air selanjutnya disebut dengan senyawa kovalen non polar. 4. Daya hantar Listrik Pada umumnya senyawa kovalen pada berbagai wujud tidak dapat menghantar arus listrik atau bersifat non elektrolit, kecuali senyawa kovalen polar. Hal ini disebabkan senyawa kovalen polar mengandung ion-ion jika dilarutkan dalam air dan senyawa tersebut temasuk senyawa elektrolit lemah. Berikut ini gambar perbedaan antara senyawa non elektrolit, elektrolit lemah dan elektrolit kuat. Page 12
D. Ikatan Logam Ikatan logam adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat penggunaan bersama electron elektron valensi antaratomatom logam. Contoh: logam besi, seng, dan perak. Ikatan logam bukanlah ikatan ion atau ikatan kovalen. Salah satu teori yang dikemukakan untuk menjelaskan ikatan logam adalah teori lautan elektron. Contoh terjadinya ikatan logam. Tempat kedudukan elektron valensi dari suatu atom besi (Fe) dapat saling tumpang tindih dengan tempat kedudukan elektron valensi dari atom-atom Fe yang lain. Tumpang tindih antarelektron valensi ini memungkinkan elektron valensi dari setiap atom Fe bergerak bebas dalam ruang di antara ion-ion Fe+ membentuk lautan elektron. Karena muatannya berlawanan (Fe2+ dan 2 e ), maka terjadi gaya tarik-menarik antara ion-ion Fe+ dan elektron-elektron bebas ini. Akibatnya terbentuk ikatan yang disebut ikatan logam. Adanya ikatan logam menyebabkan logam bersifat: 1. pada suhu kamar berwujud padat, kecuali Hg; 2. keras tapi lentur/dapat ditempa; 3. mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi; 4. penghantar listrik dan panas yang baik; 5. mengilap. Contoh ikatan logam: Page 13
Perbandingan Sifat Fisis Senyawa Logam dengan Senyawa Non Logam 1. Logam Padatan logam termasuk penghantar listrik yang baik 1. Non Logam Padatan non logam biasanya bukan penghantar listrik 2. Mempunyai kilap logam 2. Tidak mengkilap 3. 4. Kuat dan keras (apabila digunakan sebagai logam paduan) Dapat dibengkokkan dan diulur 3. 4. Kebanyakan non logam tidak kuat dan lunak Biasanya rapuh dan patah bila dibengkokkan atau diulur 5. Penghantar panas yang baik 5. Sukar menghantarkan panas 6. 7. Kebanyakan logam memiliki kerapatan yang besar Kebanyakan logam memiliki titik didih dan titik leleh yang tinggi 6. 7. Kebanyakan non logam memiliki kerapatan rendah Kebanyakan non logam memiliki titik didih dan titik leleh yang rendah REAKSI SENYAWA LOGAM : Logam-logam alkali mempunyai beberapa sifat fisik antara lain semuanya lunak, putih mengkilat, dan mudah dipotong. Jika logam-logam tersebut dibiarkan di udara terbuka maka permukaannya akan menjadi kusam karena logam-logam tersebut mudah bereaksi dengan air atau oksigen, dan biasanya disimpan dalam minyak tanah. Bersamaan dengan semakin bertambahnya nomor atom maka tingkat kelunakannya juga semakin bertambah. Tingkat kelunakan logam-logam alkali makin bertambah sesuai dengan bertambahnya nomor atom logam-logam tersebut. Sifat-sifat kimia logam alkali Page 14
tanah dapat diamati antara lain dari reaksinya terhadap air. Reaksinya dengan air menghasilkan gas hidrogen dan hidroksida serta cukup panas. Reaktivitas terhadap air dingin semakin bertambah besar dengan bertambahnya nomor logam. Logam-logam alkali tanah, kecuali berilium semuanya berwarna putih, mudah dipotong dan nampak semakin mengkilat jika dipotong, serta cepat menjadi kusam di udara. Reaktivitasnya terhadap air berbeda-beda. Berilium dapat bereaksi dengan air dalam keadaan pijar dan airnya dalam bentuk uap. Magnesium bereaksi dengan air dingin secara lambat dan semakin cepat bila makin panas, logam-logam alkali tanah yang lain sangat cepat bereaksi dengan air dingin menghasilkan gas hidrogen dan hidroksida serta menghasilkan banyak panas. Senyawa klorida dari logam-logam alkali maupun alkali tanah larut dalam air membentuk ion hidrat sederhana. banyak klorida kovalen atau agak kovalen mengalami hidrolisis dan menghasilkan klorida dan oksida atau hidroksinya. Misalnya larutan aluminium klorida bereaksi dengan air membentuk aluminium hidroksida. Page 15
E. Polarisasi Ikatan Kovalen Perbedaan keelektronegatifan dua atom menimbulkankepolaran senyawa. Adanya perbedaan keelektronegatifan tersebut menyebabkan pasangan elektron ikatan lebih tertarik ke salah satu unsur sehingga membentuk dipol. Adanya dipol inilah yang menyebabkan senyawa menjadi polar. Pada senyawa HCl, pasangan elektron milik bersama akan lebih dekat pada Cl karena daya tarik terhadap elektronnya lebih besar dibandingkan H. Hal itu menyebabkan terjadinya polarisasi pada ikatan H Cl. Atom Cl lebih negatif daripada atom H, hal tersebut menyebabkan terjadinya ikatan kovalen polar. Contoh: 1) Senyawa kovalen polar: HCl, HBr, HI, HF, H2O, NH3. 2) Senyawa kovalen nonpolar: H2, O2, Cl2, N2, CH4, C6H6, BF3. Pada ikatan kovalen yang terdiri lebih dari dua unsur, kepolaran senyawanya ditentukan oleh hal-hal berikut. 1) Jumlah momen dipol, jika jumlah momen dipol = 0, senyawanya bersifat nonpolar. Jika momen dipol tidak sama dengan 0 maka senyawanya bersifat polar. 2) Bentuk molekul, jika bentuk molekulnya simetris maka senyawanya bersifat nonpolar, sedangkan jika bentuk molekulnya tidak simetris maka senyawanya bersifat polar. F. Aturan Oktet Aturan oktet, yaitu unsur akan mendapatkan atau kehilangan elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet). Contohnya yaitu Natrium memiliki satu elektron valensi. Menurut hukum oktet, unsur ini akan bersifat stabil ketika memiliki 8 elektron valensi. Dengan demikian, natrium akan kehilangan elektron 3s-nya. Dengan demikian, atom natrium akan berubah menjadi ion natrium dengan muatan positif satu (Na + ). Ion tersebut isoelektronik dengan neon (gas mulia) sehingga ion Na + bersifat stabil. Sementara, untuk memenuhi aturan oktet, unsur klorin Page 16
membutuhkan satu elektron untuk melengkapi pengisian elektron pada 3p. Setelah menerima satu elektron tambahan, unsur ini berubah menjadi ion dengan muatan negatif satu (Cl - ). Ion Cl - isoelektronik dengan argon (gas mulia) sehingga bersifat stabil. Jika natrium dicampurkan dengan klorin, jumlah elektron natrium yang hilang akan sama dengan jumlah elektron yang diperoleh klorin. Satu elektron 3s pada natrium akan dipindahkan ke orbital 3p pada klorin. G. Pengecualian dan Kegagalan Aturan Oktet Walaupun aturan oktet banyak membantu dalam meramalkan rumus kimia senyawa biner sederhana, akan tetapi aturan itu ternyata banyak dilanggar dan gagal dalam meramalkan rumus kimia senyawa dari unsur-unsur transisi dan postransisi. 1) Pengecualian aturan oktet Pengecualian aturan oktet dapat dibagi dalam tiga kelompok sebagai berikut. Senyawa yang tidak mencapai aturan oktet. Senyawa yang atom pusatnya mempunyai elektron valensi kurang dari 4 termasuk dalam kelompok ini. Hal ini menyebabkan setelah semua elektron valensinya dipasangkan tetap belum mencapai oktet. Contohnya adalah BeCl2, BCl3, dan AlBr3. Senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil. Contohnya adalah NO2, yang mempunyai elektron valensi (5 + 6 + 6) = 17. Senyawa yang melampaui aturan oktet. Ini terjadi pada unsur-unsur periode 3 atau lebih yang dapat menampung lebih dari 8 elektron pada kulit terluarnya (ingat, kulit M dapat menampung hingga 18 elektron). Beberapa contoh adalah PCl5, SF6, ClF3, IF7, dan SbCl5. 2) Kegagalan aturan oktet Aturan oktet gagal meramalkan rumus kimia senyawa dari unsur transisi maupun postransisi. Unsur postransisi adalah unsur logam setelah unsur transisi, misalnya Ga, Sn, dan Bi. Sn mempunyai 4 elektron valensi, tetapi senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +2. Begitu juga Bi yang mempunyai 5 elektron valensi, Page 17
tetapi senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +1dan +3. Pada umumnya, unsur transisi maupun unsur postransisi tidak memenuhi aturan oktet. H. Massa Molekul Relatif (M r ) Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari cara menyatakan massa sebuah atom dan molekul, serta mempelajari hubungan antara massa zat dengan jumlah partikel yang dimilikinya melalui pendekatan konsep mol. Massa sebuah atom bergantung pada jumlah elektron, proton, dan neutron yang dimilikinya. Atom adalah partikel yang sangat kecil, sehingga kita tidak dapat menimbang massa sebuah atom tunggal. Akan tetapi, kita dapat menentukan massa suatu atom dengan membandingkannya terhadap atom lain. Dengan demikian, dibutuhkan suatu unsur yang dapat dijadikan sebagai standar pembanding. Page 18
Massa atom didefinisikan sebagai massa suatu atom dalam satuan atomic mass unit (amu) atau satuan massa atom (sma). Satu amu didefinisikan sebagai 1/12 kali massa satu atom C-12. Karbon-12 adalah salah satu isotop karbon yang memiliki 6 proton dan 6 neutron. Unsur ini dijadikan sebagai standar pembanding sebab unsur ini memiliki sifat yang sangat stabil dengan waktu paruh yang panjang. Dengan menetapkan massa atom C-12 sebesar 12 sma, kita dapat menentukan massa atom unsur lainnya. Sebagai contoh, diketahui bahwa satu atom hidrogen hanya memiliki massa 8,4% dari massa satu atom C-12. Dengan demikian, massa satu atom hidrogen adalah sebesar 8,4% x 12 sma atau 1,008 sma. Dengan perhitungan serupa, dapat diperoleh massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma dan massa satu atom besi adalah 55,85 sma. Hal ini berarti bahwa satu atom besi memiliki massa hampir 56 kali massa satu atom hidrogen. Massa atom relatif (Ar) suatu unsur X dapat diperoleh melalui persamaan berikut: Ar X = massa satu atom unsur X / (1/12) x massa satu atom C-12 Selain menghitung massa atom relatif (Ar) suatu unsur, kita dapat juga menentukan massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa. Massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa dapat diperoleh melalui persamaan berikut: Mr X = massa 1 molekul senyawa X / (1/12) x Page 19
Bobot (massa) setiap atom dapat ditemukan dalam tabel periodik, sehingga massa suatu molekul dapat diperoleh dengan cara menambahkan massa setiap atom di dalam senyawa tersebut. Sebagai contoh, air, H2O, tersusun atas dua atom hidrogen dan satu atom oksigen. Dengan melihat pada tabel periodik, kita dapat melihat bahwa massa satu atom hidrogen sama dengan 1,008 sma dan massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma. Dengan demikian, massa satu molekul air dapat diperoleh dengan menjumlahkan massa dua atom hidrogen dan massa satu atom oksigen. Mr H2O = 2 x Ar H + 1 x Ar O = 2 x 1,008 + 1 x 16,00 = 18,016 sma Page 20
Contoh lain, pada tabel periodik, kita dapat melihat bahwa massa satu atom tembaga adalah 63,55 sma dan massa satu atom belerang adalah 32,07 sma. Sementara massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma, sementara massa satu atom hidrogen adalah 1,008 sma. Dengan demikian, massa satu molekul CuSO4.5H2O adalah sebagai berikut: Mr CuSO4.5H2O = 1 x Ar Cu + 1 x Ar S + 4 x Ar O + 5 x Mr H2O = 1 x Ar Cu + 1 x Ar S + 4 x Ar O + 5 x (2 x Ar H + 1 X Ar O) = 1 x 63,55 + 1 x 32,07 + 4 x 16,00 + 5 x (2 x 1,008 + 1 x 16,00) = 249,700 sma Saat kita melihat massa atom relatif karbon pada tabel periodik, ternyata massa atom relatif karbon tidak tepat 12,00 sma, melainkan 12,01 sma. Perbedaan ini disebabkan oleh kehadiran unsur karbon di alam dalam berbagai bentuk isotop. Hal ini berarti, massa atom suatu unsur harus dinyatakan dalam bentuk nilai rata-ratanya. Sebagai contoh, kelimpahan karbon-12 dan karbon-13 di alam masing-masing sebesar 98,90% dan 1,10%. Massa atom relatif unsur C-13 adalah 13,00335 sma. Dengan Page 21
demikian, massa atom relatif rata-rata atom karbon adalah 98,90% x 12,00 sma + 1,10% x 13,00335 sma = 12,01 sma. Dengan demikian, massa atom relatif atom karbon adalah 12,01 sma. Nilai rata-rata inilah yang ditampilkan sebagai massa atom relatif unsur pada tabel periodik. Contoh lain, unsur tembaga di alam berada dalam dua bentuk isotop, yaitu Cu-63 dan Cu-65. Kelimpahan masing-masing di alam adalah sebesar 69,09% untuk Cu-63 dan 30,91% untuk Cu-65. Massa atom relatif masing-masing isotop adalah 62,93 sma (Cu- 63) dan 64,9278 sma (Cu-65). Massa atom relatif rata-rata atom tembaga adalah 69,09% x 62,93 sma + 30,91% x 64,9278 sma = 63,55 sma. Dengan demikian, massa atom relatif atom tembaga pada tabel periodik adalah 63,55 sma. Ketika para kimiawan berhubungan dengan atom dan molekul, mereka memerlukan satuan yang sesuai yang dapat digunakan untuk ukuran atom dan molekul yang sangat kecil. Satuan ini disebut mol. Dalam sistem SI, mol adalah kuantitas yang digunakan untuk menunjukkan bahwa suatu zat memiliki jumlah atom, molekul, maupun ion, yang Page 22
sama dengan jumlah atom yang dimiliki oleh 12 gram isotop karbon-12. Jumlah atom yang dimiliki oleh 12 gram isotop karbon-12 ditentukan melalui suatu eksperimen dan bilangan ini dikenal dengan istilah Bilangan Avogadro (NA). Nilai yang diterima saat ini sebagai Bilangan Avogadro adalah sebagai berikut: NA = 6,0221367 x 10 23 (biasanya dibulatkan menjadi 6,022 x 10 23 ) Hal ini berarti bahwa setiap 1 mol zat apapun, baik atom, molekul, maupun ion, akan memiliki 6,022 x 10 23 atom, molekul, maupun ion. Sebelumnya, kita telah mengetahui bahwa satu mol isotop C-12 memiliki massa sebesar 12 gram serta 6,022 x 10 23 atom C-12. Massa yang dimiliki oleh satu mol zat disebut massa molar (massa molekul relatif atau Mr untuk senyawa; massa atom relatif atau Ar untuk unsur). Dapat dicermati bahwa massa molar (Ar) isotop C-12 sama dengan massa atom relatifnya dalam satuan sma. Dengan demikian, massa atom relatif suatu unsur (dalam satuan sma) mewakili massa satu mol unsur bersangkutan (dalam satuan gram). Sebagai contoh, massa atom relatif unsur Na adalah 22,99 sma. Ini berarti, massa satu mol unsur Na adalah 22,99 gram. Di dalam 22,99 gram unsur Na terdapat 6,022 x 10 23 atom Na. Bila kita memiliki unsur Na sebanyak 114,95 gram, maka akan setara dengan 114,95 gram/ 22,99 (gram/mol) atau 5 mol unsur Na. Dengan demikian, jumlah atom yang dimiliki oleh 114,95 gram unsur Na (setara dengan 5 mol unsur Na) adalah 5 x 6,022 x 10 23 atom Na. Page 23
Dengan mengetahui massa molar dan Bilangan Avogadro, kita dapat menghitung massa satu atom dalam satuan gram. Sebagai contoh, telah kita ketahui bersama bahwa massa molar C-12 adalah 12,00 gram dan terdapat 6,022 x 1023 atom C-12 dalam satu mol unsur tersebut. Dengan demikian, massa satu atom C-12 adalah sebagai berikut: 12,00 gram atom C-12 / 6,022 x 102 23 atom C-12 = 1,993 x 10-23 gram Telah diketahui pula bahwa massa satu atom C-12 adalah sebesar 12 sma. Dengan demikian, hubungan antara sma dan gram dapat diperoleh melalui cara berikut: 12 sma = 1,993 x 10-23 gram 1 sma = 1,661 x 10-24 gram 1 gram = 6,022 x 10 23 sma Hubungan antara massa, massa molar (Ar maupun Mr), dan jumlah partikel zat, dapat ditunjukkan melalui beberapa persamaan berikut: mol = massa unsur / Ar unsur Page 24
mol = massa senyawa / Mr senyawa mol = jumlah partikel / Bilangan Avogadro Dengan mengetahui massa atom relatif (Ar) unsur-unsur penyusun senyawa, kita dapat menentukan massa molekul relatif (Mr)senyawa tersebut. Massa molar senyawa (dalam satuan gram) sama dengan massa molekul relatifnya (dalam satuan amu). Sebagai contoh, massa molekul relatif air sebesar 18,016 sma. Dengan demikian, massa molar air adalah 18,016 gram. Hal ini berarti, massa satu mol molekul air adalah sebesar 18,016 gram dan terdapat 6,022 x 1023 molekul air. Bila kita memiliki 54,048 gram air, maka akan setara dengan 54,048 gram / 18,016 (gram/mol) atau 3 mol molekul air. Jumlah molekul yang dimiliki oleh 3 mol molekul air adalah 3 x 6,022 x 10 23 molekul air. Masa molekul relatif (Mr) suatu senyawa dapat diperoleh melalui persamaan berikut: Mr X = massa 1 molekul senyawa X / (1/12) x massa satu atom C-12 Bobot (massa) setiap atom dapat ditemukan dalam tabel periodik, sehingga massa suatu molekul dapat diperoleh dengan cara menambahkan massa setiap atom di dalam senyawa tersebut. Sebagai contoh, air, H 2 O, tersusun atas dua atom hidrogen dan satu atom oksigen. Dengan melihat pada tabel periodik, kita dapat melihat bahwa massa satu atom hidrogen sama dengan 1,008 sma dan massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma. Dengan demikian, massa satu molekul air dapat diperoleh dengan menjumlahkan massa dua atom hidrogen dan massa satu atom oksigen. Mr H 2 O = 2 x Ar H + 1 x Ar O = 2 x 1,008 + 1 x 16,00 = 18,016 sma Page 25
Contoh lain, pada tabel periodik, kita dapat melihat bahwa massa satu atom tembaga adalah 63,55 sma dan massa satu atom belerang adalah 32,07 sma. Sementara massa satu atom oksigen adalah 16,00 sma, sementara massa satu atom hidrogen adalah 1,008 sma. Dengan demikian, massa satu molekul CuSO 4.5H 2 O adalah sebagai berikut: Mr CuSO 4.5H 2 O = 1 x Ar Cu + 1 x Ar S + 4 x Ar O + 5 x Mr H 2 O = 1 x Ar Cu + 1 x Ar S + 4 x Ar O + 5 x (2 x Ar H + 1 X Ar O) = 1 x 63,55 + 1 x 32,07 + 4 x 16,00 + 5 x (2 x 1,008 + 1 x 16,00) = 249,700 sma Saat kita melihat massa atom relatif karbon pada tabel periodik, ternyata massa atom relatif karbon tidak tepat 12,00 sma, melainkan 12,01 sma. Perbedaan ini disebabkan oleh kehadiran unsur karbon di alam dalam berbagai bentuk isotop. Hal ini berarti, massa atom suatu unsur harus dinyatakan dalam bentuk nilai rata-ratanya. Sebagai contoh, kelimpahan karbon-12 dan karbon-13 di alam masing-masing sebesar 98,90% dan 1,10%. Massa atom relatif unsur C-13 adalah 13,00335 sma. Dengan demikian, massa atom relatif rata-rata atom karbon adalah 98,90% x 12,00 sma + 1,10% x 13,00335 sma = 12,01 sma. Dengan demikian, massa atom relatif atom karbon adalah 12,01 sma. Nilai rata-rata inilah yang ditampilkan sebagai massa atom relatif unsur pada tabel periodik. Contoh lain, unsur tembaga di alam berada dalam dua bentuk isotop, yaitu Cu- 63 dan Cu-65. Kelimpahan masing-masing di alam adalah sebesar 69,09% untuk Cu-63 dan 30,91% untuk Cu-65. Massa atom relatif masing-masing isotop adalah 62,93 sma (Cu-63) dan 64,9278 sma (Cu-65). Massa atom relatif rata-rata atom tembaga adalah 69,09% x 62,93 sma + 30,91% x 64,9278 sma = 63,55 sma. Dengan demikian, massa atom relatif atom tembaga pada tabel periodik adalah 63,55 sma. Page 26
Massa molekul unsur atau senyawa dinyatakan oleh massa molekul (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa molekul unsur atau senyawa terhadap massa atom C-12. x Massa molekul dapat dihitung dengan menjumlahkan Ar dari atom-atom pembentuk molekul tersebut. Mr = S Ar Page 27
BAB III PENUTUP 1. Penutup Demikian ulasan materi Ikatan Kimia yang telah kami susun dan paparkan dalam makalah ini. Kami berharap makalah yang kami susun ini dapat bermanfaat bagi rekan-rekan mahasiswa agar dapat lebih memahami lebih jauh mengenai Ikatan Kimia dan macam-macamnya, dan agar rekan-rekan mahasiswa dapat menjawab pertanyaan-pertanyaan seputar permasalah dalam ikatan kimia. 2. Kritik dan saran Dalam penyusunan makalah ini, kami berusaha melakukan beberapa penelaahan yang dalam terkait materi yang kami bahas di dalamnya, namun tidak dapat disangkal bahwa kami masih membutuhkan kritik dan saran untuk proses penyempurnaan makalah ini. Oleh karena itu diharapkan kepada rekanrekan mahasiswa yang mempelajari makalah ini, serta dosen pengampu yang memeriksa makalah ini, untuk dapat memberikan masukan-masukan positif yang bersifat membangun. Page 28