GAYA ANTARMOLEKUL

Molekul tersusun atas atom-atom yang terikat dengan ikatan kovalen. Ikatan kovalen ini

merupakan gaya intramolekul (intramolecular force) yang mengikat atom-atom menjadi satu

kesatuan. Gaya intramolekul ini menstabilkan molekul secara individual. Satu molekul dengan

molekul lain yang sejenis atau berbeda dapat mengadakan interaksi atau tarik-menarik. Gaya

tarik menarik antara molekul-molekul itu disebut dengan gaya antarmolekul atau gaya

intermolekul (intermolecularforce). Gaya antarmolekul lebih lemah daripada gaya intramolekul.

Sebagai contoh, energi penguapan 1 mol air adalah 45 kj, sedangkan energi pemutusan ikatan

O-H dalam 1 mol air adalah 930 kj. Gaya antarmolekul berhubungan dengan sifat-sifat fisika zat

seperti energi penguapan, titik lebur, titik didih, tekanan uap, dan kekentalan zat.

Gaya antarmolekul dapat terjadi antara: (1) molekul nonpolar dengan molekul nonpolar; (2)

molekul polar dengan molekul nonpolar; dan (3) molekul polar dengan molekul polar. Gaya jenis

pertama dapat terjadi antara molekul-molekul nonpolar yang sama, seperti antara molekul-

molekul CC14 dalam cairan karbon tetraklorida, atau antara molekul-molekul nonpolar yang

berbeda, seperti antara molekul CC14 dan molekul CS2 dalam campuran cairan karbon

tetraklorida dengan cairan karbon disulfida. Gaya jenis kedua dapat terjadi antara molekul cis-

l,2-dikloroetilena dan molekul trans-l,2-dikloroetilena dalam campuran cairan cis-l,2-

dikloroetilena dan cairan trans-l,2-dikloroetilena. Gaya jenis ketiga dapat terjadi antara molekul-

molekul polar yang sama seperti antara molekul-molekul cis-l,2-dikloroetilena dalam cairan cis-

l,2-dikloroetilena, atau antara molekul-molekul polar yang berbeda, seperti antara molekul cis-

l,2-dikloroetilena dan molekul 1,1-dikloroetilena dalam campuran cairan cis-l,2-dikloroetilena

dengap cairan 1,1-dikloroetilena. Gaya jenis pertama disebut dengan gaya dipol sesaat-dipol

induksian atau gaya London; gaya jenis kedua disebut dengan gaya dipol-dipol induksian; gaya

jenis ketiga disebut dengan gaya dipol-dipol. Ikatan hidrogen merupakan gaya dipol-dipol yang

terkuat. Semua gaya antarmolekul tersebut secara kolektif disebut dengan gaya van der Waals.

Ikatan hydrogen termasuk dalam gaya dipol-dipol sehingga ikatan hydrogen merupakan

salah satu dari gaya van der Waals. Akan tetapi ikatan hydrogen kadang-kadang dianggap tidak

termasuk dalam gaya van der Waals karena kekuatannya cenderung paling besar dibandingkan

dengan gaya-gaya antarmolekul yang lain.

1

Gambar 1. Pembagian Gaya Antar Molekul

Gaya London

Terjadinya Gaya London antara molekul-molekul monoatomik dapat dijelaskan dengan dua

versi. Versi pertama, karena elektron selalu dalam keadaan bergerak maka pada suatu saat yang

sangat singkat dapat terjadi polarisasi rapatan elektron. Bentuk awan elektron dianggap

mengalami deviasi dari simetri bola. Hal ini menyebabkan pusat muatan positif dan pusat muatan

negatif memisah dan molekul dikatakan memiliki dipol sesaat (instantaneous dipol) atau dipol

sekejap seperti ditunjukkan pada Gambar 2.

Gambar 2. Pembentukan Dipol Sesaat pada Molekul Nonpolar

2

Dalam waktu yang sangat singkat dipol sesaat ini akan hilang tetapi kemudian timbul

kembali. Timbul dan hilangnya dipol sesaat ini dianggap terjadi secara terus-menerus dan

bergantian. Apabila di dekatnya ada molekul nonpolar sejenis atau berbeda, maka molekul

dengan dipol sesaat ini akan menginduksi (mengimbas) molekul tersebut sehingga terjadi dipol

induksian (induced dipol) atau dipol imbasan seperti ditunjukkan pada Gambar 3.

Gambar 3. Terjadinya Gaya London antara Molekul-Molekul Nonpolar, Versi Pertama

Setelah pada dua molekul tersebut terbentuk dipol sesaat dan dipol induksian, maka antara

keduanya terjadi gaya tarik elektrostatik yang disebut dengan gaya London.

Versi kedua, apabila dua molekul monoatomik nonpolar dengan elektron-elektron dalam

kedudukan simetris saling mendekati, maka terjadi gaya tarik inti molekul sebelah kanan

terhadap elektron-elektron pada molekul sebelah kiri (Gambar 4 atas) sehingga kedudukan

elektron-elektron pada molekul sebelah kiri tidak lagi simetris dan padanya terjadi dipol sesaat

(Gambar 4 tengah). Pada kondisi tersebut awan elektron molekul kiri tidak lagi memiliki simetri

bola. Molekul kiri dengan dipol sesaat ini menginduksi molekul sebelah kanan sehingga

kedudukan elektron-elektron pada molekul sebelah kanan tidak lagi simetris dan padanya terjadi

dipol induksian (Gambar 4 bawah). Pada kondisi tersebut awan elektron molekul kanan tidak

lagi memiliki simetri bola. Setelah pada dua molekul tersebut terbentuk dipol sesaat dan dipol

induksian, maka antara keduanya terjadi gaya London.

3

Gambar 4. Terjadinya Gaya London antaraMolekul-Molekul Nonpolar, Versi Kedua

Pada waktu terjadi polarisasi, elektron-elektron dan inti atom dalam suatu molekul

mengalami perpindahan dari posisi rata-ratanya. Mudah atau tidaknya dipol sesaat atau dipol

induksian terbentuk pada suatu molekul tergantung kepada kemudahan awan elektronnya

untuk mengalami polarisasi. Kemudahan awan elektron suatu molekul untuk dipolarisasi

dinyatakan dengan kebolehpolaran (polarizabilities, dengan simbol α dan satuan m3). Dalam

hal ini semakin mudah awan elektron suatu molekul dipolarisasi, maka kebolehpolaran

molekul tersebut semakin tinggi pula. Kebolehpolaran suatu molekul tergantung pada jumlah

dan bentuk awan elektronnya. Untuk molekul-molekul dengan bentuk yang sama,

bertambahnya jumlah elektron menyebabkan pengaruh inti atom terhadap awan elektron

semakin lemah, awan elektron semakin lunak (soft) sehingga makin mudah dipolarisasi dan

kebolehpolarannya semakin tinggi seperti ditunjukkan dengan data pada Tabel 1.

4

Tabel 1Kebolehpolaran α (10-31m3) beberapa Molekul

Zat Bentuk Α Zat Bentuk Α

He Bola 2,0 H2 Linear 8,2

Ar Bola 16,6 N2 Linear 17,7

CH4 Tetrahedral 26,0 CO2 Linear 26,3

CC14 Tetrahedral 105

Jumlah elektron dalam suatu molekul berbanding lurus dengan massa molekulnya oleh

karena itu kebolehpolaran suatu molekul semakin tinggi dengan bertambahnya massa

molekulnya. Kenaikan kebolehpolaran molekul menyebabkan semakin mudahnya molekul

tersebut membentuk dipol sesaat dan dipol induksian sehingga gaya London yang terjadi

semakin kuat.

Adanya gaya London antara molekul-molekul nonpolar menyebabkan pada waktu

peleburan dan pendidihan diperlukan sejumlah energi untuk memperbesar jarak antara

molekul-molekul nonpolar. Semakin kuat gaya London antara molekul-molekul, semakin

besar pula energi yang diperlukan untuk terjadinya peleburan dan pendidihan.

Kebolehpolaran molekul-molekul yang berisomer tergantung kepada bentuknya. Dalam

hal ini semakin tinggi tingkat simetri suatu molekul, maka awan elektronnya akan semakin

sulit untuk dipolarisasi sehingga kebolehpolarannya semakin rendah, akibatnya dipol sesaat

pada molekul tersebut semakin sulit terbentuk. Molekul n-pentana dan neopentana

merupakan senyawa yang berisomer tetapi dengan bentuk awan elektron yang berbeda.

Molekul n-pentana yang berbentuk lurus awan elektronnya dapat dianggap berbentuk

silinder, sedangkan neopentana yang berbentuk tetrahedral awan elektronnya dapat dianggap

berbentuk bola. Karena bola lebih simetri daripada silinder, maka awan elektron n-pentana

lebih mudah dipolarisasi daripada awan elektron neopentana, kebolehpolaran n-pentana lebih

tinggi daripada kebolehpolaran neopentana. Akibatnya pada molekul n-pentana lebih mudah

terbentuk dipol sesaat atau dipol induksian dibandingkan pada molekul neopentana.

Mudahnya dipol sesaat dan dipol induksian terbentuk akan memperbesar kekuatan gaya

London yang terjadi.

5

Untuk molekul yang berisomer, selain ditentukan oleh kemudahan terbentuknya dipol

sesaat, terbentuknya dipol induksian juga ditentukan oleh luas permukaan sentuhan antara

molekul-molekul. Semakin luas permukaan sentuhan (kontak) antara molekul-molekul, maka

induksian semakin mudah terjadi sehingga dipol induksian makin mudah terbentuk. Apa pun

posisi molekul-molekul saat bersentuhan, luas permukaan sentuhan antara molekul-molekul

n-pentana selalu lebih besar dibandingkan luas permukaan sentuhan antara molekul-molekul

neopentana seperti ditunjukkan salah satu posisinya pada Gambar 5. Hal ini menyebabkan

timbulnya dipol induksian pada molekul n-pentana cenderung lebih mudah dibandingkan

pada molekul neopentana. Baik dipol sesaat maupun dipol induksian lebih mudah terbentuk

pada molekul-molekul n-pentana dibandingkan pada molekul-molekul neopentana.

Akibatnya gaya London antara molekul-molekul n-pentana lebih kuat dibandingkan gaya

London antara molekul-molekul neopentana, sehingga titik didih n-pentana lebih tinggi

dibandingkan titik didih neopentana.

Gambar 5. Persentuhan antara (a) Dua Molekul n-Pentana; dan (b) Dua Molekul Neopentana

6

Secara umum dapat dinyatakan bahwa titik didih senyawa-senyawa yang berantai lurus lebih

tinggi dibandingkan titik didih senyawa-senyawa bercabang isomernya.

Gaya London merupakan gaya yang lemah. Kekuatannya 1 sampai 10 kJ/mol. Meskipun

demikian gaya ini amat penting, karena tanpa adanya gaya London senyawa-senyawa nonpolar

tidak mungkin dapat dicairkan

Gaya Dipol-Dipol Induksian

Apabila molekul polar dan molekul nonpolar berada pada jarak tertentu, molekul polar

dapat menginduksi molekul nonpolar sehingga pada molekul non-polar tersebut terjadi dipol

induksian. Setelah proses induksian berlangsung, maka antara kedua molekul tersebut terjadi

gaya tarik elektrostatik yang disebut gaya dipol permanen-dipol induksian atau gaya dipol-

dipol induksian. Dipol permanen pada molekul polar biasanya hanya disebut dipol.

Terjadinya gaya dipol-dipol induksian ditunjukkan dengan Gambar 6.

Gambar 6. Terjadinya Gaya Dipol-Dipol Induksian antara Molekul Polar dengan Molekul Nonpolar

Gaya Dipol-Dipol

Dalam fase cair, molekul-molekul polar cenderung membentuk susunan di mana pusat

muatan positifya dekat dengan pusat muatan negatif molekul-molekul polar yang lain.

Sebaliknya, pusat muatan negatifnya dekat dengan pusat muatan positif molekul-molekul

polar yang lain seperti ditunjukkan pada Gambar 7.

7

Gambar 7. Gaya Tarik dan Gaya Tolak antara Molekul-Molekul Polar

Dalam posisi ini gaya tarik antara molekul-molekul lebih kuat daripada gaya tolaknya.

Karena dalam fase cair molekul-molekul selalu bergerak dan bertumbukan satu dengan yang

lain, maka posisi molekul-molekul selalu berubah namun pusat muatan positif dari satu

molekul tetap berdekatan dengan pusat muatan negatif molekul-molekul yang lain, begitu

juga sebaliknya. Kenaikan energi termal molekul menyebabkan tumbukan antara molekul-

molekul semakin sering terjadi dan susunan molekul-molekul menjadi semakin acak

(random). Kekuatan gaya tarik antara molekul-molekul semakin berkurang, sedangkan

kekuatan gaya tolaknya bertambah, akan tetapi kekuatan gaya tarik antara molekul-molekul

masih lebih tinggi daripada kekuatan gaya tolaknya. Pada waktu temperatur mencapai titik

didih cairan maka kekuatan gaya tarik dan gaya tolak adalah seimbang, cairan mulai

mendidih.

Dalam fase padat susunan molekul-molekul polar lebih teratur daripada susunannya

dalam fase cair. Dalam kristal molekuler, molekul-molekul yang ada tersusun secara teratur

dan berulang. Dari banyak susunan teratur dan berulang ini, dua di antaranya diberikan pada

Gambar 8.

8

Gambar 8. Dua Model Susunan Teratur dan Berulang Molekul-Molekul Polardalam Kristal Molekuler

Susunan (a) cenderung diadopsi oleh molekul-molekul polar yang ramping, sedangkan

susunan (b) cenderung diadopsi oleh molekul-molekul polar yang gemuk. Kekuatan gaya

dipol-dipol adalah 3 sampai 4 kj/mol (McMurry & Fay, 2004:391).

Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya dipol-dipol yang paling kuat. Energi ikatan hidrogen

adalah antara 4 sampai 45 kj/mol (Lee, 1991: 255), jauh lebih lemah daripada energi ikatan

ionik atau ikatan kovalen yang besarnya antara 400 sampai 500 kj/mol. Meskipun energi

ikatan hidrogen lemah, akan tetapi ikatan ini sangat penting untuk kehidupan organisme di

dunia. Seandainya antara molekul-molekul air tidak terjadi ikatan hidrogen, maka pada

tekanan 1 atm air akan mendidih pada suhu sekitar -100°C sehingga tidak memungkinkan

akan terjadinya kehidupan organisme di bumi.

Ikatan hidrogen terjadi apabila atom hidrogen terikat oleh dua atau lebih atom lain (pada

umumnya hanya dua atom) yang memiliki keelektronegatifan tinggi seperti atom N, O, dan

F. Andaikata A dan B merupakan atom-atom yang memiliki keelektronegatifan tinggi, dan

atom hidrogen terikat pada kedua atom tersebut seperti ditunjukkan pada model di bawah ini.

A─H·········B

9

Apabila jarak A-H Iebih_pendek dibandingkan jarak H-B, maka ikatan A-H merupakan

ikatan kovalen. Ikatan H-B merupakan ikatan hidrogen apabila jaraknya lebih kecil dari

jumlah jari-jari van der Waals atom H dan atom B. Sebaliknya, bila jarak H-B sama atau

lebih besar dari jumlah jari-jari van der Waals atom H dan atom B, maka jarak H-B disebut

jarak untuk interaksi tanpa ikatan (nonbonded interaction). Pada Tabel 2 diberikan jari-jari

van der Waals beberapa unsur.

Tabel 2. Jari-jari van der Waals (rvdw) beberapa unsurUnsur rvdw (pm) Unsur rvdw (pm) Unsur rvdw (pm)

H 120 O 152 F 190

C 170 S 180 Br 200

N 155 F 160 I 212

Pada ion HF2-, ikatan antara atom H dengan salah satu atom F merupakan ikatan kovalen,

sedangkan ikatan dengan atom F yang lain adalah ikatan hidrogen. Dari hasil eksperimen

diperoleh jarak antara atom H dengan dua atom F tersebut sama, yaitu 227 pm dengan sudut

ikatan F-H-F sebesar 180° dan pada atom H terdapat pusat simetri. Hal itu terjadi karena adanya

resonansi antara ikatan kovalen dan ikatan hidrogen dalam ion tersebut.

Gambar 9. Resonansi ikatan hidrogen pada ion HF2

Penggolongan Ikatan Hidrogen

Berdasarkan jarak antara atom hidrogen dengan dua atom yang memiliki

keelektronegatifan tinggi yang diikatnya, ikatan hidrogen dibagi menjadi dua jenis, yaitu

ikatan hidrogen simetrik dan ikatan hidrogen asimetrik. Ikatan hidrogen simetrik terjadi bila

dua atom yang memiliki keelektronegatifan tinggi yang diikat oleh atom hidrogen

merupakan atom yang sama dan jarak antara atom hidrogen dengan dua atom tersebut juga

10

sama. Ikatan hidrogen simetrik teramati pada ion HF2- yang terdapat dalam garam-garam

KHF2 dan NaHF2. Ikatan jenis ini juga teramati pada dimer asam format, asam asetat dan

asam benzoat. Ikatan hidrogen simetrik ini dapat terjadi karena adanya resonansi antara

ikatan kovalen dan ikatan hidrogen dalam dimer tersebut.

Gambar 10. Resonansi Ikatan Hidrogen pada Asam Format, Asetat, dan Benzoat

Ikatan hidrogen asimetrik terjadi bila ikatan-ikatan antara atom hidrogen dengan dua atom

lain yang memiliki keelektronegatifan tinggi memiliki panjang yang berbeda. Ikatan ini teramati

pada dimer air, (H2O)2/ dan dimer hidrogen fluorida, (HF)2/seperti ditunjukkan pada Gambar 1l.

Gambar 11. Ikatan Hidrogen Asimetrik pada(a) (H20)2 dan (b) (HF)2

Berdasarkan banyaknya molekul yang terlibat dalam pembentukan ikatan hidrogen,

ikatan hidrogen dibagi menjadi dua jenis, yaitu ikatan hidrogen intramolekul (intramolecular

hidrogen bonding) dan ikatan hidrogen antarmolekul (intermolecular hidrogen bonding).

Ikatan hidrogen intramolekul terjadi dalam satu molekul. Contohnya, ikatan hidrogen

intramolekul dalam o-nitrofenol, o-nitroanilina, dan o-metil salisilat seperti ditunjukkan pada

Gambar 12.

11

Gambar 12. Ikatan Hidrogen Intramolekul pada(a) o-Nitrofenol, (b) o-Nitroanilina, dan (c) o-Metil Salisilat

Pada beberapa senyawa seperti amonium hidroksida dan turunannya dapat terjadi ikatan

hidrogen antara ion amonium dengan ion hidroksil, seperti ditunjukkan pada Gambar 13.

Gambar 13. Ikatan Hidrogen dalam Amonium Hidroksida dan Turunannya

Ikatan hidrogen tersebut merupakan ikatan hidrogen intramolekul, akan tetapi mungkin lebih

tepat bila disebut ikatan hidrogen antarion.

Ikatan hidrogen antarmolekul terjadi antara 2 molekul atau lebih. Contohnya, ikatan

hidrogen pada dimer air dan dimer hidrogen fluorida yang diberikan pada Gambar 11, dan

antara sebuah molekul air dengan empat molekul air yang lain yang ada di dekatnya seperti

ditunjukkan pada Gambar 15.

Terdapatnya Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen terdapat pada zat-zat dengan fase gas, cair, atau padat. Ikatan hidrogen

juga terdapat pada biomolekul, seperti pada protein dan asam nukleat

Ikatan Hidrogen pada Zat Dengan Fase Gas

Contoh-contoh zat dengan fase gas yang memiliki ikatan hidrogen antarmolekul adalah

dimer H2O, dimer HF, H3N·····HF, dan heksamer HF, (HF)6 seperti ditunjukkan pada

Gambar 14.

12

Gambar 14. H3N—HF dan (HF)6

Ikatan Hidrogen Pada Zat Dengan Fase Cair

Contoh-contoh zat dengan fase cair yang memiliki ikatan hidrogen antarmolekul

adalah air dan alkohol seperti ditunjukkan pada Gambar 15, dan Gambar 16.

Gambar 15. Ikatan Hidrogen pada Air

Gambarl 16. Ikatan Hidrogen pada Alkohol

Pada air cair, setiap molekul air dapat membentuk maksimal empat ikatan hidrogen

antarmolekul dengan empat molekul air yang berada di dekatnya. Dua ikatan hidrogen terbentuk

melalui dua atom H dan dua ikatan hidrogen yang lain terbentuk melalui dua pasangan elektron

bebas yang terdapat pada atom oksigen. Panjang ikatan hidrogen pada air cair sekitar 177 pm.

13

Dalam fase cair setiap molekul alkohol dapat membentuk dua ikatan hidrogen antarmolekul

dengan dua molekul alkohol yang berada di dekatnya, masing-masing melalui atom oksigen dan

atom hidrogennya seperti ditunjukkan pada Gambar 16. Dalam fase cair amina primer dan amina

sekunder juga dapat membentuk dua ikatan hidrogen antarmolekul, masing-masing melalui atom

nitrogen dan atom hidrogennya seperti ditunjukkan pada Gambar 17.

Gambarl 17. Ikatan Hidrogen pada Amina Primer (R = H atau R' = H) dan Amina Sekunder\

Amina tersier tidak dapat membentuk ikatan hidrogen antarmolekul karena tidak memiliki atom

hidrogen yang terikat pada atom nitrogen.

Ikatan Hidrogen Pada Zat dengan Fase Padat

Contoh-contoh zat dengan fase padat yang memiliki ikatan hidrogen adalah padatan HF

pada suhu -125°C, NaHCO3, padatan asam borat, es, hidrat, dan klatrat. Molekul-molekul HF

dalam fase padat membentuk ikatan hidrogen antarmolekul seperti ditunjukkan pada Gambar 18.

Gambar 18. Ikatan hidrogen pada padatan HF

Ion-ion bikarbonat dalam padatan NaHCO3 membentuk ikatan hidrogen seperti ditunjukkan

pada Gambar 19.

Gambar 19. Ikatan Hidrogen antara Ion-Ion Bikarbonat

14

Ikatan hidrogen antara molekul-molekul HF pada padatan HF dan antara ion-ion bikarbonat pada

garam NaHCO3 merupakan ikatan hidrogen 1-dimensi karena mengarah pada satu arah.

Ikatan hidrogen antara molekul-molekul B(OH)3 pada padatan asam borat merupakan ikatan

hidrogen 2-dimensi seperti ditunjukkan pada Gambar 20.

Gambar 20. Ikatan Hidrogen 2-Dimensi pada Padatan Asam Borat

Gambar 21. Ikatan Hidrogen 3 Dimensi pada Es

Ikatan hidrogen pada es merupakan ikatan hidrogen 3-dimensi dengan struktur seperti

ditunjukkan pada Gambar 21 (a) dan (b). Setiap molekul air pada es membentuk 4 ikatan

hidrogen antarmolekul dengan empat molekul air yang ada di dekatnya. Molekul-molekul air

melalui ikatan-ikatan hidrogen antarmolekul tersebut membentuk jaringan 3 dimensi

(Gambar 21 a dan b) yang di dalamnya terdapat lorong-lorong (Gambar 21 b) berupa ruang

15

kosong. Adanya ruang kosong ini menyebabkan es menjadi lebih ringan dari air sehingga

bisa mengapung di atas permukaan air.

Hidrat

Garam-garam tertentu yang anionnya berukuran besar sering kali di dalam kristalnya

terdapat molekul-molekul air seperti CuSO4.5H2O, Mg(ClO4)2.6H2O, FeSiF6.6H2O, dan

Na4XeO6.8H2O. Garam-garam yang mengandung molekul-molekul air tersebut disebut dengan

hidrat yang cenderung bersifat stabil dan memiliki bentuk kristal tertentu. Molekul-molekul air

yang ada di dalam hidrat disebut air hidrat atau air kristal. CuSO4, Mg(ClO4)2, FeSiF6 dan

Na4XeO6 tak terhidrat adalah amorf atau tidak memiliki bentuk kristal. Apabila struktur dari

senyawa yang mengandung molekul-molekul air tersebut belum diketahui, maka penulisan

rumus senyawanya adalah dengan menuliskan rumus dari garam, diikuti dengan titik, lalu jumlah

molekul air diikuti dengan rumus dari air. Apabila struktur dari hidrat telah diketahui, maka

rumus senyawa dapat dituliskan secara lebih jelas, maksudnya anion dan molekul air yang

berlaku sebagai ligan harus ditulis secara berbeda letaknya dengan anion dan molekul-molekul

air yang tidak berlaku sebagai ligan. Sebagai contoh struktur dari CuSO4.5H2O berdasarkan studi

dengan metode difraksi sinar-X adalah seperti pada Gambar 22.

Gambar 22. Struktur dari CuSO4.5H2O

Dari Gambar 21 diketahui bahwa ion sulfat berlaku sebagai ligan dengan dua atom oksigen

terikat pada atom pusat yang berbeda, empat molekul air juga berlaku sebagai ligan dan sisanya

bukan ligan sehingga penulisan rumus senyawanya adalah [Cu(O2SO2)(H2O)4].H2O. Molekul air

yang bukan ligan terikat melalui empat ikatan hidrogen dengan atom-atom oksigen dari ion

16

sulfat dan atom-atom hidrogen dari dua molekul air. Adanya molekul air yang kelima tersebut

menyebabkan tolakan antara ion-ion sulfat yang ukurannya besar dapat diminimalkan. Fakta ini

menunjukkan bahwa molekul air kelima pada senyawa tersebut berfungsi untuk menstabilkan

kisi kristal yang ada.

Apabila hidrat tersebut dipanaskan, maka molekul air kelima akan terlepas lebih dulu dari

hidrat karena ia hanya berikatan hidrogen, empat molekul air yang lain terikat pada atom pusat

dengan ikatan kovalen koordinasi dengan kekuatan ikatan yang lebih besar daripada kekuatan

ikatan hidrogen. Oleh karena itu, empat molekul air tersebut baru lepas dari hidrat setelah

molekul air yang kelima lepas. Peristiwa lepasnya molekul-molekul air dari hidrat tersebut

disebut dengan pelapukan atau efloresensi.

Klatrat

Molekul-molekul air dapat membentuk berbagai polihedra, salah satunya adalah pentagonal

dodekahedral seperti diberikan pada Gambar 23.

Gambar 23. Pentagonal Dodekahedral dari 20 Molekul Air yang Berikatan Hidrogen Antarmolekul

Pentagonal dodekahedral tersusun atas 20 molekul air yang terhubung melalui ikatan-ikatan

hidrogen antarmolekul. Dalam membentuk polihedra tersebut setiap molekul air membentuk tiga

ikatan hidrogen antarmolekul melalui dua atom hidrogen dan sebuah pasangan elektron

bebasnya, atau melalui satu atom hidrogen dan dua pasangan elektron bebasnya sehingga setiap

molekul air yang terdapat pada puncak (apex) polihedra memiliki sisa sebuah atom H atau

sebuah pasangan elektron bebas seperti yang terlihat pada Gambar 24 (a) dan (b).

17

Gambar 24. Dua Macam Molekul Air pada Puncak Pentagonal Dodekahedral yang Dapat Berikatan Hidrogen Antarmolekul dengan Molekul Air pada Pentagonal Dodekahedral di

Dekatnya (a) Melalui Atom H dan (b) Melalui PEB

Melalui sisa atom H dan sisa pasangan elektron bebas tersebut suatu polihedra dapat

membentuk ikatan hidrogen dengan polihedra-polihedra di dekatnya. Oleh karena itu, dalam zat

padat polihedra-polihedra tersebut dapat membentuk suatu struktur atau bangunan besar yang di

dalamnya banyak terdapat ruang kosong. Molekul-molekul tamu (guest molecules) seperti Ar,

Kr, Xe, CH4, C12, dan molekul-molekul kecil yang lain dapat menempati sebagian ruang-ruang

kosong (voids) tersebut sehingga diperoleh suatu material yang disebut klatrat (clathrat). Dalam

klatrat polihedra-polihedra berfungsi sebagai molekul inang (host), sedangkan molekul-molekul

kecil di dalamnya berlaku sebagai tamu, sehingga klatrat termasuk salah satu dari golongan

senyawa inang tamu (guest-host compound). Jumlah ruang kosong yang ditempati oleh

molekul-molekul tamu bervariasi sehingga formula klatrat yang diperoleh bervariasi pula. Salah

satu contoh formula dari klatrat adalah 6X.46H2O (X=molekul tamu). Mengingat molekul-

molekul tamu tersebut cenderung merupakan molekul-molekul nonpolar, maka gaya yang

bekerja antara tamu dan inangnya adalah gaya dipol-dipol induksian.

Polihedra-polihedra yang terdapat pada klatrat dapat tersusun atas molekul-molekul air

dengan jumlah yang berbeda sehingga volume ruang kosong yang terdapat di dalam polihedra

juga bervariasi. Oleh karena itu, secara praktis klatrat dapat digunakan untuk menyerap molekul-

molekul dengan ukuran tertentu.

Gaya London Terjadi Antara Molekul-Molekul Polar Maupun Nonpolar

Perbandingan kekuatan gaya London, gaya dipol-dipol, dan ikatan hidrogen diberikan pada

Tabel 3.

18

Tabel 3.Perbandingan Kekuatan Gaya Antamolekul

Gaya antarmolekul Kekuatan (kj/mol)

Gaya London 1-10

Gaya dipol-dipol 3-4

Ikatan hidrogen 4-45

Antara molekul-molekul polar tidak hanya terjadi gaya dipol-dipol. Seandainya antara

molekul-molekul HBr atau molekul-molekul HC1 dalam cairannya hanya terjadi gaya dipol-

dipol maka titik didih HC1 > HBr karena kepolaran HC1 > HBr. Fakta eksperimen menunjukkan

bahwa titik didih HBr > HCl. Hal ini menunjukkan bahwa selain gaya dipol-dipol, juga terjadi

gaya antarmolekul yang lain. Gaya ini kekuatannya dipengaruhi oleh banyaknya elektron dalam

molekul atau besarnya massa molekul zat.

Gaya yang kekuatannya tergantung pada jumlah elektron dalam molekul atau besarnya

massa molekul zat adalah gaya London. Jadi, antara molekul-molekul polar selain terjadi gaya

dipol-dipol juga terjadi gaya London. Antara molekul polar dan molekul nonpolar selain terjadi

gaya dipol-dipol induksian juga terjadi gaya London. Antara molekul-molekul yang berikatan

hidrogen antarmolekul juga terjadi gaya London. Antara molekul-molekul nonpolar hanya terjadi

gaya London. Persentase masing-masing gaya antarmolekul yang terjadi pada beberapa senyawa

diberikan pada Tabel 4.

Tabel 4.Persentase Gaya Antarmolekul pada Beberapa Senyawa

(Sumber: Petrucci, & Harwood, 1993,452)

Senyawa MrMomen

dipol (D)% gaya London

% gaya dipol-dipol

F2 38,00 0 100 0

HC1 36,46 1,08 81,4 18,6

HBr 80.92 0,82 94,5 5,5

HI 127,91 0,44 99,5 0,5

Data pada Tabel 4 menunjukkan bahwa dengan semakin berkurangnya kepolaran molekul

atau berkurangnya momen dipol molekul, maka kontribusi dari gaya London semakin

meningkat, sebalikny a kontribusi dari gaya dipol-dipol semakin berkurang. Kontribusi dari gaya

London juga bertambah dengan kenaikan massa molekul zat. Kekuatan masing-masing gaya

antarmolekul yang terjadi pada beberapa zat diberikan pada Tabel 5.

19

Tabel 5. Kekuatan Gaya Antarmolekul (kJ/mol) pada Beberapa Senyawa (Sumber: Kask, & Rawn, 1993,420)

Senyawa MrMomen

dipol (D)gaya dipol-dipol atau ikatan

hidrogen (kj/mol)gaya London

(kj/mol)

H20 18,0153 1,85 36,4 9,0

NH3 17,0306 1,47 13,3 14,7

HCl 36,46 1,0 3,31 16,8

HBr 80,92 0,82 0,69 21,9

HI 127,91 0,44 0,025 27,9

Ar 39,95 0 0 8,49

Data pada Tabel 5 menunjukkan bahwa semakin berkurangnya kepolaran molekul atau

berkurangnya momen dipol molekul, maka kekuatan dari gaya London semakin meningkat,

sebaliknya kekuatan dari gaya dipol-dipol atau ikatan hidrogen semakin berkurang. Data pada

Tabel 5 juga menunjukkan bahwa ikatan hidrogen merupakan gaya antarmolekul yang paling

kuat, sedangkan gaya London merupakan gaya antarmolekul yang lemah. Meskipun demikian,

pada molekul-molekul yang memiliki massa molekul besar, kekuatan gaya London ini dapat

melebihi kekuatan ikatan hidrogen. Buktinya, pada suhu 25°C air yang antara molekul-

molekulnya dapat membentuk ikatan hidrogen antarmolekul fasenya adalah cair, sedangkan I2

yang antara molekul-molekulnya hanya dapat membentuk gaya London, fasenya adalah padat.

Kekuatan Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya antarmolekul yang terkuat. Kekuatan ikatan hidrogen

berhubungan dengan sudut ikatan yang ada. Andaikata atom hidrogen berikatan dengan atom A

dan atom B yang memiliki keelektronegatif an tinggi, maka sudut ikatan A-H-B maksimal adalah

sebesar 180°.

Pengecilan sudut ikatan A-H-B menyebabkan tolakan antara dua pasangan elektron pada

kulit valensi atom hidrogen semakin kuat, ikatan hidrogen H····B semakin panjang dan semakin

20

lemah. Kekuatan ikatan hidrogen semakin berkurang dengan semakin kecilnya sudut ikatan A-H-

B.

Kekuatan ikatan hidrogen semakin bertambah bila terjadi resonansi ikatan kovalen dengan

ikatan hidrogen yang ada seperti teramati pada ion HF2- yang resonansinya ditunjukkan pada

Gambar 9. Jarak van der Waals A····B dan panjang ikatan hidrogen H····B pada ikatan-ikatan

hidrogen yang biasa dijumpai diberikan pada Tabel 6.

Tabel 6.Jarak van der Waals A—B dan Panjang Ikatan Hidrogen H····B

(SumberHuheey,Keiter,&Keiter, 1993,301)

A-H···· B Jarak van der Waals A---B (pm)

Panjang ikatan hidrogen H — B (pm)

Teoretis Eksperimen Teoretis Eksperimen

F-H-F 270 240 260 120

O-H-O 280 270 260 170

O-H-F 280 270 260 170

O-H-N 290 280 270 190

N-H-O 290 290 260 200

N-H-F 290 280 260 190

N-H-N 300 310 270 220

C-H-O 300 320 260 230

Pengaruh Gaya Antarmolekul Terhadap Sifat Fisika Zat

Gaya antarmolekul, baik berupa gaya London, gaya dipol-dipol induksian, gaya dipol-dipol,

maupun ikatan hidrogen dapat memengaruhi sifat fisika zat, seperti entalpi penguapan, titik

lebur, titik didih, tekanan uap, dan kekentalan.

Pengaruh Gaya Antarmolekul Terhadap Titik Didih dan Titik Lebur Zat

Bertambah besarnya kekuatan gaya antarmolekul menyebabkan bertambah tingginya titik

lebur dan titik didih zat. Untuk gas-gas mulia yang bersifat nonpolar, maka gaya antarmolekul

yang terjadi sepenuhnya berupa gaya London. Bertambah banyaknya elektron dalam gas mulia

atau dengan bertambahnya massa atom gas mulia menyebabkan dipol sesaat maupun dipol

induksian pada gas mulia semakin mudah terbentuk, yang diikuti dengan bertambah kuatnya

gaya London yang terjadi. Akibatnya, titik lebur dan titik didih gas mulia bertambah tinggi

21

seiring dengan bertambah banyaknya elektron dalam gas mulia atau dengan bertambahnya massa

atom gas mulia seperti ditunjukkan dan pada Gambar 25. Fakta yang sama juga teramati pada

titik lebur dan titik didih dari EH4 (E = C, Si, Ge, Sn) yang berbentuk tetrahedral dan bersifat

nonpolar.

Gambar 25. (a) Titik Lebur dan (b) Titik Didih beberapa Senyawa Hidrida dariUnsur-Unsur Golongan 14,15,16, dan 17, serta Unsur-Unsur Golongan 18

Adanya ikatan hidrogen antarmolekul menyebabkan titik lebur dan titik didih H2O lebih

tinggi daripada titik lebur dan titik didih senyawa-senyawa segolongannya (H2S, H2Se, dan

H2Te). Kepolaran H2S > H2Se > H2Te, sedangkan massa molekul H2S < H2Se < H2Te. Hal itu

menyebabkan kontribusi gaya dipol-dipol antara molekul-molekul H2S > H2Se > H2Te,

sebaliknya kontribusi gaya London antara molekul-molekul H2S < H2Se < H2Te. Diperolehnya

fakta bahwa titik lebur dan titik didih H2S < H2Se < H2Te menunjukkan bahwa dengan

bertambah banyaknya elektron dalam senyawa atau dengan bertambahnya massa molekul

senyawa, kontribusi gaya London lebih dominan daripada kontribusi dari gaya dipol-dipol.

Adanya ikatan hidrogen juga menyebabkan titik lebur NH3 lebih tinggi daripada titik lebur

senyawa-senyawa segolongannya (PH3, AsH3, dan SbH3). Titik didih NH3 juga lebih tinggi

daripada titik didih PH3 dan AsH3 akan tetapi masih lebih rendah daripada titik didih SbH3. Hal

ini juga menunjukkan adanya dominasi gaya London daripada gaya dipol-dipol dengan

22

bertambah banyaknya elektron dalam senyawa atau dengan bertambahnya massa molekul

senyawa.

Berdasarkan perbedaan keelektronegatifan atom N, O dan F, maka kekuatan ikatan hidrogen

yang terbentuk akan berbeda pula. Mengingat keelektronegatifan atom F > O > N, maka untuk

setiap ikatan hidrogen, kekuatan ikatan hidrogen H····F > H····O > H····N. Diperolehnya fakta

bahwa titik didih H2O > HF > NH3 disebabkan oleh banyaknya ikatan hidrogen antarmolekul

yang dapat dibentuk oleh setiap molekul H2O, HF, atau NH3.

Dalam fase cair, H2O dengan 2 atom hidrogen dan 2 PEB mampu membentuk 4 ikatan

hidrogen antarmolekul dengan 4 molekul H2O yang lain yang ada di dekatnya. Sebaliknya, HF

(dengan 1 atom hidrogen dan 3 PEB) dan NH3 (dengan 3 atom hidrogen dan 1 PEB) hanya

mampu membentuk 2 ikatan hidrogen antarmolekul dengan molekul-molekul sejenis yang ada di

dekatnya. H2O dengan 4 ikatan hidrogen antarmolekul memiliki total gaya antarmolekul yang

lebih kuat daripada HF atau NH3 yang hanya dapat membentuk 2 ikatan hidrogen antarmolekul.

Akibatnya, titik didih H2O > HF > NH3. Titik didih HF > NH3 karena kekuatan ikatan hidrogen

H····F > H····N dan keduanya hanya mampu membentuk 2 ikatan hidrogen antarmolekul.

Dalam fase padat H2O tetap dapat membentuk 4 ikatan hidrogen antarmolekul, sedangkan

HF dan NH3 hanya mampu membentuk 2 ikatan hidrogen antarmolekul. Oleh karena itu, titik

lebur H2O masih lebih tinggi daripada titik lebur HF atau NH3. Titik lebur NH3 > HF. Hal ini

mungkin berkaitan dengan kemasan (packing) molekul-molekul tersebut di dalam kisi kristalnya.

Senyawa-senyawa yang berisomer memiliki gaya antarmolekul dengan kekuatan yang

berbeda, misalnya untuk cis- dan trans-l,2-dikloroetilena. Cis-1,2-dikloroetilena merupakan

molekul polar sedangkan trans-l,2dikloroetilena merupakan molekul nonpolar. Gaya

antarmolekul yang terjadi antara molekul-molekul cis-1,2-dikloroetilena adalah gaya dipol-dipol

dan gaya London, sedangkan antara molekul-molekul trans-l,2-dikloroetilena adalah gaya

London. Untuk senyawa yang berisomer, gaya antarmolekul senyawa-senyawa polar selalu lebih

kuat dibandingkan gaya antarmolekul senyawa-senyawa nonpolar. Oleh karena itu, titik didih

cis-1,2-dikloroetilena lebih tinggi daripada titik didih trans-l,2-dikloroetilena. Fenomena yang

sama juga teramati pada titik didih dari o-diklorobenzena dan p-diklorobenzena. o-

diklorobenzena bersifat polar, sedangkan p-diklorobenzena bersifat nonpolar. Gaya antara

molekul-molekul o-diklorobenzena adalah gaya dipol-dipol dan gaya London, sedangkan antara

molekul-molekul p-diklorobenzena adalah gaya London. Titik didih o-diklorobenzena lebih

23

tinggi daripada titik didih p-diklorobenzena seperti ditunjukkan pada data yang tercantum dalam

Tabel 7.

Tabel 7.Titik Didih Senyawa Polar dan Senyawa Nonpolar yang Berisomer

Senyawa Titik didih (°C)

cis-l,2-dikloroetilena trans-l,2-dikloroetilena

o-diklorobenzenap-diklorobenzena

60,347,5179174

Untuk senyawa-senyawa yang berisomer, isomer yang dapat membentuk ikatan hidrogen

antarmolekul gaya antarmolekulnya selalu lebih kuat daripada isomernya yang tidak dapat

membentuk ikatan hidrogen antarmolekul. Akibatnya, titik lebur dan titik didih isomer yang

dapat membentuk ikatan hidrogen antarmolekul selalu lebih tinggi daripada titik lebur dan titik

didih isomernya yang tidak dapat membentuk ikatan hidrogen antarmolekul, seperti yang

teramati pada alkohol dan eter. Titik lebur dan titik didih alkohol selalu lebih tinggi daripada titik

lebur dan titik didih eter isomernya karena alkohol dapat membentuk ikatan hidrogen

antarmolekul sedangkan eter tidak dapat. Fenomena ini ditunjukkan dengan data titik lebur dan

titik didih beberapa alkohol dan eter isomernya yang tercantum pada Tabel 8.

Tabel 8.Titik Lebur dan Titik Didih Beberapa Alkohol dan Eter Isomernya

Senyawa Titik lebur (°C) Titik didih (°C)

Etanol -117 78,5

Dimetril eter -142 -24,8

1-Butanol -89,5 117

Dietil eter -116 34,5

Molekul-molekul tertentu seperti o-nitroanilina, o-nitrofenol, dan o-metil salisilat dapat

membentuk ikatan hidrogen intramolekul seperti ditunjukkan pada Gambar 10. Molekul m-

nitrofenol, m-nitroanilina, dan m-metil salisilat kemampuannya dalam membentuk ikatan

hidrogen intramolekul semakin berkurang karena jarak antara atom-atom yang terlibat dalam

24

pembentukan ikatan tersebut semakin jauh seperti ditunjukkan pada Gambar 26. Ikatan hidrogen

intramolekular pada molekul-molekul dengan isomer meta tersebut adalah jauh lebih lemah

daripada ikatan hidrogen intramolekular pada molekul-molekul dengan isomer ortho.

Gambar 26. Ikatan Hidrogen Intramolekul Lemah pada Molekul(a) m-Nitrofenol; (b) m-Nitroanilina; dan (c) m-Metil Salisilat

Molekul p-nitrofenol, p-nitroanilina, dan p-metil salisilat tidak dapat membentuk ikatan

hidrogen intramolekul karena jarak antara atom-atom yang terlibat dalam pembentukan ikatan

tersebut terlalu jauh seperti ditunjukkan pada Gambar 27.

Gambar 27. Molekul: (a) p-Nitrofenol; (b) p-Nitroanilina; dan (c) p-Metil Salisilat

Molekul-molekul yang sudah membentuk ikatan hidrogen intramolekul masih dapat

membentuk ikatan hidrogen antarmolekul dengan molekul-molekul yang lain, akan tetapi

kekuatannya berkurang. Dengan kata lain, adanya ikatan hidrogen intramolekul dalam suatu

molekul akan memperlemah ikatan hidrogen antarmolekul yang dapat dibentuk olehnya.

Kekuatan gaya antarmolekul tergantung kepada kekuatan ikatan hidrogen antarmolekul yang ada

sehingga titik lebur dan titik didih zat tergantung kepada kekuatan ikatan hidrogen antarmolekul

tersebut. Molekul o-nitrofenol dapat membentuk ikatan hidrogen intramolekul, sedangkan p-

nitrofenol tidak dapat. Kekuatan ikatan hidrogen antarmolekul dari p-nitrofenol > o-nitrofenol.

25

Oleh karena itu kekuatan gaya antarmolekul dari o-nitrofenol < p-nitrofenol sehingga titik lebur

dan titik didih dari o-nitrofenol < p-nitrofenol. Fenomena yang sama juga terjadi pada

nitroanilina seperti ditunjukkan faktanya dengan data yang tercantum pada Tabel 9.

Tabel 9.Titik Lebur (t.l.) dan Titik Didih (t.d.) dari Nitrofenol, dan Nitroanilina

Isomer o- m- p-

t.l. (°C) t.d. (°C) t.l. (°C) t.d. (°C) t.l. (°C) t.d. (°C)

Nitrofenol 44,9 216 97 194 114 279 (dec.)

Nitroanilina 71,5 284 112,5 305-307 (dec) 147,8 331

dec: decompose (terurai)

Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Entalpi Penguapan Cairan

Untuk setiap zat, entalpi penguapannya (∆HV, v = vaporization, penguapan) lebih besar

daripada entalpi peleburannya (∆Hf/ f = fusion, peleburan). Hal ini karena pada waktu terjadi

penguapan molekul-molekul terpisahkan dalam jarak yang relatif lebih jauh daripada jaraknya

pada waktu terjadi peleburan. Pada waktu cairan mengalami penguapan, maka molekul-molekul

berubah dari situasi ketika gaya antarmolekulnya memiliki kekuatan yang relatif besar dalam

cairan, ke situasi dimana gaya antarmolekulnya memiliki kekuatan yang demikian kecil dalam

uap. Oleh karena itu, harga ∆HV memberikan indikator tentang besarnya energi yang diperlukan

untuk memisahkan molekul-molekul satu dari yang lain.

Untuk senyawa-senyawa nonpolar dari unsur-unsur segolongan, misalnya X2 (X = F, Cl, Br,

I), kekuatan gaya antarmolekulnya (yang sepenuhnya merupakan gaya London) bertambah besar

dengan bertambahnya jumlah elektron dalam senyawa atau dengan bertambahnya massa molekul

senyawa. Hal itu mengakibatkan kemudahan untuk memisahkan satu molekul dari molekul-

molekul yang lain pada cairan F2 > C12 > Br2 > I2 sehingga entalpi penguapan dari cairan F2 <

C12 < Br2 < I2.

Senyawa-senyawa polar seperti HC1 memiliki gaya antarmolekul yang lebih kuat daripada

C12 yang merupakan senyawa nonpolar, meskipun massa molekul HC1 lebih kecil daripada

massa molekul C12. Akibatnya, entalpi penguapan cairan HC1 lebih tinggi daripada entalpi

penguapan cairan C12.

26

Senyawa-senyawa nonpolar seperti hidrokarbon gaya antarmolekulnya bertambah dengan

bertambah panjangnya rantai karbon. Oleh karena itu, entalpi penguapannya juga bertambah

dengan bertambah panjangnya rantai karbon.

Air yang gaya antarmolekulnya lebih kuat daripada amoniak, entalpi penguapannya lebih

besar daripada entalpi penguapan amoniak. Fakta-fakta tersebut ditunjukkan dengan data yang

tercantum pada Tabel 10.

Tabel 10.Entalpi Penguapan (∆Hv) Beberapa Zat

(Sumber: Brady, Russell, & Holum, 2000,494)

Cairan ∆HV (kj/mol) Jenis gaya antar molekul yang ada

F2 5,9 Gaya London

C12 10,0 Gaya London

Br2 15,0 Gaya London

I2 22,0 Gaya London ^

HCl 15,6 Dipol-dipol dan gaya London

SO2 24,3 Dipol-dipol dan gaya London

CH4 8,16 Gaya London

C2H6 15,1 Gaya London

C3H8 16,9 Gaya London

H2O 43,9 Ikatan hidrogen dan gaya London

NH3 21,7 Ikatan hidrogen dan gaya London

Pengaruh Gaya Antarmolekul Terhadap Tekanan Uap Zat

Zat yang mudah menguap memiliki tekanan uap yang lebih tinggi daripada zat yang lebih

sukar menguap. Pada suhu 25°C tekanan uap minyak kayu putih lebih tinggi daripada tekanan

uap air karena minyak kayu putih lebih mudah menguap daripada air. Kemudahan suatu zat

untuk menguap tergantung kepada kekuatan gaya antarmolekulnya. Dalam hal ini, semakin kuat

gaya antarmolekul zat, maka zat tersebut semakin sukar menguap dan tekanan uapnya semakin

rendah.

Senyawa-senyawa yang berisomer kekuatan gaya antarmolekulnya berbeda. Kekuatan gaya

antarmolekul dari cis-l,2-dikloroetilena lebih besar daripada kekuatan gaya antarmolekul dari

trans-l,2-dikloroetilena. Cis-l,2-dikloroetilena lebih sukar menguap daripada trans-l,2-

27

dikloroetilena, akibatnya tekanan uap dari cis-l,2-dikloroetilena lebih rendah daripada tekanan

uap dari trans-1,2-dikloroetilena.

Tekanan uap zat juga ditentukan oleh mudah tidaknya zat tersebut membentuk ikatan

hidrogen intramolekul. Untuk asam hidroksibenzoat, kemudahan dalam membentuk ikatan

hidrogen intramolekul dari asam o-hidroksibenzoat > asam m-hidroksibenzoat > asam p-

hidroksibenzoat. Sebaliknya, kemudahan dalam membentuk ikatan hidrogen antarmolekul dari

asam o-hidroksibenzoat < asam m-hidroksibenzoat < asam p-hidroksibenzoat. Kekuatan gaya

antarmolekul dari asam o-hidroksibenzoat < asam m-hidroksibenzoat < asam p-hidroksibenzoat.

Kemudahan menguap dari asam o-hidroksibenzoat > asam m-hidroksibenzoat > asam p-

hidroksibenzoat. Akibatnya tekanan uap dari asam o-hidroksibenzoat > asam m-hidroksibenzoat

> asam p-hidroksibenzoat. Perbandingan besarnya tekanan uap dari asam o-hidroksibenzoat,

asam m-hidroksibenzoat, dan asam p-hidroksibenzoat adalah 1320:5:1.

Pengaruh Gaya Antarmolekul Terhadap Misibilitas Zat

Ketercampuran atau misibilitas (miscibility) zat adalah kemampuan suatu zat untuk larut

dalam zat lain. Misibilitas ini seringkali dikaitkan dengan zat dalam fase cair sehingga secara

lebih khusus misibilitas didefinisi sebagai kemampuan dua cairan yang berbeda untuk larut satu

dalam yang lain (Whitten, Davis, Peck: 1996,442).

Misibilitas tergantung pada tiga rnacam interaksi atau gaya tarik, yaitu interaksi antara zat

terlarut dengan zat terlarut (solute-solute interaction), interaksi antara pelarut dengan pelarut

(solvent-solvent interaction) dan interaksi antara zat terlarut dengan pelarut (solute-solvent

interaction).

Misibilitas antara dua macam zat bertambah besar dengan semakin kuatnya interaksi antara

zat terlarut dengan pelarut. Sebaliknya, misibilitas dua macam zat akan berkurang dengan

semakin kuatnya interaksi antara zat terlarut dengan zat terlarut serta interaksi antara pelarut

dengan pelarut. Hubungan antara misibilitas dengan kekuatan tiga macam interaksi atau gaya

antarmolekul tersebut diberikan pada Tabel 11.

28

Tabel 11. Kekuatan Gaya Antarmolekul dan MisibilitasGaya antarmolekul Contoh

Pelarut-pelarut

Zat terlarut-zat terlarut

Zat terlarut-pelarut

Pelarut Zat terlarut Misibilitas

Lemah Kuat Kuat

Lemah Kuat Lemah

Lemah Kuat Lemah

C6H14

H2O H2O

CC14

CH3OHC6H14

Larut sempurna Larut sempurna Hampir tidak larut

Kuat Lemah

Lemah Kuat

Kuat Lemah

H2OC6H14

(CH3)2CO sukrosa

Larut sempurna Hampir tidak larut

Keterangan: Pada contoh-contoh tersebut gaya antarmolekul kuat yang terjadi merupakan ikatan hidrogen, sedangkan gaya antarmolekul lemah yang terjadi adalah gaya London, gaya dipol-dipol atau gaya dipol-dipol induksian.

Pada contoh tersebut tampak bahwa dua zat cenderung larut sempurna apabila: (1) baik zat

terlarut maupun pelarut bersifat nonpolar; atau (2) baik zat terlarut maupun pelarut bersifat polar.

Hal ini terjadi karena gaya antarmolekul antara senyawa-senyawa sejenis cenderung memiliki

kekuatan yang sama. Kecenderungan ini menyebabkan munculnya kaidah "like dissolves like".

Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Tetapan Dielektrik Zat

Molekul dengan momen dipol yang hampir sama dapat memiliki tetapan dielektrik yang

berbeda harganya, tergantung kepada kekuatan gaya antarmolekul yang terjadi, contohnya air

dan etanol. Pada suhu 25°C, air dengan momen dipol 1,85 D memiliki tetapan dielektrik sebesar

78,54, sedangkan etanol dengan momen dipol 1,69 D memiliki tetapan dielektrik sebesar 24,3.

Perbedaan yang besar ini berkaitan langsung dengan kekuatan gaya antarmolekul atau ikatan

hidrogen yang terjadi pada dua zat tersebut. Sebagaimana ditunjukkan pada Gambar 15 dan 16,

setiap molekul air dapat membentuk empat ikatan hidrogen antarmolekul dengan empat molekul

air yang ada di dekatnya, sedangkan setiap molekul etanol hanya dapat membentuk dua ikatan

hidrogen antarmolekul dengan dua molekul etanol yang ada di dekatnya. Akibatnya, kekuatan

ikatan hidrogen pada air lebih besar daripada kekuatan ikatan hidrogen pada etanol sehingga

tetapan dielektrik air lebih tinggi daripada tetapan dielektrik etanol.

Tetapan dielektrik merupakan sifat suatu zat, khususnya cairan, sebagai suatu kesatuan.

Tetapan dielektrik air merupakan sifat kolektif dari banyak molekul air yang dihubungkan

dengan ikatan hidrogen sebagai suatu kesatuan, bukannya sifat molekul air secara individu. Sifat

kolektif ini ditentukan oleh kekuatan gava antarmolekul yang ada. Dalam hal ini ada

29

kecenderungan bahwa tetapan dielektrik zat semakin besar dengan semakin kuatnya gaya

antarmolekul yang terjadi pada zat tersebut.

Kenaikan temperatur akan memperbesar jarak antara molekul-molekul baik dalam fase

padat, cair, maupun gas sehingga kekuatan gaya antarmolekul berkurang. Akibatnya tetapan

dielektrik zat juga berkurang. Untuk air, tetapan dielektriknya adalah 88,0 pada suhu 0°C, 78,54

pada suhu 25°C, dan 55,3 pada suhu 100°C.

Pengaruh Gaya Antarmolekul Terhadap Kekentalan Zat

Kekentalan (viscosity) cairan merupakan ukuran resistansi (resistance) suatu zat untuk

mengalir. Oli adalah resistan untuk mengalir atau sukar mengalir, sebaliknya air tidak resistan

atau mudah mengalir. Zat yang mudah mengalir memiliki kekentalan yang rendah, dan

sebaliknya. Air lebih mudah mengalir daripada oli karena kekentalan air lebih rendah

dibandingkan kekentalan oli.

Kemudahan zat untuk mengalir berhubungan langsung dengan kekuatan gaya

antarmolekulnya. Semakin kuat gaya antarmolekul yang ada, maka zat akan makin sulit mengalir

dan akibatnya kekentalannya semakin tinggi. Kekentalan zat dinyatakan dengan satuan

sentipoise (cP).

Gliserol memiliki kekentalan yang sangat tinggi karena banyaknya ikatan hidrogen

antarmolekul yang dapat dibentuk antara molekul-molekulnya.

Kenaikan temperatur akan memperbesar jarak antara molekul-molekul, baik dalam fase

padat, cair maupun gas, sehingga kekuatan gaya antarmolekul berkurang, akibatnya kekentalan

zat juga berkurang. Untuk air, kekentalannya sekitar 1,002 cP pada suhu 20°C, 0,467 cP pada

suhu 60°C, dan 0,282 cP pada suhu 100°C. Fakta sehari-hari yang dapat kita amati secara

langsung adalah kekentalan minyak goreng. Pada waktu digunakan untuk menggoreng dapat

dirasakan bahwa kekentalan minyak semakin berkurang dengan bertambah panasnya minyak.

Pengaruh Gaya Antarmolekul Terhadap Permukaan Cairan

Permukaan cairan yang terdapat dalam suatu pipa gelas yang penampangnya kecil,

misalnya pipa kapiler dengan bahan utama SiO2, bisa cekung atau cembung. Air yang terdapat

dalam pipa kapiler dari gelas permukaannya cekung, sedangkan raksa permukaannya cembung.

Molekul-molekul air yang menempel pada pipa kapiler melalui atom hidrogennya membentuk

30

ikatan hidrogen antarmolekul dengan atom-atom oksigen dari SiO2 yang terdapat pada pipa

kapiler. Gaya ikat yang terjadi dikenal sebagai adhesi (adhesion) karena terjadi antara molekul-

molekul yang berbeda. Di samping itu, molekul-molekul air tersebut juga mengadakan ikatan

hidrogen antarmolekul dengan molekul-molekul air yang tidak menempel pada dinding pipa

kapiler. Gaya ikat yang terjadi dikenal sebagai kohesi (cohesion), karena terjadi antara molekul-

molekul sejenis. Karena adhesi lebih kuat daripada kohesi, maka permukaan air dalam pipa

kapiler menjadi cekung.

Atom-atom raksa yang dekat dengan pipa kapiler mengadakan gaya tarik dengan SiO2 dari

pipa kapiler. Gaya tarik ini disebut adhesi. Di samping itu, atom-atom raksa tersebut

mengadakan gaya London dengan atom-atom raksa yang tidak menempel pada dinding pipa

kapiler. Gaya tarik ini disebut dengan kohesi. Karena adhesi lebih lemah dibandingkan kohesi

maka permukaan raksa dalam pipa kapiler menjadi cembung.

Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap BentukTetesan Cairan

Pada waktu cairan menetes, molekul-molekul dalam tetesan dapat dibagi menjadi dua

macam, yaitu molekul-molekul pada permukaan cairan (A) dan molekul-molekul tidak pada

permukaan cairan (B). Dua macam molekul tersebut mengalami gaya antar molekul yang

berbeda seperti ditunjukkan pada Gambar 28.

Gambar 28. Gaya Antarmolekul yang Terjadi pada Molekul yang Terdapat pada Permukaan Cairan (A) dan pada Molekul yang Terdapat Tidak pada Permukaan Cairan (B)

Molekul-molekul yang tidak terdapat pada permukaan cairan dapat dianggap mengalami

gaya tarik dengan molekul-molekul lain ke segala arah, sedangkan molekul yang terdapat pada

permukaan cairan mengalami gaya tarik dengan molekul-molekul lain yang arahnya ke samping

dan ke dalam cairan saja. Molekul-molekul yang terdapat pada permukaan cairan tertarik dengan

kuat ke dalam cairan sehingga jumlah molekul yang terdapat pada permukaan cairan menjadi

31

minimal. Hal ini mengakibatkan luas permukaan tetesan menjadi minimal. Luas permukaan yang

minimal ini terjadi bila permukaan tetesan cairan merupakan permukaan bola. Oleh karena itu,

tetesan cairan cenderung mengadopsi bentuk bola.

Pengaruh Gaya Antarmolekul Terhadap Sifat Kimia Zat

Dua di antara sifat-sifat kimia zat yang dipengaruhi oleh kekuatan gaya antarmolekul adalah

kekuatan asam dan basa zat. Dua sifat ini dapat dipengaruhi oleh adanya ikatan hidrogen

intramolekul dari senyawa. Pada senyawa-senyawa golongan fenol, misalnya o- dan p-nitrofenol,

kekuatan asam o-nitrofenol berbeda dengan kekuatan asam p-nitrofenol. Sebagaimana telah

dijelaskan bahwa p-nitrofenol tidak dapat membentuk ikatan hidrogen intramolekul, sedangkan

o-nitrofenol dapat. Dengan demikian, atom hidrogen yang terikat pada atom oksigen pada o-

nitrofenol lebih sulit dilepaskan sebagai ion hidrogen (H+) daripada atom hidrogen yang terikat

pada atom oksigen pada p-nitrofenol. Akibatnya, kekuatan asamdari o-nitrofenol lebih rendah

daripada kekuatan asam p-nitrofenol {pKa (o-nitrofenol) = 7,17; pKa (p-nitrofenol) = 7,15}.

Kekuatan basa amonium hidroksida (NH4OH) berbeda dari kekuatan basa

tetrametilamonium hidroksida (N(CH3)4OH) dan dimetilamonium hidroksida (NH2(CH3)2OH).

Pada amonium hidroksida dan dimetilamonium hidroksida dapat terjadi ikatan hidrogen antarion,

sedangkan pada tetrametilamonium hidroksida tidak terjadi ikatan hidrogen antarion seperti

ditunjukkan pada Gambar 29.

a b cGambar 29. Amonium Hidroksida (a) dan Dimetilamonium Hidroksida (b) dengan Ikatan

Hidrogen Interionik dan Tetrametilamonium Hidroksida (c) tanpa Ikatan Hidrogen Interionik

Adanya ikatan hidrogen interionik pada amonium hidroksida dan dimetilamonium

hidroksida menyebabkan ion hidroksida (OH-) lebih sulit dilepaskan daripada ion hidroksil pada

tetrametilamonium hidroksida. Dengan demikian, kekuatan basa tetrametilamonium hidroksida

lebih tinggi daripada kekuatan basa amonium hidroksida dan dimetilamonium hidroksida.

Pada amonium hidroksida terdapat empat atom hidrogen yang dapat membentuk ikatan

hidrogen interionik, sedangkan pada dimetilamonium hidroksida hanya ada dua atom hidrogen.

32

Kemungkinan terjadinya ikatan hidrogen interionik pada amonium hidroksida dua kali lebih

besar daripada kemungkinan terjadinya ikatan hidrogen antarion pada dimetilamonium

hidroksida. Hal itu menyebabkan ikatan hidrogen antarion pada amonium hidroksida lebih kuat

daripada ikatan hidrogen antarion pada dimetilamonium hidroksida. Ion hidroksil pada amonium

hidroksida lebih sulit dilepaskan daripada ion hidroksil pada dimetilamonium hidroksida.

Akibatnya, kekuatan basa dimetilamonium hidroksida lebih tinggi daripada kekuatan basa

amonium hidroksida.

Sumber: Effendy. 2010. Teori VSEPR, Kepolaran, dan Gaya Antarmolekul. Malang: Bayumedia Publishing.

33