BAB I PENDAHULUAN

a.Latar BelakangSuatu ikatan kimia adalah gaya tarik menarik yang kaut antara atom-atom tertentu di dalam suatu zat. Perubahan kimia atau reaksi kimia terjadi karena penggabungan atau pemisahan atom-atom dengan cara tertentu sehingga terbentuk zat yang lebih stabil. Hasil reaksi kimia dapat mempunyai bentuk molekul tertentu atau dapat pula menghasilkan kristal dengan bentuk tertentu yang akan menentukan sifat-sifat zat hasil tersebut. Perlu diketahui bahwa tidak semua jenis atom dapat bergabung dengan jenis atom lain membentuk senyawa. Dalam bab ini akan dipelajari penggabungan atom-atom membentuk senyawa, serta jenis ikatan kimia yang terjadi. Dikenal ada beberapa macam ikatan kimia yaitu: 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. Ikatan ion / ikatan elektrovalen / ikatan heteropolar Ikatan kovalen / ikatan atom / ikatan homopolar Ikatan koordinasi / ikatan semipolar Ikatan logam Ikatan Hidrogen Ikatan (Gaya) Van Der Waals. Ikatan Hidrofobik

b.TujuanTujuan pembuatan makalah ini adalah : Untuk memenuhi nilai bahan konstruksi teknik kimia Agar kita mengetahui ikatan ikatan yang terjadi pada ikatan kimia

1

c.Metode PenulisanCara yang digunakan pada penelitian ini adalah : Studi Pustaka Studi pustaka adalah metode penulisan dengan cara membaca buku-buku atau sumber sumber lainnya yang berkaitan denga tema penulisan makalah ini.

Langkah pertama dalam studi kepustakan adalah: Penulis memberikan definisi dari setiap variabel yang dibaca. Jika terdapat beberapa variabel maka beberapa variabel tersebut didefinisikan. Sehingga muncul definisi lalu dibuat suatu kesimpulan melalui definisi-definisi yang dikutip.

2

BAB II PEMBAHASAN1.ikatan ionIkatan ionik adalah sebuah gaya elektrostatik yang mempersatukan ion-ion dalam suatu senyawa ionik. Ion-ion yang diikat oleh ikatan kimia ini terdiri dari ka2tion dan juga anion. Kation terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki energi ionisasi rendah dan biasanya terdiri dari logam-logam alkali dan alkali tanah. Sementara itu, anion cenderung terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi, dalam hal ini unsur-unsur golongan halogen dan oksigen. Oleh karena itu, dapat dikatakan bahwa ikatan ion sangat dipengaruhi oleh besarnya beda keelektronegatifan dari atom-atom pembentuk senyawa tersebut. Semakin besar beda keelektronegatifannya, maka ikatan ionik yang dihasilkan akan semakin kuat. Ikatan ionik tergolong ikatan kuat, dalam hal ini memiliki energi ikatan yang kuat sebagai akibat dari perbedaan keelektronegatifan ion penyusunnya. Pembentukan ikatan ionik dilakukan dengan cara transfer elektron. Dalam hal ini, kation terionisasi dan melepaskan sejumlah elektron hingga mencapai jumlah oktet yang disyaratkan dalam aturan Lewis. Selanjutnya elektron yang dilepaskan ini akan diterima oleh anion hingga mencapai jumlah oktet. Proses transfer elektron ini akan menghasilkan suatu ikatan ionik yang mempersatukan ion anion dan kation. Sifat-Sifat ikatan ionik adalah: a. Bersifat polar sehingga larut dalam pelarut polar b. Memiliki titik leleh yang tinggi c. Baik larutan maupun lelehannya bersifat elektrolit 10.2 Ikatan Ion Ikatan kimia yang terbentuk akibat gaya tarik menarik antara ion positif (kation) dengan ion negatif (anion) disebut sebagai ikatan ion. Jika atom-atom logam berdekatan atom-atom bukan logam akan terjadi perpindahan elektron valensi dari atom logam kepada atom bukan logam. Akibatnya atom logam membentuk kation sedangkan atom bukan logam membentuk anion. Antara anion dan kation yang berlawanan muatan akan saling tarik menarik dan terbentuklah ikatan ion (ikatan elektrovalen). Atom logam natrium yang mempunyai susunan elektron 2e 8e 1e sedangkan atom klor mempunyai susunan elektron 2e 8e 7e. Agar kedua atom di atas mempunyai susunan elektron stabil (oktet) maka logam natrium akan melepaskan sebuah elektron valensinya, sedangkan atom klor cenderung untuk menerima elektron yang dilepaskan oleh natrium tersebut Pelepasan dan penerimaan elektron tersebut dapat digambarkan sebagai:

3

Na : 2e 8e 1e Na+ : 2e 8e + 1e Cl : 2e 8e 7e + 1e Cl- : 2e 8e 8e Atara ion Na+ dengan ion Cl- akan tarik menarik membentuk Na+Cl- dan ditulis sebagai NaCl. 11p Atom natrium, Na 2e 8e 1e Atom klrin, Cl 2e 8e 7e + 2e 8e 8e ion natrium, Na+ 2e 8e ion klorida, Cl-

Dengan cara yang sama terangakan pembentukan senyawa MgF2, Na2O, CaCl2, Na3N Kekuatan ikatan ion Kekuatan ikatan ion suatu senyawa dapat dipredeksikan dari perbedaan skala keelektronegatifan atom unsur pembentuknya. Makin besar beda skala kelektronegatifannya makin kuat ikatan ionnya. Bagaimana kekuatan ikatan ion senyawa senyawa dibawah ini? LiCl NaCl KCl RbCl CsCl BeCl2 BCl3 K3N MgCl2 AlCl3 K2S CaCl2 K2Se SrCl2 KI BaCl2 KBr K2O KCl KF

Bagaimana kekuatan ion dari : 1. LiCl ke CsCl : 2. NaCl ke AlCl3 : 3. K3N ke KF : KF ke KI :

4

Ikatan Ion

Ikatan ion adalah ikatan yang terbentuk akibat gaya tarik listrik (gaya Coulomb) antara ion yang berbeda. Ikatan ion juga dikenal sebagai ikatan elektrovalen.Pembentukan Ikatan Ion

Telah diketahui sebelumnya bahwa ikatan antara natrium dan klorin dalam narium klorida terjadi karena adanya serah terima elektron. Natrium merupakan logam dengan reaktivitas tinggi karena mudah melepas elektron dengan energi ionisasi rendah sedangkan klorin merupakan nonlogam dengan afinitas atau daya penagkapan elektron yang tinggi. Apabila terjadi reaksi antara natrium dan klorin maka atom klorin akan menarik satu elektron natrium. Akibatnya natrium menjadi ion positif dan klorin menjadi ion negatif. Adanya ion positif dan negatif memungkinkan terjadinya gaya tarik antara atom sehingga terbentuk natrium klorida. Pembentukan natrium klorida dapat digambarkan menggunakan penulisan Lewis sebagai berikut:

Pembentukan NaCl

Pembentukan NaCl dengan lambang Lewis Ikatan ion hanya dapat tebentuk apabila unsur-unsur yang bereaksi mempunyai perbedaan daya tarik electron (keeelektronegatifan) cukup besar. Perbedaan keelektronegati-fan yang besar ini memungkinkan terjadinya serah-terima elektron. Senyawa biner logam alkali dengan golongan halogen semuanya bersifat ionik. Senyawa logam alkali tanah juga bersifat ionik, kecuali untuk beberapa senyawa yang terbentuk dari berilium.5

Susunan Senyawa Ion

Aturan oktet menjelaskan bahwa dalam pembentukan natrium klorida, natrium akan melepas satu elektron sedangkan klorin akan menangkap satu elektron. Sehingga terlihat bahwa satu atom klorin membutuhkan satu atom natrium. Dalam struktur senyawa ion natrium klorida, ion positif natrium (Na+) tidak hanya berikatan dengan satu ion negatif klorin (Cl-) tetapi satu ion Na+ dikelilingi oleh 6 ion Cl- demikian juga sebaliknya. Struktur tiga dimensi natrium klorida dapat digunakan untuk menjelaskan susunan senyawa ion.

Ikatan ionikDari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas Belum Diperiksa Langsung ke: navigasi, cari Pada ikatan ionik, terjadi transfer elektron dari satu atom ke atom lainnya. Oleh karena berpindahnya elektron, maka ada atom yang kedapatan elektron menjadi bermuatan negatif, sedangkan atom yang kehilangan elektron akan bermuatan positif.[1] Jika atom ketambahan elektron, maka atom tersebut menjadi ion negatif atau dikenal dengan istilah anion. Sedangkan jika atom kehilangan elektron, maka atom tersebut menjadi ion positif atau kation.[2] Karena adanya perbedaan muatan antar ion (ion positif dan ion negatif), maka ion positif dan negatif akan saling tarik menarik oleh gaya elektrostatik. Kejadian inilah yang merupakan dasar dari ikatan ionik.[1]

Proses Terbentuknya Ikatan Ionik

6

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.[2] 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 positif (Na+) dan Cl akan menjadi bermuatan negatif (Cl-). Kemudian terjadi gaya elektrostatik antara Na+ dan Cl- sehingga membentuk ikatan ionik.[1]

Keunikan ikatan ionik1. Ikatan ionik terbentuk antara ion logam (ion positif) dan ion non-logam (ion negatif).[1] 2. Penamaan ikatan ionik sederhana dimulai dari nama logam, kemudian diikuti nama non-logam penyusunnya. Contohnya: natrium klorida.[1] 3. Ikatan ionik mudah larut dalam air dan pelarut polar lainnya.[1] 4. Senyawa ionik mudah sekali menghantarkan listrik jika dalam larutan.[1] 5. Senyawa ionik cenderung membentuk kristal solid dengan titik leleh yang tinggi.

2.ikatan kovalen

Ikatan kovalen2. Ikatan kovalen = homopolar Ikatan kovalen merupakan ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian elektron bersama oleh atom-atom pembentuk ikatan. Ikatan kovalen biasanya terbentuk dari unsurunsur non logam. Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan tertarik ke dalam nukleus kedua atom. Tarik menarik elektron inilah yang menyebabkan kedua atom terikat bersama. Ikatan kovalen terjadi ketika masing-masing atom dalam ikatan tidak mampu memenuhi aturan oktet, dengan pemakaian elektron bersama dalam ikatan kovalen, masing-masing atom memenuhi jumlah oktetnya. Hal ini mendapat pengecualian untuk atom H yang menyesuaikan diri dengan konfigurasi atom dari He (2 valensi) untuk mencapai tingkat kestabilannya. Selain itu, elektron-elektron yang tidak terlibat dalam ikatan kovalen disebut7

elektron bebas. Elektron bebas ini berpengaruh dalam menentukan bentuk dan geometri molekul. Ada beberapa jenis ikatan kovalen yang semuanya bergantung pada jumlah pasangan elektron yang terlibat dalam ikatan kovalen. Ikatan tunggal merupakan ikatan kovalen yang terbentuk 1 pasangan elektron. Ikatan rangkap 2 merupakan ikatan kovalen yang terbentuk dari dua pasangan elektron, beitu juga dengan ikatan rangkap 3 yang terdiri dari 3 pasangan elektron. Ikatan rangkap memiliki panjang ikatan yang lebih pendek daripada ikatan tunggal. Selain itu terdapat juga bermacam-macam jenis ikatan kovalen lain seperti ikatan sigma, pi, delta, dan lain-lain. Senyawa kovalen dapat dibagi mejadi senyawa kovalen polar dan non polar. Pada senyawa kovalen polar, atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap elektron pasangan persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan antara atom-atom penyusunnya. Akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif. Sementara itu pada senyawa kovalen non-polar titik muatan negatif elekton persekutuan berhimpit karena beda keelektronegatifan yang kecil atau tidak ada.

Gambar Ikatan Kovalen pada metana

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas Belum Diperiksa Langsung ke: navigasi, cari Ikatan kovalen adalah sejenis ikatan kimia yang dikarakterisasikan oleh pasangan elektron yang saling terbagi (kongsi elektron) di antara atom-atom yang berikatan. Singkatnya, stabilitas tarikan dan tolakan yang terbentuk di antara atom-atom ketika mereka berbagi elektron dikenal sebagai ikatan kovalen. Ikatan kovalen merangkumi banyak jenis interaksi, yaitu ikatan sigma, ikatan pi, ikatan logam-logam, interaksi agostik, dan ikatan tiga pusat dua elektron.[1][2] Istilah bahasa Inggris untuk ikatan kovalen, covalent bond, pertama kali muncul pada tahun 1939.[3] Awalan coberarti bersama-sama, berasosiasi dalam sebuah aksi, berkolega, dll.; sehingga "co-valent bond" artinya adalah atom-atom yang saling berbagi "valensi", seperti yang dibahas oleh teori ikatan valensi. Pada molekul H2, atom hidrogen berbagi dua elektron via ikatan kovalen.8

Kovalensi yang sangat kuat terjadi di antara atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang mirip. Oleh karena itu, ikatan kovalen tidak seperlunya adalah ikatan antara dua atom yang berunsur sama, melainkan hanya pada elektronegativitas mereka. Oleh karena ikatan kovalen adalah saling berbagi elektron, maka elektron-elektron tersebut perlu terdelokalisasi. Lebih jauh lagi, berbeda dengan interaksi elektrostatik ("ikatan ion"), kekuatan ikatan kovalen bergantung pada relasi sudut antara atom-atom pada molekul poliatomik.

Diagram MO yang melukiskan ikatan kovalen (kiri) dan ikatan kovalen polar (kanan) pada sebuah molekul diatomik. Panah-panah mewakili elektron-elektron yang berasal dari atomatom yang terlibat

sunting] SejarahIstilah Bahasa Inggris "covalence" pertama kali digunakan pada tahun 1919 oleh Irving Langmuir di dalam artikel Journal of American Chemical Society yang berjudul The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules:[4]

(p.926) we shall denote by the term covalence the number of pairs of electrons which a given atom shares with its neighbors.

Gagasan ikatan kovalen dapat ditilik beberapa tahun sebelum 1920 oleh Gilbert N. Lewis yang pada tahun 1916 menjelaskan pembagian pasangan elektron di antara atom-atom. Dia memperkenalkan struktur Lewis atau notasi titik elektron atau struktur titik Lewis yang menggunakan titik-titik di sekitar simbol atom untuk mewakili elektron valensi terluar atom. Pasangan elektron yang berada di antara atom-atom mewakili ikatan kovalen. Pasangan berganda mewakili ikatan berganda, seperti ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap tiga. Terdapat pula bentuk alternatif lainnya di mana ikatan diwakili sebuah garis.

9

Konsep awal ikatan kovalen berawal dari gambar molekul metana sejenis ini. Ikatan kovalen tampak jelas pada struktur Lewis, mengindikasikan pembagian elektron-elektron di antara atom-atom. Ketika gagasan pembagian pasangan elektron memberikan gambaran kualitatif yang efektif akan ikatan kovalen, mekanika kuantum diperlukan untuk mengerti sifat-sifat ikatan seperti ini dan memprediksikan struktur dan sifat molekul sederhana. Walter Heitler dan Fritz London sering diberi kredit atas penjelasan mekanika kuantum pertama yang berhasil menjelaskan ikatan kimia, lebih khususnya ikatan molekul hidrogen pada tahun 1927.[5] Hasil kerja mereka didasarkan pada model ikatan valensi yang berasumsi bahwa ikatan kimia terbentuk ketika terdapat tumpang tindih yang baik di antara orbital-orbital atom dari atomatom yang terlibat. Orbital-orbital atom ini juga diketahui memiliki hubungan sudut spesifik satu sama lain, sehingga model ikatan valensi dapat memprediksikan sudut ikatan yang terlihat pada molekul sederhana dengan sangat baik.

[sunting] Derajat ikatDerajat ikat atau orde ikat adalah sebuah bilangan yang mengindikasikan jumlah pasangan elektron yang terbagi di antara atom-atom yang membentuk ikatan kovalen. Istilah ini hanya berlaku pada molekul diatomik. Walaupun demikian, ia juga digunakan untuk mendeskripsikan ikatan dalam senyawa poliatomik. 1. Ikatan kovalen yang paling umum adalah ikatan tunggal dengan hanya satu pasang elektron yang terbagi di antara dua atom. Ia biasanya terdiri dari satu ikatan sigma. Semua ikatan yang memiliki lebih dari satu pasang elektron disebut sebagai ikatan rangkap atau ikatan ganda. 2. Ikatan yang berbagi dua pasangan elektron dinamakan ikatan rangkap dua. Contohnya pada etilena. Ia biasanya terdiri dari satu ikatan sigma dan satu ikatan pi. 3. Ikatan yang berbagi tiga pasang elektron dinamakan ikatan rangkap tiga. Contohnya pada hidrogen sianida. Ia biasanya terdiri dari satu ikatan sigma dan dua ikatan pi. 4. Ikatan rangkap empat ditemukan pada logam transisi. Molibdenum dan renium adalah unsur yang umumnya memiliki ikatan sejenis ini. Contoh ikatan rangkap ditemukan pada Di-tungsten tetra(hpp). 5. Ikatan rangkap lima telah ditemukan keberadaannya pada beberapa senyawa dikromium. 6. Ikatan rangkap enam ditemukan pada molibdenum dan tungsten diatomik.10

Tentu saja kebanyakan ikatan tidak ter-lokalisasikan, sehingga klasifikasi di atas, walaupun sangat berguna dan digunakan secara luas, hanya berlaku pada keadaan yang sempit. Ikatan tiga pusat juga tidak dapat diterapkan menggunakan konvensi di ata Ikatan kovalen dapat terjadi karena adanya penggunaan elektron secara bersama. Apabila ikatan kovalen terjadi maka kedua atom yang berikatan tertarik pada pasangan elektron yang sama. Molekul hidrogen H2 merupakan contoh pembentukan ikatan kovalen.

Pembentukan ikatan kovalen atom-atom hidogen Masing-masing atom hidrogen mempunyai 1 elektron dan untuk mencapai konfigurasi oktet yang stabil seperti unsur golongan gas mulia maka masing-masing atom hidrogen memerlukan tambahan 1 elektron. Tambahan 1 elektron untuk masing-masing atom hidrogen tidak mungkin didapat dengan proses serah terima elektron karena keelekronegatifan yang sama. Sehingga konfigurasi oktet yang stabil dpat dicapai dengan pemakaian elektron secara bersama. Proses pemakaian elektron secara bersama terjadi dengan penyumbangan masing-masing 1 elektron ari atom hidrogen untuk menjadi pasangan elektron milik bersama. Pasangan elektron bersama ditarik oleh kedua inti atom hidrogen yang berikatan.Pembentukan Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen biasanya terjadi antar unsur nonlogam yakni antar unsur yang mempunyai keelektronegatifan relatif besar. Ikata kovalen juga terbentuk karena proses serah terima elektron tidak mungkin terjadi. Hidrogen klorida merupakan contoh lazim pembentukan ikatan kovalen dari atom hidrogen dan atom klorin. Hidrogen dan klorin merupakan unsur nonlogam dengan harga keelektronegatifan masing-masing 2,1 dan 3,0. Konfigurasi elektron atom hidrogen dan atom klorin adalah H Cl :1 :2 8 7

Berdasarkan aturan oktet yang telah diketahui maka atom hidrogen kekurangan 1 elektron dan atom klorin memerlukan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi stabil golongan gas mulia. Apabila dilihat dari segi keelektronegatifan, klorin mempunyai harga keelektronegatifan yang lebih besar dari hidrogen tetapi hal ini tidak serta merta membuat klorin mampu menarik elektron hidrogen karena hidrogen juga mempunyai harga keelektronegatifan yang tidak kecil. Konfigurasi stabil dapat tercapai dengan pemakaian elektron bersama. Atom hidrogen dan atom klorin masing-masing menyumbangkan satu elektron untuk membentuk pasangan elektron milik bersama.

11

Pembentukan HClIkatan Kovalen Rangkap dan Rangkap Tiga

Dua atom dapat berpasangan dengan mengguna-kan satu pasang, dua pasang atau tiga pasang elektron yang tergantung pada jenis unsur yang berikatan. Ikatan dengan sepasang elektron disebut ikatan tunggal sedangkan ikatan yang menggu-nakan dua pasang elektron disebut ikatan rangkap dan ikatan dengan tiga pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga. Ikatan rangkap misalnya dapat dijumpai pada molekul oksigen (O2) dan molekul karbondiksida (CO2) sedangkan ikaran rangkap tiga misalnya dapat dilihat untuk molekul nitrogen (N2) dan etuna (C2H2).Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).

Adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam). Ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama. Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron). a). Ikatan Kovalen Tunggal Contoh 1 : Ikatan yang terjadi antara atom H dengan atom H membentuk molekul H2 Konfigurasi elektronnya : 1H=1

Rumus struktur : H-H Contoh 2 : Ikatan yang terjadi antara atom H dengan atom F membentuk molekul HF Konfigurasi elektronnya : 1H : 1 17F : 2.8.7

12

Rumus struktur :H-F

Contoh 3: NH3 7N : 2.5 1H: 1

Rumus struktur b). Ikatan Kovalen Rangkap Dua Contoh 1 : Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk molekul O2 Konfigurasi elektronnya : 8O= 2, 6 Atom O memiliki 6 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan tambahan elektron sebanyak 2. Ke-2 atom O saling meminjamkan 2 elektronnya, sehingga ke-2 atom O tersebut akan menggunakan 2 pasang elektron secara bersama.

Contoh 2: CO2 6C : 2.4 8O : 2.6

13

c). Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Contoh 1: Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul Konfigurasi elektronnya : 7N= 2, 5 Atom N memiliki 5 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3. Ke-2 atom N saling meminjamkan 3 elektronnya, sehingga ke-2 atom N tersebut akan menggunakan 3 pasang elektron secara bersama.

Rumus struktur

Rumus kimia : N2 Contoh 2: Ikatan antara atom C dengan C dalam etuna (asetilena, C2H2). Konfigurasi elektronnya : 6C= 2, 4 1H = 1 Atom C mempunyai 4 elektron valensi sedangkan atom H mempunyai 1 elektron. Atom C memasangkan 4 elektron valensinya, masing-masing 1 pada atom H dan 3 pada atom C lainnya.

Rumus Lewis

14

Ikatan koordinasi

Ikatan Kovalen Koordinasi

katan Koordinasi (kovalen dativ) Ikatan kovalen terbentuk melalui dua atom yang saling membagikan (sharing) pasangan elektron. Atom berikatan satu sama lain karena pasangan elektron ditarik oleh kedua inti atom. Pada pembentukan ikatan kovalen yang sederhana, tiap atom mensuplai satu elektron pada ikatan tetapi hal itu tidak terjadi pada kasus disini. Ikatan koordiansi (biasa juga disebut dengan ikatan kovalen dativ) adalah ikatan kovalen (penggunaan bersama pasangan elektron) yang mana kedua elektron berasal dari satu atom. Untuk memudahkan halaman ini, kita akan menggunakan istilah ikatan koordinasi ? tetapi jika kamu lebih menyukai untuk mengebutnya dengan ikatan kovalen dativ, itu bukanlah suatu masalah! Reaksi antara amonia dan hidrogen klorida Jika kedua gas tak berwarna tersebut dicampurkan, maka akan terbentuk padatan berwarna putih seperti asap amonium klorida.

Ion amonium, NH4+, terbentuk melalui transfer ion hidrogen dari hidrogen klorida ke pasangan elektron mandiri pada molekul amonia.

Ketika ion amonium, NH4+, terbentuk, empat hidrogen ditarik melalui ikatan kovalen dativ, karena hanya inti hidrogen yang ditransferkan dari klor ke nitrogen. Elektron kepunyaan hidrogen tertinggal pada klor untuk membentuk ion klorida negatif. Sekali saja ion amonium terbentuk hal ini menjadikannya tidak mungkin untuk membedakan antara kovalen dativ dengan ikatan kovalen biasa. Meskipun elektron ditunjukkan secara berlainan pada diagram, pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya.15

Penggambaran ikatan koordinasi Pada diagram yang sederhana, ikatan koordinasi ditunjukkan oleh tanda panah. Arah panah berasal dari atom yang mendonasikan pasangan elektron mandiri menuju atom yang menerimanya.

Proses pelarutan hidrogen klorida di air untuk membuat asam hidroklorida Terjadi sesuatu hal yang mirip. Ion hidrogen (H+) ditransferkan dari klor ke salah satu pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.

Ion H3O+ sering kali disebut dengan ion hidroksonium, ion hidronium atau ion oksonium. Pada pelajaran pengantar kimia, meskipun kamu berbicara tentang ion hidrogen (sebagai contoh pada asam), kamu sesungguhnaya membicarakan mengenai ion hidroksonium. Ion hidrogen secara sederhana adalah sebuah proton, dan terlalu reaktif untuk eksis dalam bentuk yang sebenarnya pada tabung reaksi. Jika kamu menuliskan ion hidrogen dengan H+(aq), "(aq)" menunjukkan molekul air yang mana ion hidrogen tertarik pada molekul air tersebut. Ketika ion hidrogen bereaksi dengan sesuatu (alkali, misalnya), secara sederhana ion hidrogen menjadi terlepas dari molekul air lagi. Catatan bahwa sekali saja ikatan koordinasi terbentuk, semua atom hidrogen yang menempel pada oksigen semuanya sepadan. Ketika ion hidrogen diuraikan kembali, ion hidrogen dapat menjadi yang tiga. Reaksi antara amonia dan boron trifluorida, BF3 Jika sebelumnya kamu membaca halaman sebelumnya mengenai ikatan kovalen, kamu dapat mengingat bahwa boron trifluorida merupakan suatu senyawa yang tidak memiliki struktur gas mulia di sekeliling atom boronnya. Boron hanya mempunyai 3 pasangan elektron pada tingkat ikatannya, sedangkan boron sendiri memiliki ruangan untuk ditempati 4 pasang16

elektron. BF3 digambarkan sebagai molekul yang kekurangan elektron. Pasangan elektron mandiri pada nitrogen dari molekul amonia dapat digunakan untuk menanggulangi kekurangan ini, dan senyawa yang terbentuk melibatkan ikatan koordinasi.

Penggunaan garis untuk menunjukkan ikatan, hal ini dapat digambarkan dengan lebih sederhana sebagai:

Diagram yang kedua menunjukkan cara lain yang dapat kamu gunakan untuk menggambarkan ikatan koordinasi. Ujung nitrogen pada ikatan menjadi positif karena pasangan elektron bergerak menjauh dari nitrogen menuju ke arah boron ? yang karena itu menjadi negatif. Kita tidak akan menggunakan metode ini lagi ? metode ini lebih membingungkan dibandingkan dengan metode yang hanya menggunakan tanda panah. Struktur alumunium klorida

Alumunium klorida menyublim (berubah dari keadaan padat menjadi gas) pada suhu sekitar 180C. Jika senyawa ini mengandung ion maka senyawa ini akan memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena dayatarik yang kuat antara ion positif dengan ion negatif. Akibat hal ini ketika alumunium klorida menyublim pada temperatur yang relatif rendah, maka harus kovalen. Diagram titik-silang menunjukkan elektron terluar saja. AlCl3, seperti BF3, merupakan molekul yang kekurangan elektron. Keduanya mirip, karena alumunium dan boron terletak pada golongan yang sama pada tabel periodik, sama halnya juga dengan fluor dan klor.

17

Pengukuran massa atom relatif rumus alumunium klorida menunjukkan bahwa rumus alumunium klorida dalam bentuk uap pada temperatur sublimasi bukan AlCl3, melainkan Al2Cl6. Alumuniun klorida eksis sebagai dimer (dua molekul bergabung menjadi satu). Ikatan antara dua molekul ini merupakan ikatan koordinasi, penggunaan pasangan elektron mandiri pada atom klor. Tiap-tiap atom klor memiliki tiga pasangan elektron mandiri, akan tetapi hanya dua yang penting saja yang ditunjukkan pada diagram.

Energi dilepaskan ketika dua ikatan koordinasi terbentuk, dan karena itu dimer lebih stabil dibandingkan dua molekul AlCl3 yang terpisah. Ikatan pada ion logan yang terhidrasi Molekul air ditarik dengan kuat ke arah ion dalam larutan molekul air berkelompok di sekeliling ion positif atau ion negatif. Pada banyak kasus, dayatarik yang terjadi sangat besar yang mana terjadi pembentukan ikatan formal, dan ini hampir selalu benar pada semua ion logam positif. Ion dengan molekul air yang tertarik dinyatakan sebagai ion terhidrasi. Meskipun alumunium klorida kovalen, ketika alumunium klorida dilarutkan dalam air, dapat terbentuk ion. Ikatan enam molekul air pada alumunium menghasilkan sebuah ion dengan rumus kimia Al(H2O)63+. Ion ini disebut ion heksaaquoalumunium yang diterjemahkan sebagai enam ("hexa") molekul air (aquo) yang membungkus ion aluminium.

Ikatan yang terjadi disini (dan juga ion yang sejenis yang terbentuk dari sebagian besar logam yang lain) adalah koordinasi (kovalen dativ) dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada molekul air.

Aluminium adalah 1s22s22p63s23px1. Ketika terbentuk ion Al3+ alumunium kehilangan elektron pada tingkat ketiga menghasilkan 1s22s22p6. Hal tersebut berarti bahwa semua orbital tingkat-3 sekarang menjadi kosong. Alumunium mereorganisasi (hibridisasi) enam orbital (3s, tiga 3p, dan dua 3d) untuk menghasilkan enam orbital baru yang semuanya memiliki energi yang sama. Keenam orbital hibrida tersebut menerima pasangan elektron mandiri dari enam molekul air.

18

Kamu mungkin heran kenapa alumunium memilih untuk menggunakan enam orbital dibandingkan empat atau delapan atau berapapun. Enam merupakan angka maksimal bagi molekul air yang memungkinkan untuk tepat mengelilingi ion alumunium (dan juga kebanyakan ion logan). Dengan membentuk jumlah ikatan maksimal, kondisi ini melepaskan paling banyak energi dan karena itu menjadikan paling stabil secara energetik. .

Hanya satu pasangan elektron mandiri yang ditunjukkan pada tiap molekul. Pasangan elektron mandiri yang lain terletak menjauh dari alumunium dan karena itu tidak terlibat dalam ikatan. Ion yang dihasilkan terlihat seperti ini:

Karena pergerakan elektron mengarah ke tengah ion, muatan 3+ tidak lagi berlokasi sepenuhnya pada alumunium, tetapi sekarang melebar meliputi keseluruhan ion. Dua molekul lebih Karbon monoksida, CO Karbon monoksida dapat diperhatikan sebagai molekul yang memiliki dua ikatan kovalen biasa antara karbon dan oksigen ditambah ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.

Asam nitrat, HNO3 Pada kasus ini, satu atom oksigen dapat tertarik pada nitrogen melalui ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom nitrogen.

19

Pada faktanya struktur seperti ini menyesatkan karena memberikan kesan bahwa dua atom oksigen pada bagian sebelah kanan diagram bergabung ke atom nitrogen dengan cara yang berbeda. Kedua ikatan merupakan ikatan yang identik pada panjang dan kekuatannya, dan karena itu penata-ulangan elektron harus identik. Tidak ada cara untuk menunjukan hal ini dengan mengunakan gambar titik-silang. Ikatan mengalami delokalisasi.

Ikatan Kovalen Koordinasi Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama. Pasangan elektron ikatan (PEI) yang menyatakan ikatan dativ digambarkan dengan tanda anak panah kecil yang arahnya dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron. Contoh 1:Terbentuknya senyawa BF3-NH3

Rumus Lewis

20

Struktur kimia Contoh 2: Terbentuknya senyawa NH4+

Contoh 3: o Terbentuknya senyawa SO3 16S: 2.8.6 8O: 2.6

Dalam kimia, ikatan hidrogen adala Pasangan elektron yang digunakan bersama dalam membentuk ikatan kovalen berasal dari salah satu atom yang berikatan (atom donor), sedangkan atom yang lain tidak menyumbangkan elektron (atom akseptor). Ikatanm kovalen yang demikian disebut sebagai ikatan kovalen koordinasi , semi polar atau ikatan datif

21

Ikatan kovalen koordinasi hanya dapat terbentuk apabila salah satu atom mempunyai pasangan elektron bebas (PEB). Ketika berikatan, PEB berubah status menjadi PEI. Sebagai contoh pembentukan ikatan antara amonia dengan ion hidrogen membentuk ion amonium. Atom N dalam amonia mempunyai pasangan elektron bebas yang dapat dipergunakan bersama dengan ion hidrogen yang telah kehilangan elektronnya. H H H N H N H H H koordinasi Kegiatan Tuliskan Rumus Lewis dalam molekul/ion di bawah ini dan tentukan ikatan kovalen koordinasinya. 1. SO3 3. NH3BF3 2. CO 4. H3O+ + + H+

ikatan

Perbandinngan sifat fisika senyawa ion dengan senyawa kovalen Ikatan ion jauh lebih kuat daripada ikatan kovalen karena ikatan ion terjadi akibat gaya Coulomb (gaya elektrostatis), sedangkan ikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama pasangan elektron ikatan. Berikut adalah perbandingan sifat fisika senyawa ion dengan senyawa kovalen.

Senyawa ion

Senyawa Kovalen

1. Mempunyai titik didih dan titik leleh 1. Mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi yang rendah 2. 2. Cairan dan larutannya dapat menghantar Cairannya tidak dapat menghantar listrik 3. listrik (bersifat elektrolit) 3. Pada suhu kamar ada yang berwujud Semua senyawa elektrovalen pada suhu padat, cair maupun gas. kamar berwujud padat

22

Ikatan logamIkatan Logam Adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik-menarik yang terjadi antara muatan positif dari ion-ion logam dengan muatan negatif dari elektron-elektron yang bebas bergerak. Atom-atom logam dapat diibaratkan seperti bola pingpong yang terjejal rapat 1 sama lain.Atom logam mempunyai sedikit elektron valensi, sehingga sangat mudah untuk dilepaskan dan membentuk ion positif. Maka dari itu kulit terluar atom logam relatif longgar (terdapat banyak tempat kosong) sehingga elektron dapat berpindah dari 1 atom ke atom lain.Mobilitas elektron dalam logam sedemikian bebas, sehingga elektron valensi logam mengalami delokalisasi yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi tersebut tidak tetap posisinya pada 1 atom, tetapi senantiasa berpindah-pindah dari 1 atom ke atom lain.

Elektron-elektron valensi tersebut berbaur membentuk awan elektron yang menyelimuti ion-ion positif logam. Struktur logam seperti gambar di atas, dapat menjelaskan sifat-sifat khas logam yaitu : a). berupa zat padat pada suhu kamar, akibat adanya gaya tarik-menarik yang cukup kuat antara elektron valensi (dalam awan elektron) dengan ion positif logam. b). dapat ditempa (tidak rapuh), dapat dibengkokkan dan dapat direntangkan menjadi kawat. Hal ini akibat kuatnya ikatan logam sehingga atom-atom logam hanya bergeser sedangkan ikatannya tidak terputus. c). penghantar / konduktor listrik yang baik, akibat adanya elektron valensi yang dapat bergerak bebas dan berpindah-pindah. Hal ini terjadi karena sebenarnya aliran listrik merupakan aliran elektron

Ikatan logam pada natrium Logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi sehingga memberikan kesan kuatnya ikatan yang terjadi antara atom-atomnya. Secara rata-rata logam seperti natrium (titik leleh 97.8C) meleleh pada suhu yang sangat jauh lebih tinggi dibanding unsur (neon) yang mendahuluinya pada tabel periodik. SNatrium memiliki struktur elektronik 1s22s22p63s1. Ketika atom-atom natrium datang secara bersamaan, elektron pada orbital atom 2s dari satu atom natrium membagi ruang dengan elektron yang bersesuaian pada atom tetangganya untuk membentuk sebuah orbital molekul ? kebanyakan sama atau serupa dengan cara pembentukan ikatan kovalen.

23

Perbedaannya, bagaimanapun, tiap atom natrium tersentuh oleh delapan atom natrium yang lainnya ? dan terjadi pembagian (sharing) antara atom tengah dan orbital 3s di semua delapan atom yang lain. Dan tiap atom yang delapan ini disentuh oleh delapan atom natrium, yang kesemuanya disentuh oleh delapan atom natrium, terus dan terus sampai kamu memperoleh seluruh atom dalam bongkahan natrium. Semua orbital 3s dalam semua atom saling tumpang tindih untuk memberikan orbital molekul dalam jumlah yang sangat banyak yang memeperluas keseluruhan tiap bagian logam. Terdapat jumlah orbital molekul yang sangat banyak, tentunya, karena tiap orbital hanya dapat menarik dua elektron. Elektron dapat bergerak dengan leluasa diantara orbital-orbital molekul tersebut, dan karena itu tiap elektron manjdi terlepas dari atom induknya. Elektron tersebut disebut terdelokalisasi. Logam terikat bersamaan melalui kekuatan dayatarik yang kuat antara inti positif dengan elektron yang terdelokalisasi.

Hal ini kadang-kandang dilukisakan sebagai "susunan inti positif di lautan elektron". Jika kamu menggunakan tinjauan ini, hati-hati! Apakah logam merupakan atom atau ion? Jawabannya adalah logam merupakan atom. Setiap pusat positif pada diagram menggambarkan sisa atom yang terlepas dari elektron terluar, tetapi elektron tersebut tidak menghilang ini mungkin tidak termasuk tambahan pada atom yang istimewa, tetapi pusat positif tetap berada dalam struktur. Karena itu logam natrium ditulis dengan Na bukan Na+. Ikatan logam pada magnesium Jika kamu menyusun argumentasi yang sama dengan magnesium, kamu akhirnya akan memperoleh ikatan yang lebih kuat dan tentunya titik leleh yang lebih tinggi. Magnesium memiliki struktur elektronik terluar 3s2. Diantara elektro-elektronnya terjadi delokalisasi, karena itu "lautan" yang ada memiliki kerapatan dua kali lipat daripada yang terdapat pada natrium. Sisa "ion" juga memiliki muatan dua kali lipat (jika kamu menggunakan tinjauan ikatan logam) dan tentunya akan terjadi dayatarik yang lebih banyak antara "ion" dan "lautan". Lebih realistis, tiap atom magnesium memiliki satu proton lebih banyak pada intinya dibandingkan yang dimiliki oleh natrium, dan karena itu tidak hanya akan terdapat jumlah

24

elektron yang terdelokalisasi tetapi juga akan terjadi lebih banyak dayatarik yang terjadi diantara mereka. Atom-atom magnesium memiliki jari-jari yang sedikit lebih kecil dibandingkan atom-atom natrium dan karena itu elektron yang terdelokalisasi lebih dekat ke inti. Tiap atom magnesium juga memiliki 12 atom terdekat dibandingkan delapan yang dimiliki natrium. Faktor-faktor inilah yang meningkatkan kekuatan ikatan secara lebih lanjut. Ikatan logam pada unsur-unsur transisi Logam transisi cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi. Alasannya adalah logam transisi dapat melibatkan elektron 3d yang ada dalam kondisi delokalisasi seperti elektron pada 4s. Lebih banyak elektron yang dapat kamu libatkan, kecenderungan dayatarik yang lebih kuat akan kamu peroleh. Ikatan logam pada leburan logam Pada leburan logam, ikatan logam tetap ada, meskipun susunan strukturnya telah rusak. Ikatan logam tidak sepernuhnya putus sampai logam mendidih. Hal ini berarti bahwa titik didih merupakan penunjuk kekuatan ikatan logam dibandingkan dengan titik leleh. Pada saat meleleh, ikatan menjadi longgar tetapi tidak putus

Dari teori awan atau lautan elektron ikatan logam didefinisikan sebagai gaya tarik antara muatan positif dari ion-ion logam (kation logam) dengan muatan negatif yang terbentuk dari elektron-elektron valensi dari atom-atom logam. Jadi logam yang memiliki elektron valensi lebih banyak akan menghasilkan kation dengan muatan positif yang lebih besar dan awan elektron dengan jumlah elektron yang lebih banyak atau lebih rapat. Hal ini menyebabkan logam memiliki ikatan yang lebih kuat dibanding logam yang tersusun dari atom-atom logam dengan jumlah elektron valensi lebih sedikit.

Misalnya logam magnesium yang memiliki 2 elektron valensi. Berdasarkan model awan elektron, logam aluminium dapat dianggap terdiri dari ion Al2+ yang tersusun secara teratur, berulang dan disekitarnya terdapat awan atau lautan elektron yang dibentuk dari elektron valensi magnesium, seperti pada Gambar.

25

Gambar Model awan elektron dari lagom magnesium

Logam dapat dapat ditempa, direntangkan, tidak rapuh dan dapat dibengkokkan, karena atom-atom logam tersusun secara teratur dan rapat sehingga ketika diberi tekanan atom-atom tersebut dapat tergelincir di atas lapisan atom yang lain seperti yang ditunjukan pada Gambar.

Gambar perpindahan atom pada suatu logam ketika diberi tekanan atau ditempa

Dari gambar menjelaskan mengapa logam dapat ditempa ataupun direntangkan, karena pada logam semua atom sejenis sehingga atom-atom yang bergeser saat diberi tekanan seolah-olah tetap pada kedudukan yang sama. Keadaan ini berbeda dengan ikatan ionik. Dalam kristal ionik, gaya pengikatnya adalah gaya tarik antar ion yang bermuatan positif dengan ion yang bermuatan negatif. Sehingga ketika kristal ionik diberi tekanan akan terjadi pergeseran ion26

positif dan negatif yang dapat menyebabkan ion positif berdekatan dengan ion positif dan ion negatif dengan ion negatif. Keadaan ini mengakibatkan terjadi gaya tolak antar ion-ion sejenis sehingga kristal ionik menjadi retak kemudian pecah.

Titik Didih dan Titik Lebur Logam Titik didih dan titik lebur logam berkaitan langsung dengan kekuatan ikatan logamnya. Titik didih dan titik lebur logam makin tinggi bila ikatan logam yang dimiliki makin kuat. Dalam sistem periodik unsur, pada satu golongan dari atas kebawah, ukuran kation logam dan jari-jari atom logam makin besar. Hal ini menyebabkan jarak antara pusat kation-kation logam dengan awan elektronnya semakin jauh, sehingga gaya tarik elektrostatik antara kation-kation logam dengan awan elektronnya semakin lemah. Hal ini dapat dilihat pada titik didih dan titik lebur logam alkali. Logam Jari-jari atom logam (pm) Li 157 Na 191 K 235 Rb 250 Cs 272 Kation logam Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ Jari-jari kation logam (pm) 106 132 165 175 188 Titik lebur (C) 180 97,8 63,7 38,9 29,7 Titik didih (C) 1330 892 774 688 690

Daya Hantar Listrik Logam Sebelum logam diberi beda potensial, elektron valensi yang membentuk awan elektron bergerak ke segala arah dengan jumlah yang sama banyak. Apabila pada logam diberi beda potensial, dengan salah satu ujung logam ditempatkan elektroda positif (anoda) dan pada ujung yang lain ditempatkan ujung negatif (katoda), maka jumlah elektron yang bergerak ke anoda lebih banyak dibandingkan jumlah elektron yang bergerak ke katoda sehingga terjadi hantaran listrik. a Daya Hantar Panas Logam Berdasarkan model awan elektron, apabila salah satu ujung dari logam dipanaskan maka awan elektron ditempat tersebut mendapat tambahan energi termal. Karena27

awan elektron bersifat mobil, maka energi termal tersebut dapat ditransmisikan ke bagian-bagian lain dari logam yang memiliki temperatur lebih rendah sehingga bagian tersebut menjadi panas.

Kilap Logam Permukaan logam yang bersih dan halus akan memberikan kilap atau kilau (luster) tertentu. Kilau logam berbeda dengan kilau unsur nonlogam. Kilau logam dapat dipandang dari segala sudut sedangkan kilau nonlogam hanya dipandang dari sudut tertentu. Logam akan tampak berkilau apabila sinar tampak mengenai permukaannya. Hal ini disebabkan sinar tampak akan menyebabkan terjadinya eksitasi elektronelektron bebas pada permukaan logam. Eksitasi elektron yaitu perpindahan elektron dari keadaan dasar (tingkat energi terendah) menuju ke keadaan yang lebih tinggi (tingkat energi lebih tinggi). Elektron yang tereksitasi dapat kembali ke keadaan dasar dengan memantulkan energi dalam bentuk radiasi elektromagnetik. Energi yang dipancarkan inilah yang menyebabkan logam tampak berkilau.

Aloi atau Alloy Logam-logam selalu dijumpai dalam kehidupan sehari-hari, misalnya rangka jendela, peralatan-peralatan rumuh tangga, rangka pesawat maupun maupun bahan lain yang menggunakan logam. Bahan-bahan logam tersebut bukan hanya dibuat dari satu jenis unsur logam tetapi telah dicampur atau ditambah dengan unsurunsur lain yang disebut aloi atau sering disebut lakur atau paduan. Aloi terbentuk apabila leburan dua atau lebih macam logam dicampur atau leburan suatu logam dicampur dengan unsur-unsur nonlogam dan campuran tersebut tidak saling bereaksi serta masih menunjukan sifat sebagai logam setelah didinginkan. Aloi dibagi menjadi dua macam yaitu aloi selitan dan aloi substitusi. Disebut aloi selitan bila jari-jari atom unsur yang dipadukan sama atau lebih kecil dari jari-jari atom logam. Sedangkan aloi substitusi terbentuk apabila jari-jari unsur yang dipadukan lebih besar dari jari-jari atom logamIkatan Logam Ikatan logam adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat penggunaan bersama elektronelektron valensi antara atom-atom logam.28

Dalam kimia, ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting. Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol-1) hingga tinggi (>155 kJ mol-1). Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atomatom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk. Ikatan hidrogen memengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H2O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegativitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.

Ikatan logam merupakan salah satu ciri khusus dari logam, pada ikatan logam ini elektron tidak hanya menjadi miliki satu atau dua atom saja, melainkan menjadi milik dari semua atom yang ada dalam ikatan logam tersebut. Elektron-elektron dapat terdelokalisasi sehingga dapat bergerak bebas dalam awan elektron yang mengelilingi atom-atom logam. Akibat dari elektron yang dapat bergerak bebas ini adalah sifat logam yang dapat menghantarkan listrik29

dengan mudah. Ikatan logam ini hanya ditemui pada ikatan yang seluruhnya terdiri dari atom unsur-unsur logam semata Ikatan Logam Gaya tarik menarik seperti pada molekul-molekul polar dapat juga terjadi antara muatan positif dari ion-ion logam dengan muatan negatif dari elektron-elektron yang bergerak bebas. Interaksi inilah yang dikenal sebagai ikatan logam. Unsur-unsur logam menunjukkan sifat-sifat yang khas, seperti umumnya berupa zat padat pada suhu kamar, dapat ditempa dan merupakan penghantar listrik dan panas yang baik. Sifat-sifat tersebut dapat dimaklumi setelah melihat bagaimana atom-atom logam dalam membentuk ikatan logam. Atom-atom logam mempunyai elektron valensi yang kecil, sehingga elektron valensi dapat bergerak bebas dan sangat mudah dilepaskan akibatnya elektron-elektron valensi tersebut bukan hanya milik salah satu ion logam tetapi merupakan milik bersama ion-ion logam yang terjejal dalam kisi kristal logam. Dapat dikatakan bahwa elektron valensi dalam logam terdelokalisasi, membaur membentuk awan elektron yang menyelimuti ion-ion positif logam yang telah melepaskan sebagian elektron valensinya. Akibatnya terjadi interaksi antara kedua muatan (elektron bermuatan negatif dengan ion logam yang bermuatan positif) yang berlawanan dan membentuk ikatan logam. Gaya tarik menarik ini cukup kuat sehingga pada umumnya unsur logam mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi. Kekuatan ikatan logam dipengaruhi oleh: 1. jari-jari atom, makin besar jari-jari atom menyebabkan ikatan logam semakin lemah 2. jumlah elektron valensi, makin banyak elektron valensinya ikatan logam semakin kuat 3. jenis elektron s, p atau d. logam-logam blok s ikatannya paling lemah dan logamlogam blok d ikatan logamnya paling kuat (kelas 11). 4. Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion. 5. Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya. 6. Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.

30

Ikatan hidrogenDalam kimia, ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting. Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol-1) hingga tinggi (>155 kJ mol-1). Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atomatom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk. Ikatan hidrogen mempengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H2O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegativitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida. Silakan Klik kata dibawah ini untuk Link, Ikatan sigma: 3c-2e Ikatan pisang 3c-4e (Ikatan hidrogen, Ikatan dihidrogen, Interaksi agostik) 4c-2e Ikatan Ikatan pi: Pengikatan balik Konjugasi Hiperkonjugasi kovalen Aromatisitas Aromatisitas logam & Antiikat Ikatan delta: Ikatan rangkap empat Ikatan rangkap lima Ikatan rangkap enam Kuat Ikatan dipolar Haptisitas Ikatan ion Interaksi kation-pi Jembatan garam Ikatan logam Ikatan hidrogen Lemah Nonkovalen lain Gaya van der Waals Ikatan mekanis Ikatan halogen Aurofilisitas Interkalasi Penumpukan Gaya entropik Polaritas kimia31

Aromatisitas logam Ikatan dihidrogen Kompleks dihidrogen Ikatan hidrogen sawar rendah Ikatan hidrogen simetris Hidrofil

lainnya Ikatan disulfida Ikatan peptida Ikatan fosfodiester

Ikatan hidrogen lebih kuat dari gaya antarmolekul lainnya, namun lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen dan ikatan ion, contoh ikatan hidrogen tampak pada Gambar 5.26.

Gambar 5.26. Ikatan hidrogen yang terjadi antar molekul air, dimana muatan parsial positif berasal dari atom H yang berasal dari salah satu molekul air Ikatan hidrogen dapat terjadi inter molekul dan intra molekul. Jika ikatan terjadi antara atomatom dalam molekul yang sama maka disebut ikatan hidrogen intramolekul atau didalam molekul, seperti molekul H2O dengan molekul H2O. Ikatan hidrogen, juga terbentuk pada pada antar molekul seperti molekul NH3, CH3CH2OH dengan molekul H2O, ikatan yang semacam ini disebut dengan ikatan hidrogen intermolekul. Sebagai gambaran, di apotik umumnya dijual alkohol 70% atau etanol, digunakan untuk membersihkan bagian tubuh agar terbebas dari kuman. Tentunya berbeda dengan etanol murni. Perbedaan berdasarkan komposisi larutan tersebut, untuk yang murni hanya terdapat molekul etanol, sedangkan untuk etanol 70% mengandung etanol 70 bagian dan 30 bagiannya adalah air. Untuk etanol murni terjadi ikatan hidrogen antar molekul etanol, sedangkan yang 70% terjadi ikatan antara molekul etanol dengan air. Perbedaan kedua ikatan tersebut ditunjukkan pada Gambar 5.27.

32

Gambar 5.27. Ikatan hidrogen intramolekul dalam etanol dan intermolekul antara etanol dengan air Pembuktian adanya ikatan hidrogen diketahui dari kajian tentang titik didih. Kajian dilakukan terhadap molekul yang memiliki atom hidrogen seperti CH4, SiH4, GeH4,SnH4 dan PbH4 dikelompokan kedalam group 1 dan PH3, NH3, HF, dan H2O masuk dalam group 2. Ternyata untuk group 1 titik didihnya semakin meningkat dan diketahui interaksi yang terjadi karena atom-atom yang berikatan semakin polar, sehingga interaksi dipol-dipol semakin besar dan meningkatkan titik didihnya (CH4, SiH4, GeH4,SnH4 dan PbH4). Sedangkan dalam group 2, atom-atom yang berikatan dengan hidrogen yaitu atom P, N, O dan F seluruhnya memiliki pasangan elektron bebas atau memiliki elektronegatifitas yang besar, sehingga ikatan antar molekul dapat terjadi. Semakin kuatnya ikatan hydrogen yang terbentuk menyebabkan terjadinya kenaikan titik didih. Sehingga molekul pada group 2 memiliki titik didih lebih besar dibandingkan dengan molekul pada group 1. JIka kita membandingkan senyawa-senyawa di dalam group 2, antara molekul PH3 dan NH3 memiliki 1 (satu) pasangan elektron bebas, untuk molekul H2O memiliki 2 (dua) pasangan elektron bebas. Titik didih air lebih besar dibandingkan dengan molekul PH3 dan NH3. Dalam kasus ini molekul air lebih memiliki peluang yang lebih besar untuk membentuk ikatan hydrogen. Kecenderungan kenaikan titik didih akibat adanya ikatan hydrogen disajikan pada Gambar 5. 28

Gambar 5.28. Hubungan titik didih dengan ikatan hidrogen

33

Antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen terjadi ikatan hidrogen. Titik didih senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA, diberikan pada gambar

Titik didih senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA. Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000. Perilaku normal ditunjukkan oleh senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, yaitu titik didih meningkat sesuai dengan penambahan massa molekul. Kecenderungan itu sesuai dengan yang diharapkan karena dari CH4 ke SnH4 massa molekul relatif meningkat, sehingga gaya Van der Waals juga makin kuat. Akan tetapi, ada beberapa pengecualian seperti yang terlihat pada gambar, yaitu HF, H2O, dan NH3. Ketiga senyawa itu mempunyai titik didih yang luar biasa tinggi dibandingkan anggota lain dalam kelompoknya. Fakta itu menunjukkan adanya gaya tarik-menarik antarmolekul yang sangat kuat dalam senyawa-senyawa tersebut. Walaupun molekul HF, H2O, dan NH3 bersifat polar, gaya dipol-dipolnya tidak cukup kuat untuk menerangkan titik didih yang mencolok tinggi itu. Perilaku yang luar biasa dari senyawa-senyawa yang disebutkan di atas disebabkan oleh ikatan lain yang disebut ikatan hidrogen (James E. Brady, 2000). Oleh karena unsur F, O, dan N sangat elektronegatif, maka ikatan F H, O H, dan N H sangat polar, atom H dalam senyawa-senyawa itu sangat positif. Akibatnya, atom H dari satu molekul terikat kuat pada atom unsur yang sangat elektronegatif (F, O, atau N) dari molekul tetangganya melalui pasangan elektron bebas pada atom unsur berkeelektronegatifan besar itu. Ikatan hidrogen dalam H2O disajikan pada gambar :

34

Molekul polar air (kiri) dan ikatan hidrogen pada air (kanan). Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 200

Ikatan HidrogenIkatan hydrogen adalah ikatan tambahan berupa daya tarik listrik listrik antara atom hydrogen yang cenderung agak positif dengan atom lain yang cenderung negative sedangkan kedua atom ini berikatan kovalen dengan atom lain.Hidrogen adalah unsure bukan logam yang kecil keelektronegatifannya.Jika berikatan dengan unsur yang sangat elektronegatif seperti fluor dan oksigen pasangan electron yang dipakai bersama lebih tertarik ke unsure tersebut sehingga bermuatan agak negative sedangkan hydrogen agak positif.Dalam keadaan seperti itu hydrogen dapat membenuk ikatan hydrogen dengan atom elektronegatif lain yang berada di dekatnya contohnya dalam HF dan H2O(Syukri,1999) . Ikatan hydrogen sangat lemah namun mempengaruhi titik didih dan titik lebur senyawa karena mendidih dan melebur merupkan proses pemutusan ikatan antar partikel (Syukri,1999). Ikatan Van der Waals Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada salah satu jenis gaya antara molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial Lennard-Jones sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu. Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan. Silakan di Klik langsung tulisan dibawah ini, untuk Link,ke wikipedia Ikatan sigma: 3c-2e Ikatan pisang 3c-4e (Ikatan hidrogen, Ikatan Ikatan dihidrogen, Interaksi agostik) 4c-2e Kuat kovalen Ikatan pi: Pengikatan balik Konjugasi Hiperkonjugasi & Antiikat Aromatisitas Aromatisitas logam35

Ikatan delta: Ikatan rangkap empat Ikatan rangkap lima Ikatan rangkap enam Ikatan dipolar Haptisitas Ikatan ion Ikatan logam Ikatan hidrogen Lemah Interaksi kation-pi Jembatan garam Aromatisitas logam Ikatan dihidrogen Kompleks dihidrogen Ikatan hidrogen sawar rendah Ikatan hidrogen simetris Hidrofil

Gaya van der Waals Ikatan mekanis Ikatan halogen Nonkovalen Aurofilisitas Interkalasi Penumpukan Gaya entropik Polaritas lain kimia

lainnya Ikatan disulfida Ikatan peptida Ikatan fosfodiester Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda JOHANNES VAN DER WAALS, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial LENNARD-JONES sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu. Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan. Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Gaya van der waals : gaya tarik di antara atom atau molekul, gaya ini jauh lebih lemah dibandingkan gaya yang timbul karena ikatan valensi dan besarnya ialah 10-7 kali jarak antara atom-atom atau molekul-molekul. Gaya ini menyebabkan sifat tak ideal pada gas dan menimbulkan energi kisi pada kristal molekular. Ada tiga hal yang menyebabkan gaya ini : 1. Interaksi dwikutub-dwikutub, yaitu tarikan elektrostatistik di antara dua molekul dengan moment dwikutub permanen. 2. Interaksi dwikutub imbasan, artinya dwikutub timbul karena adanya polarisasi oleh molekul tetangga. 3. Gaya dispersi yang timbul karena dwikutub kecil dan bersifat sekejap dalam atom. Asal mula gaya dispersi van der Waals Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara36

Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata. Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris H2, boleh jadi, atau Br2. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik. Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +.

Catatan: (dibaca delta) berarti agak (slightly) karena itu + berarti agak positif.

Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul. Selubung lingkarang yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal. Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu. Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu dan karena itu akan menjadi yang paling dominan). Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri. Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung yang lain. Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya. Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara.

37

Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak. Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah tetapi tetap selaras. pakah dayatarik antarmolekul itu? Ikatan antarmolekul versus ikatan intramolekul Dayatarik antarmolekul adalah dayatarik yang terjadi antara suatu molekul dan molekul tetangganya. Gaya tarik yang mengikat molekul secara tersendiri (sebagai contoh, ikatan kovalen) dikenal dengan dayatarik intramolekul. Dua kata tersebut membingungkan yang mana untuk lebih amannya membuang salah satu diantaranya dan tidak digunakan lagi. Istilah intramolekul tidak akan digunakan lagi pada bagian ini. Semua molekul mengalami dayatarik antarmolekul, meskipun pada beberapa kasus dayatarik yang terjadi sangatlah lemah. Pada gas seperti hidrogen, H2. Jika kamu memperlambat gerak molekul melalui pendinginan, dayatarik cukup besar bagi molekul untuk tetap bersama sampai pada akhirnya membentuk cairan dan kemudian padatan. Pada kasus hidrogen dayatarik sangat lemah yang mana molekul membutuhkan pendinginan sampai 21 K (-252C) sebelum dayatarik cukup kuat untuk mengkondensasi hidrogen menjadi cairan. Dayatarik antarmolekul yang dimiliki oleh helium lebih lemah molekul tidak ingin tetap bersama untuk membentuk cairan sampai temperatur menurun sampai 4 K (269C). Gaya van der Waals: gaya dispersion Gaya dispersi (salah satu tipe dari gaya van der Waals adalah yang kita setujui pada halaman ini) yang juga dikenal dengan gaya London (dinamakan demikian setelah Fritz London mengusulkan untuk pertama kalinya). Asal mula gaya dispersi van der Waals Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata.

Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris H2, boleh jadi, atau Br2. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik.

38

Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +.

Catatan:

(dibaca delta) berarti agak (slightly) karena itu

+ berarti agak positif.

Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul.

Selubung lingkarang yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal. Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu.

Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu dan karena itu akan menjadi yang paling dominan).

Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri. Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung yang lain.

39

Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya.

Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara. Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak.

Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah tetapi tetap selaras. Kekuatan gaya dispersi Gaya dispersi antara molekul-molekul adalah lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen diantara molekul. Hal ini tidak memungkinkan untuk memberikan harga yang eksak, karena ukuran dayatarik bervariasi sekali dengan ukuran dan bentuk molekul. Seberapa jauh ukuran molekul memperngaruhi kekuatan ikatan daya dispersi Titik didih gas mulia adalah

helium neon argon

-269C -246C -186C40

kripton xenon radon

-152C -108C -62C

Semua unsur tersebut berada pada molekul monoatomik. Alasan yang mendasari bahwa titik didih meningkat sejalan dengan menurunnya posisi unsur pada golongan adalah kenaikan jumlah elektron, dan juga tentunya jari-jari atom. Lebih banyak elektron yang kamu miliki, dan lebih menjauh sejauh mungkin, yang paling besar memungkikan dipol sementara terbesar dan karena itu gaya dispersi paling besar.

Karena dipol sementara lebih besar, molekul xenon lebih melekat (stickier) dibandingkan dengan molekul neon. Molekul neon akan berpisah satu sama lain pada temperatur yang lebih rendah dibandingkan molekul xenon karena itu neon memiliki titik didih yang lebih rendah. Hal ini adalah suatu alasan (semua yang lainnya sebanding) molekul yang lebih besar memiliki lebih banyak elektron dan lebih menjauh dari dipol sementara yang dapat dihasilkan dan karena itu molekul yang lebih besar lebih melekat. Seberapa jauh bentuk molekul mempengaruhi kekuatan gaya dispersi Ukuran molekul juga begitu. Molekul yang panjang kurus dapat menghasilkan dipol sementara yang lebih besar berdasarkan pada pergerakan elektronnya dibandingkan molekul pendek gemuk yang mengandung jumlah elektron yang sama. Molekul yang panjang kurus juga dapat lebih dekat satu sama lain dayatarik meraka lebih efektif jika molekul-molekulnya benar-benar tertutup. Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C4H10, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang.

41

Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek dan lebih gemuk 2-metilpropan. Gaya van der Waals: interaksi dipol-dipol Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu sama lain lebih dari yang meraka bisa lakukan jika hanya menyandarkan pada gaya dispersi saja. Hal ini sangat penting untuk merealisasikan bahwa semua molekul mengalami gaya dispersi. Interaksi dipol-dipol bukan suatu alternatif gaya dispersi penjumlahannya. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara. Agak mengherankan dayatarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH3CH3, dan fluorometana, CH3F adalah:

Kenapa dipilih dua molekul tersebut untuk dibandingkan? Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan jika kamu membuat model kamu akan menemukan bahwa ukurannya hampir sama seperti yang kamu lihar pada diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama. Titik didih fluorometana yang lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena elektronegatifitas fluor yang tinggi. Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat kirakira 10. .

42

Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl3, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan dayatarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya.

Dilain pihak, tetraklorometan, CCl4, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam in pada semua arah. CCl4 hanya bergantung pada gaya dispersi Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang terjadi akibat gaya tarik antarmolekul antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Ikatan hidrogen seperti interaksi dipol-dipol dari Van der Waals. Perbedaannya adalah muatan parsial positifnya berasal dari sebuah atom hidrogen dalam sebuah molekul. Sedangkan muatan parsial negatifnya berasal dari sebuah molekul yang dibangun oleh atom yang memiliki elektronegatifitas yang besar, seperti atom Flor (F), Oksigen (O), Nitrogen (N), Belerang (S) dan Posfor (P). Muatan parsial negatif tersebut berasal dari pasangan elektron bebas yang dimilikinya. Perhatikan Gambar 5.25.

Gambar 5.25. Muatan parsial yang berasal dari atom yang memiliki pasangan elektron bebas.

Ikatan Van Der WaalsIkatan Van Der Waals adalah ikatan yang terbentuk oleh interaksi antara dipole-dipol yang dihasilkan oleh gerakan cepat electron disemua atom netral.Ikatan ini lebih lemah daripada ikatan hydrogen namun berpotensi berjumlah sangat banyak, menurun sebanyak

43

pangkat enam jarak yang memisahkan antar atom.Oleh karena itu hanya bekerja pada jarak pendek biasanya 2-4 Angstrom (Murray,2009).

IKATAN VAN DER WALLS Gas mempunyal sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls

Ikatan HidrofobikIkatan Hidrofobik merujuk pada kecenderungan senyawa-senyawa non polar untuk berikatan sendiri di dalam lingkungn cair.Pembentukan ikatan ini tidak di dorong oleh gaya tarik bersama.Pembentukan ikatan ini terjadi karena kebutuhan untuk meminimalkan interaksi yang secara energitis kurang menguntungkan antara gugus non polar dengan air(Murray,2009). Sementara hydrogen pada gugus non polar seperti gugus metilen hidrokarbon tidak membentuk ikatan hydrogen,hydrogen tersebut mempengaruhi struktur air yang

mengelilinginya.Mo;ekul air yang terletak dekat dengan gugus hidrofobik mengalami restriksi dalam orientasinya yang memungkinkan molekul tersebut ikut serta secara maksimal dalam membentuk ikatan hydrogen(Murray,2009). Molekul non polar cenderung membentuk butiran dengan luas permukaan yang minimal sehingga mengurangi jumlah molekul air yang terkena.Denagn alas an yang sama bagian hidrofobik biopolimer didalam lingkungan air sel hidup cenderung tertanam di bagian dalam struktur molekul atau di dalam lapisan-ganda lipid sehingga kontak dengan air menjadi minimal(Murray,2009)

44

45

Bab III Penutupa.kesimpulanDalam Faktanya Penelitian telah menunjukkan bahwa 80% komunikasi antara manusia dilakukan secara non-verbal. Banyak interaksi dan komunikasi yang terjadi dalam masyarakat yang berwujud non-verbal. Komunikasi non-verbal ialah penyampaian arti (pesan) tanpa kata-kata yang tercermin pada bahasa tubuh dan intonasi verbal. Salah satu komunikasi non-verbal ialah bahasa tubuh. Bahasa tubuh digunakan saat kata-kata tidak dapat mewakili perasaan atau situasi yang ada sehingga bahasa tubuh menjadi penting untuk dipelajari. Bahasa tubuh yang tidak sesuai penempatannya dapat menimbulkan konflik, sehingga bahasa tubuh perlu dipelajari. Salah satu keuntungan dari mempelajari bahasa tubuh adalah membangun suatu komunikasi yang baik yang merupakan awal dari terciptanya suatu hubungan sosial yang mantap dengan orang lain. Selain itu komunikasi verbal juga dibutuhkan contohnya memperkenalkan diri secara pribadi dan menerima telepon.dengan memperkenalkan diri secara pribadi orang lain akan tau bagaimana kita.memperkenalkan diri biasana dilakukan di lingkungan yang baru kita datangin dengan memperkenalkan diri kita dapat bersosialisasi dengan orang lain.sedangkan dengan menerima telepon kita dapat berkomunikasi dengan orang lain yang berada di tempat lain yang berbeda dengan kita.

46

b.SaranBahasa tubuh dalam percakapan memiliki peran yang penting dalam menumbuhkan kepercayaan seseorang dan membangun sebuah hubungan yang baik dengan orang lain, akan tetapi untuk mencapai hal tersebut diperlukan keahlian dalam menggunakan dan menafsirkan bahasa tubuh. Untuk dapat menggunakan bahasa tubuh dengan baik, seseorang sebaiknya wapada terhadap petunjuk non verbal palsu, menjaga jarak yang wajar, menggunakan sentuhan yang tepat dengan lawan bicara, menghormati status dengan kontak mata, serta menggunakan jabatan tangan yang sesuai dengan kepribadian dan tujuan dari komunikasi yang dilakukan.

47

BAB IV Daftar Pustaka

Blake, Reed H. Haroldsen, Edwin O. 2003. Taksonomi Konsep Komunikasi. Surabaya: Papyrus. Cohen David. 1992. Bahasa Tubuh dalam Pergaulan. London, Sheldon Press, SPCK. Effendy. Lim Nan Sen, Irwin. 1987. Bahasa Tubuh/Body Talk. Batam: Inter Aksara. Liliweri Alo. 1994. Komunikasi Verbal dan Nonverbal. Bandung: PT. Citra Aditya Bakti. Mulyana Deddy. 2001. Ilmu Komunikasi Suatu Pengantar. Bandung: PT. Remaja Rosdakarya Onong U. 1989. Kamus Komunikasi. Bandung: Mandar Maju http://delinanoviani.wordpress.com/2009/04/22/etika-menerima-telepon/ http://wartawarga.gunadarma.ac.id/2010/01/cara-menerima-telepon-dan-meneleponyang-baik/ http://kelasmayaku.wordpress.com/2010/07/22/memperkenalkan-diri-dan-orang-laindalam-forum-resmi/ http://wisewayhk.lefora.com/2009/04/24/format-untuk-perkenalan-diri/

48