STRUKTUR ATOM DAN
IKATAN ANTAR ATOM
1.
STRUKTUR
ATOM
1.1.MODEL ATOM
a)
Model
Atom Dalton
1) Atom
digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil.
2)
Atom
merupakan bagian terkecil dari materi yang tidak dapat dipecah lagi.
3) Atom
suatu unsur sama memiliki sifat yang sama, sedangkan atom unsur berbeda,
berlainan dalam massa dan sifatnya.
4) Senyawa
terbentuk jika atom bergabung satu sama lain. Atom-atom bergabung membentuk
senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom
oksigen
5)
Reaksi kimia merupakan
pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga
atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.
Teori atom Dalton ditunjang oleh 2 hukum alam yaitu
:
1. Hukum
Kekekalan Massa (hukum Lavoisier):massa
zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.
2. Hukum
Perbandingan Tetap (hukum Proust):perbandingan
massa unsur-unsur yang menyusun suatu zat adalah tetap.
Kelebihan :Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian
mengenai model atom.
Kelemahan:Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan
arus listrik.
b)
Model
Atom Thomson
Setelah ditemukannya elektron
oleh J.J Thomson, disusunlah model atom Thomson yang merupakan penyempurnaan
dari model atom Dalton. Atom terdiri dari materi bermuatan positif dan di
dalamnya tersebar elektron bagaikan kismis dalam roti kismis. "Atom
merupakan bola pejal yang bermuatan positif dan didalamya tersebar muatan
negatif elektron".
Kelebihan :Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif
dalam atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur.
Kelemahan:Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif
dan negatif dalam bola atom tersebut.
c)
Model
Atom Rutherford
1) Rutherford
menemukan bukti bahwa dalam atom terdapat inti atom yang bermuatan positif,
berukuran lebih kecil daripada ukuran atom tetapi massa atom hampir seluruhnya
berasal dari massa intinya.
2) Atom
terdiri dari inti atom yang bermuatan positif dan berada pada pusat atom serta
elektron bergerak melintasi inti (seperti planet dalam tata surya).
3) Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua
partikel alfa diteruskan
4)
Atom terdiri dari inti atom
yang sangat kecil dan bermuatan positif, dikelilingi oleh elektron yang
bermuatan negatif.
Kelebihan :Membuat hipotesa bahwa atom tersusun dari inti atom dan elektron
yang mengelilingi inti.
Kelemahan
Model Atom Rutherford :
1) Ketidakmampuan
untuk menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke inti atom akibat gaya tarik
elektrostatis inti terhadap elektron.
2) Menurut
teori Maxwell, jika elektron sebagai partikel bermuatan mengitari inti yang
memiliki muatan yang berlawanan maka lintasannya akan berbentuk spiral dan akan
kehilangan tenaga/energi dalam bentuk radiasi sehingga akhirnya jatuh ke inti.
d)
Model
Atom Niels Bohr
Model atomnya didasarkan pada teori kuantum untuk
menjelaskan spektrum gas hidrogen. Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan
bahwa elektron hanya menempati tingkat-tingkat energi tertentu dalam atom. Penjelasan
Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari
Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat,
sebagai berikut:
1)
Hanya
ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom
hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron
dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti.
2)
Selama
elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak
ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap.
3)
Elektron
hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain.
Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan
persamaan planck, ΔE = hv.
4)
Lintasan
stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama
sifat yang disebut momentum sudut.
Menurut model atom bohr,
elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit
elektron yang terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor
kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.
Kelebihan atom Bohr :bahwa atom
terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.
Kelemahan Model Atom Niels Bohr :
1) Hanya
dapat menerangkan spektrum dari atom atau ion yang mengandung satu elektron dan
tidak sesuai dengan spektrum atom atau ion yang berelektron banyak.
2) Tidak
mampu menerangkan bahwa atom dapat membentuk molekul melalui ikatan kimia.
3)
Model
atom ini adalah tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.
1.2. BILANGAN KUANTUM
Perpindahan elektron dari satu lintasan ke lintasan
lain menghasilkan spektrum unsur berupa spektrum garis. Apabila dilihat lebih
teliti, ternyata garis spektrum tersebut tidak hanya terdiri atas satu garis,
melainkan beberapa garis yang saling berdekatan. Dengan demikian, dapat
disimpulkan bahwa lintasan elektron terdiri atas beberapa sub lintasan. Dalam
lintasan elektron tersebut dapat ditemukan elektron. Kedudukan elektron dalam
atom dapat dinyatakan dengan bilangan kuantum, yaitu:
a. Bilangan Kuantum Utama (n)
Bilangan kuantum utama menggambarkan lintasan
elektron atau tingkat energi utama yang dinotasikan dengan n. Semakin besar
nilai n, semakin besar pula nilai rata-rata energi kulit tersebut. Karena
semakin jauh letak elektron dari inti atom, energinya semakin besar. Dengan
kata lain, semakin besar nilai n, letak elektron semakin jauh dari inti atom.
Lintasan tersebut dalam konfigurasi elektron dikenal sebagai kulit. Bilangan kuantum utama digunakan untuk menentukan tingkat energi
atom atau kulit atom. Bilangan kuantum utama memiliki semua bilangan positif
dari 1,2,3,4 dan seterusnya, sama seperti pada teori Niels bohr yang menyatakan
kulit atom dengan K,L,M,N dan seterusnya.
Tabel 1. Bilangan kuantum utama(n)
Contoh:
3s²= Maka bilangan kuantum utamanya adalah 3.
2p³= Maka bilangan kuantum utamanya adalah 2.
b. Bilangan Kuantum Azimut (l)
Bilangan kuantum azimuth menggambarkan subkulit atau
subtingkat energi utama yang dinotasikan dengan l. Bilangan kuantum
azimut menentukan bentuk orbital dari elektron. Notasi huruf digunakan untuk
menunjukkan pelbagai nilai l.
Empat notasi huruf pertama menunjukkan spektrum atom
logam alkali (litium sampai cesium). Empat seri garis spektrum ini menyatakan
tajam (sharp), utama (principal), baur (diffuse),
dan seri dasar (fundamental), yang dinotasikan dengan huruf s, p, d,
dan f. Untuk l = 4, 5, 6, dan seterusnya, notasi hurufnya cukup
dengan meneruskan secara alfabet. Subkulit dalam kulit ditunjukkan dengan menuliskan
nilai n (bilangan kuantum utama) diikuti dengan nilai l (bilangan
kuantum azimut). Ketentuan nilai subkulit (l ) bergantung pada nilai
kulit (n), yaitu
Contohnya:
Jika
n = 3, maka bilangan kuantum azimut yang mungkin dimiliki adalah 0,1 dan
2 Jika n = 2, maka bilangan kuantum yang mungkin dimiliki adalah 0 dan 1
c. Bilangan Kuantum Magnetik
(m)
Bilangan kuantum magnetik menyatakan orientasi orbital
dalam subkulit yang dinotasikan dengan m. Dengan demikian, setiap orbital dalam
subkulit tertentu dapat dibedakan orientasi orbitalnya dengan bilangan
magnetik. Bilangan magnetik dinyatakan dengan bilangan bulat.
Tabel 2. Bilangan kuantum
Nilai m dapat dirumuskan sebagai
berikut:
Contoh:
l
= 2, maka bilangan kuantum magnetiknya: -2,-1,0,+1,+2
l = 1, maka
bilangan kuantum magnetiknya : -1,0,+1
d.
Bilangan Kuantum Spin (s)
Bilangan kuantum spin menggambarkan arah rotasi atau
putaran elektron dalam satu orbital yang dinotasikan dengan s. Karena hanya ada
2 arah putaran yang mungkin yaitu searah jarum jam dan berlawanan arah jarum
jam, maka setiap orbital memuat 2 elektron dengan arah rotasi yang berlawanan.
Arah rotasi pertama ditunjukkan ke atas dengan notasi s = +½ atau rotasi searah
dengan arah putaran jarum jam. Sedangkan arah ke bawah menunjukkan notasi s =
-½ atau berlawanan dengan arah putaran jarum jam. Arah putaran yang mungkin
yaitu: mengarah keatas dengan nilai + ½, dan mengarah kebawah dengan nilai - ½.
1.3. KONFIGURASI ELEKTRONIK
Konfigurasi elektron adalah susunan elektron dalam
atom. Susunan ini ditentukan oleh jumlah elektron yang bergerak
mengelilingi inti atom pada lintasan yang disebut kulit atom.
Kulit pertama diberi nama K, selanjutnya L, M, N, dan seterusnya. Aturan
pengisian jumlah elektron maksimum per kullit diperkenalkan oleh Pauli,
dengan memakai rumum 2n2, dimana n=kulit atom. Berikut jumlah
elektron maksimum per kulit:
Tabel 3. Jumlah elektron maksimum
Pengisian
elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain:
1.Prinsip Aufbau : Elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan
tingkat energi terendah dan seterusnya.
Orbital
yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan
2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya.
Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital
beberapa unsur:
Atom H : mempunyai 1 elektron,
konfigurasinya 1s1
Atom C: mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2
2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6 4s1
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6 4s1
2.Prinsip Pauli : Tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron
dengan keempat bilangan kuantum yang sama.
Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang
mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan
kuantum spinnya harus berlawanan.
3.
Prinsip
Hund : Cara pengisian
elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak
membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah
elektron.
Tata Cara
Penulisan Konfigurasi Elektron :
a.
Ketahui dahulu nomor atom unsur
b. Tulislah
perlambangan unsur dan nomor atomnya ( Cth.: 3Li)
c. Isi elekton
sesuai kulit dimulai dari Kulit K
d.
Kulit K harus terlebih dahulu diisi maksimum sesuai
aturan Pauli
e.
Jika atom memiliki lebih dari 2 elektron, maka sisa
elektron dimasukkan ke kulit berikutnya sampai mencapai maksimum
f.
Jika sisa elektron sesudah dimasukkan ke kulit berikutnya
tidak dapat mencapai maksimum, maka diisi dengan elektron maksimum di kulit
sebelumnya
g.
Selanjutnya jika kulit sebelumnya tidak memenuhi
elektron maksimum, maka ditulis sebagai sisa pada kulit selanjutnya.
Elektron valensi adalah jumlah elektron maksimum
pada kulit terluar atom (Jumlah elektron pada kulit terluar/yang paling akhir ditulis pada
konfigurasi elektron). Atom-atom yang memiliki elektron valensi
yang sama akan memiliki sifat kimia yang relatif sama/mirip, sebab elektron
valensi menentukan sifat kimia suatu atom atau cara atom bereaksi dengan atom
lain pada saat membentuk ikatan. Elektron valensi juga dipakai untuk
menentukan/mengetahui letak golongan suatu atom pada Tabel Sistem Periodik Unsur.
Menentukan konfigurasi elektron dan elektron
valensi unsur berikut ini:
1H, 3Li, 7N, 13Al, 34Se, 35Br,
dan 37Rb
Unsur
|
K
|
L
|
M
|
N
|
O
|
P
|
Elektron valensi
|
1H
|
1
|
1
|
|||||
3Li
|
2
|
1
|
1
|
||||
7N
|
2
|
5
|
5
|
||||
13Al
|
2
|
8
|
3
|
3
|
|||
34Se
|
2
|
8
|
18
|
6
|
6
|
||
35Br
|
2
|
8
|
18
|
7
|
7
|
||
37Rb
|
2
|
8
|
18
|
8
|
1
|
1
|
1.4.TABEL PERIODIK
Pada tabel periodik atau sistem periodik,
unsur-unsur disusun berdasarkan nomor atomnya atau berdasarkan urutan jumlah
electron. Ternyata, sistem periodik ini dapat menjelaskan sifat-sifat unsur
pada periode dan golongan tertentu, dan menjelaskan alasan unsur-unsur dalam
satu periode mempunyai sifat-sifat yang berbeda antara golongan yang satu
dengan yang lainnya. Sifat-sifat dalam sistem periodik dapat diketahui melalui
konfigurasi elektronnya, sehingga diketahui jumlah elektron sekitarnya.
a.
Periode
1)
Adalah lajur-lajur
horizontal pada tabel periodik.
2) SPU
Modern terdiri atas 7 periode. Tiap-tiap periode menyatakan jumlah/ banyaknya
kulit atom unsur-unsur yang menempati periode-periode tersebut.
|
3) Unsur-unsur
yang memiliki 1 kulit (kulit K saja) terletak pada periode 1 (baris 1),
unsur-unsur yang memiliki 2 kulit (kulit K dan L) terletak pada periode ke-2 dan
seterusnya.
Contoh :
9F : 2
, 7 periode ke-2
12Mg
: 2 , 8 , 2 periode ke-3
31Ga : 2 , 8 , 18 , 3 periode ke-4
Catatan
:
a) Periode
1, 2 dan 3 disebut periode pendek karena berisi relatif sedikit unsur.
b) Periode
4 dan seterusnya disebut periode panjang.
c) Periode
7 disebut periode belum lengkap karena belum sampai ke golongan VIII A.
d) Untuk
mengetahui nomor periode suatu unsur berdasarkan nomor atomnya, perlu
mengetahui nomor atom unsur yang memulai setiap periode.
b.
Golongan
1) Sistem
periodik terdiri atas 18 kolom vertikal yang terbagi menjadi 8 golongan utama
(golongan A) dan 8 golongan transisi (golongan B).
2) Unsur-unsur
yang mempunyai elektron valensi sama ditempatkan pada golongan yang sama.
3)
|
4) Unsur-unsur
golongan A mempunyai nama lain yaitu :
a. Golongan
IA = golongan Alkali
b. Golongan
IIA = golongan Alkali Tanah
c. Golongan
IIIA = golongan Boron
d. Golongan
IVA = golongan Karbon
e. Golongan
VA = golongan Nitrogen
f. Golongan
VIA = golongan Oksigen
g. Golongan
VIIA = golongan Halida / Halogen
h. Golongan
VIIIA = golongan Gas Mulia
c.
Jari-Jari Atom
1)
Adalah
jarak dari inti atom sampai ke elektron di kulit terluar.
2)
Besarnya
jari-jari atom dipengaruhi oleh besarnya
nomor atom unsur tersebut.
3)
Semakin
besar nomor atom unsur-unsur segolongan, semakin banyak pula jumlah kulit
elektronnya, sehingga semakin besar pula jari-jari atomnya.
Jadi dalam
satu golongan (dari atas ke bawah), jari-jari atomnya semakin besar.
4)
Dalam
satu periode (dari kiri ke kanan), nomor atomnya bertambah yang berarti semakin
bertambahnya muatan inti, sedangkan jumlah kulit elektronnya tetap. Akibatnya
tarikan inti terhadap elektron terluar makin besar pula, sehingga menyebabkan
semakin kecilnya jari-jari atom.
Jadi dalam satu periode (dari kiri ke kanan), jari-jari atomnya
semakin kecil.
d.
Energi Ionisasi
1) Adalah energi minimum yang diperlukan atom netral dalam
bentuk gas untuk melepaskan satu elektron membentuk ion bermuatan +1.
2) Jika atom tersebut melepaskan elektronnya yang ke-2 maka
akan diperlukan energi yang lebih besar (disebut energi ionisasi kedua), dan seterusnya.
1EI 1< 2EI < 3EI dan seterusnya.
3) Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), EI
semakin kecil karena jari-jari atom bertambah sehingga gaya tarik inti terhadap
elektron terluar semakin kecil. Akibatnya elektron terluar semakin mudah untuk
dilepaskan.
4) Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), EI
semakin besar karena jari-jari atom semakin kecil sehingga gaya tarik inti
terhadap elektron terluar semakin besar/kuat. Akibatnya elektron terluar
semakin sulit untuk dilepaskan.
e.
Afinitas
Elektron
1) Adalah energi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral
dalam bentuk gas apabila menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif.
2) Semakin negatif harga afinitas elektron, semakin mudah
atom tersebut menerima/menarik elektron dan semakin reaktif pula unsurnya.
3) Afinitas elektron bukanlah kebalikan dari energi
ionisasi.
4) Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga afinitas
elektronnya semakin kecil.
5) Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga afinitas
elektronnya semakin besar.
6) Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda
negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA.
7) Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA.
f.
Keelektronegatifan
1) Adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam
molekul suatu senyawa (dalam ikatannya).
2) Diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya
antara 0,7 (keelektronegatifan Cs) sampai 4 (keelektronegatifan F).
3) Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderung
menerima elektron dan akan membentuk ion negatif.
4) Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderung
melepaskan elektron dan akan membentuk ion positif.
5) Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga
keelektronegatifan semakin kecil.
6) Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga
keelektronegatifan semakin besar.
2.
IKATAN
ANTAR ATOM
2.1.
ENERGI
IKAT DAN GAYA IKAT
Ketika atom didekatkan
dari suatu jarak yang tak terbatas. Pada jarak jauh, interaksi bisa diabaikan,
tetapi ketika atom saling mendekati, masing-masing memberikan gaya ke yang
lainnya. Gaya ini ada dua macam, tarik atau tolak, dan besarnya merupakan
fungsi jarak antar atom. Sumber gaya tarik FA tergantung pada jenis
ikatan yang ada antara dua atom. Besarnya berubah dengan jarak. Akhirnya, kulit
elektron terluar dari kedua atom mulai tumpang tindih, dan gaya tolak yang kuat
FR mulai timbul. Gaya netto FN antar dua atom adalah jumlah kedua
komponen tarik dan tolak, yaitu :
FN
= FA+ FR
yang juga merupakan fungsi jarak
antar atom. Jika FA dan FR sama besar, tidak ada gaya netto,
sehingga:
FA
+ FR = 0
Kemudian kondisi kesetimbangan
muncul. Pusat kedua atom tetap terpisah pada jarak keseimbangan ro.
Pada sebagian besar atom, ro kira-kira 0,3 nm (3Å). Ketika
sudah berada pada posisi ini, kedua atom akan melawan semua usaha untuk
memisahkannya dengan gaya tarik, atau untuk mendorongnya dengan gaya tolak. Kadang-kadang
lebih menyenangkan untuk menggunakan energi potensial antara dua atom daripada
gaya. Secara matematik, energi (E) dan gaya (F) dihubungkan
dengan :
E=
dr
dr
Atau untuk sistem atom:
EN=
N dr
N dr
=A dr
+R dr
A dr
+R dr
=EA+ER
Gambar 1. a) Gaya
repulsif, atraktif dan net sebagai fungsi dari jarak atom
b) Energi
repulsif, atraktif dan net sebagai fungsi jarak atom
Dimana EN, EA
dan ER masing-masing adalah energi netto, energi tarik
dan energi tolak bagi dua atom yang terisolasi dan berdekatan. Gambar 1.b menggambarkan
energi potensial tarik, tolak dan energi potensial netto sebagai fungsi jarak
antar atom untuk dua atom. Untuk kurva netto, yaitu jumlah kedua energi,
mempunyai energi potensial dititik minimum. Pada posisi ini spasi kesetimbangan
yang sama, ro, bersesuaian dengan jarak atom pada kurva
energi potensial minimum. Energi Ikat
untuk kedua atom ini, Eo, bersesuaian
dengan energi pada titik minimum ini, dimana menyatakan energi yang diperlukan
untuk memisahkan kedua atom ini kejarak yang tak terbatas. Besar energi ikat
ini dan bentuk energi vs kurva jarak antar atom berbeda dari satu material ke
material lainnya, kedua variabel ini bergantung kepada jenis ikatan atom. Zat
padat dibentuk dengan energi ikat yang besar, sedangkan energi ikat yang kecil
lebih disukai oleh gas, kondisi cair berlaku bagi energi yang besarnya
menengah. Pada umumnya untuk material padat, temperatur leleh dan sifat
ikatannya mencerminkan besarnya energi ikat.
Dua atom akan
saling terikat jika ada gaya ikat antara keduanya. Dalam membahas ikatan atom, tidak menggunakan pengertian gaya ikat ini melainkan energi
ikat. Ikatan antar atom terbentuk jika dalam pembentukan ikatan tersebut
terjadi penurunan energi total. Perubahan energi potensial terhadap perubahan
jarak antar dua ion atau dua molekul dapat dinyatakan dengan persamaan
Vr = -
+ 
+
Dengan:
Vr = energi potensial total; r = jarak antar atom (nm)
a,
b = konstanta tarik-menarik, konstanta tolak-menolak
m,
n = konstanta karakteristik jenis ikatan
dan tipe struktur
−a /rm
= Vtarik adalah energi yang terkait dengan gaya tarik
antar partikel
b
/ rn = Vtolak
adalah energi yang terkait dengan gaya tolak
Untuk
ion m = 1, sedangkan untuk molekul m = 6. Konstanta n disebut
eksponen Born yang nilainya tergantung dari konfigurasi elektron, seperti
tercamtum pada tabel 4.
Tabel 4.
Eksponen Born
Gambar 2.
dibawah ini memperlihatkan bentuk kurva perubahan energi sebagai fungsi dari
jarak antar ion. Jarak r0 adalah jarak yang bersesuaian
dengan energi minimum dan disebut jarak
ikat. Karena ion selalu berosilasi maka posisi ion adalah sekitar jarak ikat
r0. Oleh karena itu energi
ikat dapat didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk
memisahkan ion dari jarak r0 ke jarak tak hingga. Energi disosiasi sama dengan energi
ikat tetapi dengan tanda berlawanan.
Gambar 2. Kurva perubahan energi
potensial
2.2.
IKATAN
PRIMER
2.2.1. Ikatan
Ion
Ikatan ini
terjadi karena adanya tarik-menarik antara dua ion yang berlawanan tanda. Ion
itu sendiri terbentuk karena salah satu atom yang akan membentuk ikatan
memberikan elektron kepada atom pasangannya yang memang memiliki kemampuan
untuk menerima elektron. Dengan demikian terjadilah pasangan ion positif dan
negatif, dan mereka saling terikat. Atom non metal memiliki hanya sedikit
orbital p yang setengah terisi dan ia mampu menarik elektron luar ke
dalam salah satu orbital yang setengah kosong tersebut. Atom F misalnya dengan
konfigurasi 1s2 2s2 2p5
hanya memiliki satu dari tiga orbital p yang terisi satu elektron. Atom
ini mampu menarik satu elektron luar untuk memenuhi orbital p sehingga
menjadi ion F− dengan orbital p yang terisi penuh.
Sebaliknya, atom metal memiliki satu atau lebih elektron yang terikat longgar
yang berada di tingkat energi yang terletak di atas tingkat energi yang terisi
penuh; misalnya Li dengan konfigurasi 1s2 2s1
mudah melepaskan satu elektron dan menjadi ion Li+ dengan orbital 1s
terisi penuh. Li dan F membentuk ikatan ion menjadi LiF. Ikatan ion
terbentuk oleh adanya gaya tarik elektrostatik antara ion positif dan ion
negatif. Energi potensial V dari pasangan ion akan menjadi lebih negatif
jika jarak radial r semakin kecil. Dengan m = 1, energi yang
terkait dengan gaya tarik antar ion adalah
Vtarik=
Walaupun
demikian, jika jarak semakin pendek awan elektron di kedua ion akan mulai
tumpang-tindih. Pada tahap ini, sesuai dengan prinsip Pauli, beberapa elektron harus
terpromosi ke tingkat yang lebih tinggi. Kerja harus dilakukan pada ion-ion ini
agar mereka saling mendekat; kerja ini berbanding terbalik dengan pangkat
tertentu dari jarak antara pusat ion. Dengan demikian energi potensial total
dari kedua ion dapat dinyatakan sebagai:
Vr=++ΔE
++ΔE
dengan ΔE
adalah energi yang diperlukan untuk
mengubah kedua atom yang semula netral menjadi kedua ion.
Bagaimana ikatan
ion terbentuk antara atom A dan B dapat diuraikan secara singkat sebagai
berikut. Jika −EA adalah
energi elektron s terluar dari atom A, diperlukan energi sebesar 0 − (−E ) = E untuk
melepaskan elektron dari atom A sehingga atom A menjadi ion;
EA disebut
potensial ionisasi. Setelah
lepas dari atom A elektron tersebut menjadi elektron-bebas dengan potensial
0. Jika elektron ini kemudian masuk ke atom B,
energinya akan menurun dari 0 menjadi −EB; EB
disebut afinitas elektron. Jadi perubahan energi netto adalah
E = −EB
− (−EA) = EA − EB yang
akan bernilai positif jika potensial ionisasi atom A lebih besar dari afinitas
elektron atom B. gambar 3. memperlihatkan
perubahan energi dalam pembentukan ikatan ion.
Gambar 3. Perubahan energi dalam
pembentukan ikatan ion
Pada gambar ini
terlihat bahwa jika energi yang mengikat cukup besar (Vtarik),
maka akan terjadi jumlah energi minimum dan energi minimum ini terjadi pada
jarak antar ion r0. Pada jarak inilah terjadi keseimbangan
antara gaya tarik dan gaya tolak antar ion. Penyimpangan jarak antar ion dari r0,
baik mengecil maupun membesar, akan meningkatkan energi potensial sehingga
selalu terjadi gaya yang mengarah ke posisi keseimbangan. Ikatan ion adalah
ikatan tak berarah. Setiap ion positif menarik semua ion negatif yang berada di
sekelilingnya dan demikian pula sebaliknya. Jadi setiap ion akan dikelilingi
oleh ion yang berlawanan sebanyak yang masih memungkinkan, pembatasan jumlah
ion yang mengelilingi ion lainnya terkait dengan faktor geometris dan
terpeliharanya kenetralan listrik pada padatan yang terbentuk.
Biasanya
ditemukan pada senyawa yang dibangun oleh unsur logam dan bukan logam. Atom
logam akan memberikan elektron valensinya ke atom-atom non logam. Pada proses
ini semua atom akan menjadi stabil atau mempunyai konfigurasi gas mulia dan
bermuatan listrik, yaitu atom-atom ini menjadi ion. Natrium klorida (NaCl)
adalah material ion klasik. Atom natrium bisa mendapatkan stuktur elektron neon
(dan muatan positif tunggal) dengan menyerahkan satu elektron valensi 3s ke
atom klorin. Setelah penyerahan elektron ini, ion klorin akan bermuatan negatif
dan dengan konfigurasi elektron menyerupai argon, Pada natrium klorida, semua
natrium dan klorin berada dalam bentuk ion. Jenis ikatan ini digambarkan secara
skematik pada Gambar 4.
Gambar 4. Skema ikatan ionik natrium klorida (NaCl)
2.2.2. Ikatan
Kovalen
Contoh yang
paling sederhana untuk ikatan kovalen adalah ikatan dua atom H membentuk
molekul hidrogen, H2. Atom H pada ground state memiliki energi paling rendah. Namun karena
elektron bermuatan negatif, maka jika ada atom H kedua yang mendekati, elektron
di atom yang pertama dapat lebih dekat ke inti atom H kedua. Demikian pula
halnya dengan elektron di atom H kedua dapat lebih dekat ke inti atom H
pertama. Kejadian ini akan menurunkan total energi dari kedua atom dan
terbentuklah molekul H2. Syarat yang diperlukan untuk terjadinya
ikatan semacam ini adalah bahwa kedua elektron yang terlibat dalam terbentuknya
ikatan tersebut memiliki spin
yang berlawanan agar prinsip eksklusi Pauli dipenuhi. Energi total
terendah dari dua atom H yang berikatan tersebut tercapai bila kedua elektron
menempati orbital s dari kedua atom. Hal ini terjadi pada jarak
tertentu, yang memberikan energi total minimum. Apabila kedua inti atom lebih
mendekat lagi akan terjadi tolak-menolak antar intinya dan jika saling menjauh
energi total akan meningkat pula. Oleh karena itu ikatan ini stabil.
Pada ikatan
kovalen, konfigurasi elektron stabil diperoleh dengan membagi elektron antara
atom yang berdekatan. Dua atom yang berikatan kovalen masing-masing akan
menyumbangkan minimal satu elektron keikatan, dan elektron yang dipakai bersama
bisa di anggap dipunyai bersama oleh kedua atom. Atom karbon mempunyai empat
elektron valensi, sedangkan setiap atom hidrogen mempunyai sebuah elektron
valensi. Setiap atom hidrogen bisa mendapatkan konfigurasi elektron helium (dua
elektron valensi 1s) ketika atom karbon membaginya dengan satu elektron.
Karbon sekarang mempunyai empat tambahan elektron, satu dari setiap hidrogen
sehingga total elektron valensi menjadi delapan, dan struktur elektronnya
adalah neon.
Gambar 5. Skema ikatan kovalen pada molekul metana
(CH4)
Jumlah ikatan
kovalen yang mungkin untuk suatu atom ditentukan oleh jumlah elektron valensi.
Untuk elektron valensi n, sebuah atom bisa berikatan kovalen paling
banyak 8-n dengan atom lainnya. Contohnnya: n=7 pada klorin, dan
8-n=1, artinya satu atom Cl bisa berikatan hanya dengan satu atom
lainnya seperti Cl2. Dengan cara yang sama untuk atom karbon n=4,
dan setiap atom karbon mempunyai 8-4 yaitu empat elektron untuk dibagi. Intan
adalah struktur yang berinteraksi secara tiga dimensi dimana setiap atom karbon
berikatan kovalen dengan atom karbon lainnya.
Ikatan kovalen
bisa sangat kuat seperti pada intan, dimana intan sangat sangat keras dan
mempunyai temperatur leleh yang sangat tinggi yaitu >3550°C (6400 °F ), atau
ikatan kovalen bisa sangat lemah seperti pada bismut, dimana akan meleleh pada
270°C (518°F). Material polimer bercirikan ikatan ini, dimana struktur molekul
dasar yang dipunyai rantai karbon yang panjang diikat bersama-sama secara
kovalen dengan dua dari empat ikatan yang tersedia untuk setiap atomnya. Dapat
terjadi ikatan antar atom mempunyai ikatan yang sebagian berikatan ion dan
sebagian lain berikatan kovalen, dan kenyatannya sangat sedikit senyawa yang
menunjukan murni mempunyai ikatan ion atau ikatan kovalen saja.
2.2.3.Ikatan
Logam
Ikatan logam jenis
ikatan primer terakhir, ditemukan pada logam dan paduannya. Material logam
mempunyai satu, dua atau paling banyak tiga elektron valensi. Dengan model ini,
elektron valensi tidak terikat kepada atom tertentu pada bahan padat namun
lebih kurang ia akan bebas hanyut/bergerak melewati keseluruhan logam. Elektron
ini bisa dianggap dimiliki oleh logam secara keseluruhan, atau membentuk
“lautan elektron” atau “awan elektron. Gambar 6. memperlihatkan ilustrasi
skematik ikatan logam.
Gambar 6. Skema ikatan logam
Ikatan ini bisa lemah atau kuat,
jangkauan energinya antara 68 kJ/mol (0,7 ev/atom) untuk raksa hingga 850
kJ/mol (8.8 eV/atom) untuk wolfram. Temperatur leleh masing-masing
berturut-turut adalah –390C dan 3410 0C.
2.3.
IKATAN
SEKUNDER
IKATAN VAN DER WAALS
Ikatan sekunder, van der
Waals adalah lemah jika dibandingkan dengan ikatan primer atau kimia, energi
ikat biasanya dalam kisaran 10 kJ/mol (0,1 eV/atom). Ikatan sekunder timbul
antara semua atom atau molekul, tapi keberadaannya tidak jelas jika salah satu
dari ketiga jenis ikatan primer ada. Ikatan sekunder dibuktikan oleh gas mulia,
yang mempunyai struktur elektron yang stabil, dan juga diantara molekul yang
strukturnya berikatan kovalen. Gaya ikatan sekunder timbul dari dipol atom atau
molekul. Pada dasarnya sebuah dipol listrik timbul jika ada jarak pisah antara
bagian positif dan negatif dari sebuah atom atau molekul. Ikatan di hasilkan
dari gaya tarik-menarik coulombik antara ujung positif sebuah dipol dan bagian
negatif dari dipol yang berdekatan, sebagaimana ditunjukan pada Gambar 7.
Interaksi dipol terjadi antara dipol-dipol terimbas, antara dipol terimbas
dengan molekul polar (yang mempunyai dipol permanen), dan antara
molekul-molekul polar. Ikatan hidrogen, jenis khusus dari ikatan sekunder,
ditemukan pada beberapa molekul dimana hidrogen sebagai salah satu komponen.
Mekanisme ikatan ini akan dibicarakan secara singkat berikut ini.
Gambar
7. Skema ikatan van der walls dua dipole
a. Ikatan
Dipol Terimbas yang Berfluktuasi
Sebuah dipol bisa
dihasilkan atau diimbaskan ke sebuah atom atau molekul yang simetris secara
listrik, yaitu distribusi ruang keseluruhan elektron simetris terhadap inti
bermuatan positif, sebagaimana diperlihatkan Gambar 8.a. Semua atom
mengalami gerak vibrasi konstan, yang akan menyebabkan distorsi seketika dan
berumur pendek, terhadap simetri listrik pada beberapa atom atau molekul, dan
menimbulkan dipol listrik kecil, seperti yang digambarkan oleh Gambar 8.b.
Gambar
8. a) Skema ikatan elektron simetris
b) Atom dipol
listrik kecil
Salah satu dipol
ini pada gilirannya bisa menimbulkan sebuah pergerakan pada distribusi elektron
dari molekul atau atom yang berdekatan, yang membuat atom atau molekul kedua
ini menjadi dipol yang kemudian dengan lemah ditarik atau diikat ke atom atau
molekul yang pertama, ini adalah satu jenis ikatan van der Waals. Gaya-gaya
tarik ini bisa timbul diantara sejumlah besar atom atau molekul, dimana
gaya-gaya ini bersifat sementara dan berfluktuasi terhadap waktu. Proses pencairan
dan proses pembekuan dari gas mulia dan molekul lain yang simetris dan netral
secara listrik seperti H2 dan Cl2 dipercaya disebabkan
oleh ikatan jenis ini. Temperatur leleh dan didih adalah sangat rendah pada
material dimana ikatan dipol terimbas dominan, dan dari semua ikatan antar
molekul yang mungkin terjadi, ikatan ini paling lemah.
b. Ikatan
Antara Dipol Molekul Polar dan Dipol Terimbas
Momen dipol permanen
timbul pada beberapa molekul karena susunan yang tidak simetris dari daerah
yang bermuatan positif dan negatif; molekul ini disebut molekul polar. Gambar 9.a adalah penggambaran skematik dari
molekul hidrogen klorida, momen dipol permanen timbul dari muatan netto dari
muatan positif dan negatif yang masing-masing berkaitan dengan ujung-ujung hidrogen
dan klorin dari molekul HCl.
(a)
(b)
Gambar
9.a) Skema molekul polar hydrogen chloride
b)
Skema ikatan hidrogen dalam hydrogen fluloride.
Molekul
polar bisa juga mengimbaskan dipol pada molekul non polar didekatnya, dan
sebuah ikatan akan terbentuk sebagai hasil gaya tarik menarik antara dua
molekul ini. Besar ikatan ini akan lebih besar daripada dipol terimbas yang
berfluktuasi.
c.
Ikatan Dipol Permanen
Gaya van der Waals juga
akan timbul diantara molekul polar yang berdekatan. Energi ikat yang terkait
lebih besar secara signifikan dari pada energi ikat yang ada pada dipol
terimbas. Jenis ikatan sekunder yang paling kuat, ikatan hidrogen adalah kasus
khusus dari ikatan molekul polar. Ikatan ini terjadi antara molekul dimana
hidrogen berikatan kovalen dengan fluorin (sebagai HF), dengan oksigen (sebagai
H2O), dan dengan nitrogen (sebagai NH3). Untuk setiap
ikatan H-F, H-O atau H-N, elektron hidrogen tunggal dibagi bersama dengan atom
lainnya. Maka, ujung hidrogen dari ikatan pada dasarnya adalah proton terbuka
yang bermuatan positif, yang tak terlindungi oleh elektron. Ujung molekul yang
bermuatan positif sangat tinggi ini mempunyai gaya tarik yang kuat terhadap
ujung negatif dari molekul yang berdekatan, untuk HF. Besar ikatan hidrogen umumnya
lebih besar dari ikatan sekunder jenis lainnya, dan bisa mencapai 51 kJ/mol
(0,52 eV/molekul).
DAFTAR
PUSTAKA
Budy, J.E. 1995, General
Chemistry Principle & Structure Fith. Edition Singapore; Jhon Willey
& Sons Inc, Depdiknas, Kurikulum KBK 2004. Jakarta.
Eti J. 2005. Struktur Atom dalam Fisika.Modul PPPG IPA. Bandung.
Keenan, Kleinfelter, 1999, Ilmu
Kimia Untuk Universitas; Harper & Row. Publisher Inc. Erlangga.
Jakarta.
Timoshenko, S. Dan D.H. Young. 1961. Elements of Strength of Materials. Canada : Van Nostrand
Company, Inc.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar