Struktur molekul sederhana

Ikatan ionik dibentuk oleh tarikan elekrostatik antara kation dan anion. Karena medan listrik suatu ion bersimetri bola, ikatan ion tidak memiliki karakter arah. Sebaliknya, ikatan kovalen dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehingga orbital atom dapat mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah. Jadi bentuk molekul ditentukan oleh sudut dua ikatan, yang kemudian ditentukan oleh orbital atom yang terlibat dalam ikatan.
Paparan di atas adalah pembahasan umum struktur molekul. Struktur molekul sederhana dapat disimpulkan dari pertimbangan sterekimia sederhana yang akan dijelaskan di bab ini.

a. Teori tolakan pasangan elektron valensi

Di tahuan 1940, Sidgwick mengusulkan teori yang disebut dengan Teori tolakan pasangan elektron valensi [valence shell electron pair repulsion (VSEPR)], yang karena sifat kualitatifnya sangat mudah dipahami. Teorinya sangat cocok untuk mempredksi struktur senyawa berjenis XY_m. Menurut teori ini, jumlah pasangan elektron menentukan penyusunan pasangan-pasangan elektron di sekitar atom pusat molekul. Terdapat gaya tolak elektrostatik antara dua pasangan elektron yang cenderung menolak orbital atom sejauh mungkin satu sama lain. Karena pasangan elektron menempati orbital atom, pasangan elektron bebas juga mempunyai dampak yang sama dengan pasangan elektron ikatan. Dengan kata lain, pasangan elektron bebas dan pasangan elektron ikatan juga tolak menolak sejauh mungkin.

SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT DIVALEN

Menurut teori VSEPR, dua pasangan elektron yang dimiliki atom pusat divalen akan terpisah sejauh mungkin bila sudut ikatannya 180°. Dengan kata lain, molekulnya akan memiliki struktur linear. Faktanya, berilium khlorida BeCl₂, dengan atom pusat divalen, adalah molekul linear . Seperti akan didiskusikan kemudian, beberapa senyawa seperti karbon dioksida O=C=O dan alena H₂C=C=CH₂ juga linear seolah memiliki atom pusat divalen.

SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TRIVALEN

Bila teori VSEPR berlaku juga untuk senyawa dengan atom pusat trivalen seperti boron trikhlorida BCl₃, sudut ikatan ∠Cl-B-Cl akan bernilai 120° dengan emapt atom itu berada dalam bidang yang sama. Struktur trigonal planar juga diamati di timah khlorida, SnCl₃. Catat juga bahwa struktur segitiga juga diamati di etilena H₂C=CH₂, ion nitrat NO₃ dan sulfur dioksida SO₂.

SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TETRAVALEN

Teori karbon tetrahedral diusulkan oleh kimiawan Belanda Jacobus Henricus van’t Hoff (18521911) dan kimiawan Perancis Joseph Achille Le Bel (1847-1930), yang menyempurnakan teorinya hampir pada saat yang bersamaan. Kesimpulan yang sama juga dapat secara otomatis didapatkan dari teori VSEPR. Misalnya untuk metana, struktur yang akan memiliki tolakan antar pasangan elektron yang minimal didapatkan untuk geometri tetrahedron dengan sudut 109,5°, yang jelas lebih besar dari bujur sangakar yang bersudut 90°. Menariknya ion amonium NH₄⁺ dengan atom nitrogen sebagai atom pusat juga tetrahedral seperti metana. Bila pasangan elektron bebas juga dihitung, atom nitrogen dari amonia NH₃ dan atom oksigen dalam air H₂O juga dapat dianggap
tetravalen. Namun di molekul-molekul ini tidak didapat tetrahedral sempurna, sudut ikatan ∠HNH adalah 106° dan ∠H-O-H adalah 104,5°. Fakta ini menyarankan hubungan kualitatif berikut.

Kekuatan relatif tolakan

Pasangan elektron bebas (PEB)-PEB > PEB- Pasangan elektron ikatan (PEI) > PEI-PEI Beberapa ion poliatomik semacam SO₄^2- dan SO₃^2- juga memiliki struktur tetrahedral.

SENYAWA DENGAN VALENSI LEBIH TINGGI DARI EMPAT

Struktur senyawa dengan atom pusat memiliki valensi lebih besar dari empat juga dapat dijelaskan dengan teori VSEPR. Senyawa pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Senyawa khas jenis ini adalah fosfor pentakhlorida PCl₅. Senyawa dengan atom pusat heksavalen berstruktur oktahedral, yang identik dengan bujur sangkar bipiramid. Contoh yang baik adalah belerang heksafluorida SF₆. Dalam kasus senyawa heptavalen, situasinya sama dan strukturnya adalah pentagonal bipiramid.
Ketika menggunakan teori ini, dalam senyawa yang strukturnya ditentukan pasangan elektron bebas harus diikutsertakan sebagai bagian pasangan elekron yang menentukan struktur. Misalnya untuk IF₅ dan ICl₄ hal ini sangat penting. Di Gambar 4.1 ditunjukkan beberapa struktur senyawa khas.

(c) segitiga bipiramid PCl₅; (d) oktahedron SF₆.

Latihan: Prediksi struktur berdasarkan teori VSEPR Prediksikan struktur spesi kimia berikut dengan teori VSEPR: (a) SO₂, (b) SO₃ (c ) SO₄^2-
Jawab: (a) segitiga, (b) piramidal , (c ) tetrahedral

b. Hibridisasi orbital atom

Diharapkan bahwa berilium khlorida BeCl₂ dan timah (II) khlorida SnCl₂ akan memiliki struktur yang mirip karena memiliki rumus molekul yang mirip. Namun, ternyata senyawa pertama berstruktur linear sedang yang kedua bengkok. Hal ini dapat dijelaskan dengan perbedaan orbital atom yang digunakan. Bila elektron-elektron mengisi orbital atom mengikuti prinsip Aufbau, elektron akan mengisi orbital atom yang berenergi terendah. Dua elektron diizinkan mengisi satu orbital. Menurut prinsip Pauli, tidak ada elektron yang memiliki satu set bilangan kuantum yang tepat sama (Bab 2.4 (d)). Masalah yang timbul adalah akan diletakkan di mana elektron ke-empat atom karbon. Telah ditetapkan bahwa konfigurasi elektron terendah atom adalah konfigurasi dengan jumlah elektron tak berpasangan maksimum dan masih tetap diizinkan oleh aturan Pauli dalam set orbital dengan energi yang sama (dalam kasus karbon adalah tiga orbital 2p). Dalam kasus ini awalnya semua elektron akan memiliki bilangan kuantum spin yang sama (yakni, +1/2 atau -1/2) (Gambar 4.2).
Berilium adalah atom dengan dua elektron valensi dan konfigurasi elektron (1s²2s²). Agar berilium membentuk ikatan sebagai atom divalen, orbital 2s dan 2p harus membentuk pasangan orbital terhibridisasi sp. Karena kedua orbital hibrida sp membentuk sudut ikatan 180°, BeCl₂ dengan demikian linear.
Mirip dengan itu, boron yang memiliki tiga elektron valensi dan konfigurasi elektron 1s²2s²2p¹; atau secara sederhana ditulis 1s²2s²2p. Untuk membentuk ikatan dengan valensi tiga, konfigurasi elektronnya harus (1s²2s2p_x2p_y). Satu orbital 2s dan dua orbital 2p akan membentuk orbital terhibridisasi sp². Karena sudut ikatan antara dua orbital hibrida sp² adalah 120°, BCl₃ berstruktur segitiga.
Dalam kasus senyawa karbon, strukturnya dijelaskan dengan mengasumsikan empat orbital sp³ ekuivalen terbentuk dari satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Atom karbon memiliki empat elektron valensi, dan konfigurasi elektronnya adalah 1s²2s²2p², dan untuk membentuk atom tetravalen, konfigurasi elektronnya harus berubah menjadi (1s²2s2p_x2p_y2p_z). Dengan hibridisasi, empat orbital hibrida sp³ yang ekuivalen akan terbentuk. Sudut ikatan yang dibuat oleh dua orbital hibrida sp³ adalah 109,5° (sudut tetrahedral). Inilah alasan mengapa metana berstruktur tetrahedral.
Untuk kasus senyawa nitrogen, amonia NH₃ misalnya, empat dari lima elektron valensi atom nitrogen akan menempati empat orbital hibrida sp³ seperti ditunjukkan di Gambar 4.3. Satu elektron valensi yang tersisa akan menempati satu orbital hibrida yang telah diisi satu elektron. Jadi spin elektron kedua ini harus berlawanan dengan spin elekron pertama. Akibatnya atom nitrogen akan trivalen dengan satu pasangan elektron bebas.

Dalam kasus fosfor, ada dua kasus. Dalam satu kasus atom fosfornya trivalen dengan satu pasang elektron bebas seperti nitrogen, dan di satu kasus lain fosfornya pentavalen dengan orbital hibrida dsp³. Fosfor pentavalen memiliki struktur trigonal bipiramidal. Ion kompleks dengan ion nikel atau kobal sebagai atom pusat berkoordinasi enam dengan struktur oktahedral.
Sebagaimana didiskusikan di atas, baik teori VSEPR maupun hibridisasi orbital atom akan memberikan kesimpulan struktur molekul dan ion yang sama. Walaupun teori VSEPR hanya bergantung pada tolakan antar pasangan elektron, dan teori hibridisasi memberikan justifikasi teoritisnya.

Baca Selengkapnya - Struktur molekul sederhana

Struktur atom

Struktur atom merupakan satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya.^[1] Inti atom mengandung campuran proton yang bermuatan positif dan neutron yang bermuatan netral (terkecuali pada Hidrogen-1 yang tidak memiliki neutron). Elektron-elektron pada sebuah atom terikat pada inti atom oleh gaya elektromagnetik. Demikian pula sekumpulan atom dapat berikatan satu sama lainnya membentuk sebuah molekul. Atom yang mengandung jumlah proton dan elektron yang sama bersifat netral, sedangkan yang mengandung jumlah proton dan elektron yang berbeda bersifat positif atau negatif dan merupakan ion. Atom dikelompokkan berdasarkan jumlah proton dan neutron pada inti atom tersebut. Jumlah proton pada atom menentukan unsur kimia atom tersebut, dan jumlah neutron menentukan isotop unsur tersebut.
Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani, yang berarti tidak dapat dipotong ataupun sesuatu yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi-bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan ke-18, para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan bahwa zat-zat tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20, para fisikawan berhasil menemukan struktur dan komponen-komponen subatom di dalam atom, membuktikan bahwa 'atom' tidaklah tak dapat dibagi-bagi lagi.^[2] Prinsip-prinsip mekanika kuantum yang digunakan para fisikawan kemudian berhasil memodelkan atom. ^[3]
Relatif terhadap pengamatan sehari-hari, atom merupakan objek yang sangat kecil dengan massa yang sama kecilnya pula. Atom hanya dapat dipantau menggunakan peralatan khusus seperti mikroskop penerowongan payaran. Lebih dari 99,9% massa atom berpusat pada inti atom, dengan proton dan neutron yang bermassa hampir sama. Setiap unsur paling tidak memiliki satu isotop dengan inti yang tidak stabil yang dapat mengalami peluruhan radioaktif. Hal ini dapat mengakibatkan transmutasi yang mengubah jumlah proton dan neutron pada inti. Elektron yang terikat pada atom mengandung sejumlah aras energi, ataupun orbital, yang stabil dan dapat mengalami transisi di antara aras tersebut dengan menyerap ataupun memancarkan foton yang sesuai dengan perbedaan energi antara aras. Elektron pada atom menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur dan memengaruhi sifat-sifat magnetis atom tersebut. ^[4]

Perkembangan Model Atom

Seorang filsuf Yunani yang bernama Democritus berpendapat bahwa jika suatu benda dibelah terus menerus, maka pada saat tertentu akan didapat akan didapat bagian yang tidak dapat dibelah lagi. Bagian seperti ini oleh Democritus disebut atom.^[5] Istilah atom berasal dari bahasa yunani “a” yang artinya tidak, sedangkan “tomos” yang artinya dibagi. Jadi, atom artinya tidak dapat dibagi lagi. Pengertian ini kemudian disempurnakan menjadi, atom adalah bagian terkecil dari suatu unsur yang tidak dapat dibelah lagi namun namun masih memiliki sifat kimia dan sifat fisika benda asalnya.
Atom dilambangkan dengan ZXA , dimana A = nomor massa (menunjukkan massa atom, merupakan jumlah proton dan neutron), Z = nomor atom (menunjukkan jumlah elektron atau proton). Proton bermuatan positif, neutron tidak bermuatan (netral), dan elektron bermuatan negatif. Massa proton = massa neutron = 1.800 kali massa elektron. .Atom-atom yang memiliki nomor atom sama dan nomor massa berbeda disebut isotop, atom-atom yang memiliki nomor massa sama dan nomor atom berbeda dinamakan isobar, atom-atom yang memiliiki jumlah neutron yang sama dinamakan isoton. ^[6]

[sunting] Macam-macam Model Atom

1. Model Atom John Dalton

Pada tahun 1808, John Dalton adalah seorang guru di Inggris yang melakukan perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus. Bayangan Dalton dan Democritus adalah bahwa benda itu berbentuk pejal. ^[7]. Dalam perenungannya Dalton mengemukakan postulatnya tentang atom.
a. Setiap unsur terdiri dari partikel yang sangat keci yang dinamakan dengan atom
b. Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama
c. Atom dari unsur berbeda memiliki sifat yang berbeda pula
d. Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain dengan reaksi kimia, atom tidak dapat dimusnahkan dan atom juga tidak dapat dihancurkan
e. Atom-atom dapat bergabung membentuk gabungan atom yang disebut molekul
f. Dalam senyawa, perbandingan massa masing-masing unsur adalah tetap

Kelebihan model atom Dalton:
Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom.

Kelemahan model atom John Dalton :
Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik? padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menghantarkan arus listrik. ^[8]

2. Model Atom J.J. Thomson

Pada tahun 1897, J.J Thomson mengamati elektron.^[9] Dia menemukan bahwa semua atom berisi elektron yang bermuatan negatif.^[10] Dikarenakan atom bermuatan netral, maka setiap atom harus berisikan partikel bermuatan positif agar dapat menyeimbangkan muatan negatif dari elektron.^[11]

Kelebihan model atom Thomson
Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur.

Kelemahan model atom Thomson
Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

3. Model Atom Rutherford

Model atom Rutherford

Rutherford melakukan penelitian tentang hamburan sinar α pada lempeng emas. Hasil pengamatan tersebut dikembangkan dalam hipotesis model atom Rutherford.
a. Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.
b. Atom memiliki inti atom bermuatan positif yang merupakan pusat massa atom.
c. Elektron bergerak mengelilingi inti dengan kecepatan yanga sangat tinggi.
d. Sebagian besar partikel α lewat tanpa mengalami pembelokkan/hambatan. Sebagian kecil dibelokkan, dan sedikit sekali yang dipantulkan.

Kelemahan Model Atom Rutherford
a. Menurut hukum fisika klasik, elektron yang bergerak mengelilingi inti memancarkan energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Akibatnya, lama-kelamaan elektron itu akan kehabisan energi dan akhirnya menempel pada inti.
b. Model atom rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron dan cara rotasinya terhadap ini atom.
c. Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi tidak stabil.
d. Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H).

4. Model Atom Niels Bohr

Model Atom Neils Bohr

Pada tahun 1913, Niels Bohr mengemukakan pendapatnya bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit atom. ^[12] Model atom Bohr merupakan penyempurnaan dari model atom Rutherford.

Kelemahan teori atom Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr dengan postulat bohr :
a. Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai lintasan dan energi tertentu.
b. Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap. Elektron akan menyerap energi jika berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan membebaskan energi jika berpindah ke orbit yang lebih dalam
Kelebihan model atom Bohr
atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.

Kelemahan model atom Bohr
a. tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.
b. Tidak dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik, pengaruh medan magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang berelektron lebih banyak.

Baca Selengkapnya - Struktur atom

penyetaraan persamaan kimia

 

Ketika kita menuliskan suatu persamaan kimia, persamaan kimia tersebut harus sudah dalam keadaan setara. Dalam hal ini terdapat beberapa aturan penulisan persamaan kimia, yaitu:

1. Menuliskan rumus kimia masing-masing zat dengan benar
2. Menyetarakan koefisien pada rumus kimia zat-zat yang terlibat dalam reaksi sehingga diperoleh jumlah setiap jenis atom  yang sama pada kedua sisi tanda panah reaksi.

Ketika melakukan langkah kedua, kita tidak boleh mengubah rumus molekul zat-zat yang terlibat dalam reaksi. Jika diubah, maka berarti sifat senyawa kimia yang ditulis dalam persamaan kimia itu juga akan berubah.

Contoh penyetaraan persamaan kimia

Tujuan penyetaraan koefisien persamaan kimia adalah supaya jumlah tiap jenis atom pada masing-masing ruas persamaan kimia sama.

Hukum yang mendasari penyetaraan persamaan kimia adalah hukum kekekalan massa dan hukum perbandingan tetap. Hukum kekekalan massa mengendalikan kesetaraan jumlah atom pada kedua ruas persamaan kimia, sementara hukum perbandingan tetap mengendalikan penulisan rumus kimia zat pereaksi dan hasil reaksi.

Baca Selengkapnya - penyetaraan persamaan kimia

Mol Avogadro

 

Tetapan Avogadro

Kesetaraan  Stoikiometri

 

Jika kita ingin membuat suatu zat kita harus mengetahui rumus kimia zat tersebut. Rumus kimia menunjukkan perbandingan atom unsur-unsur yang menyusun suatu zat. Dengan mengetahui rumus kimia zat tersebut, kita dapat mereaksikan pereaksi-pereaksi sedemikian sehingga zat yang terbentuk memiliki perbandingan atom unsur-unsur penyusunnya yang sesuai dengan rumus kimianya. 

Perbandingan atom unsur-unsur dalam suatu rumus kimia ditunjukkan dengan angka yang bulat, dan bukan dengan angka pecahan. Sebagai contoh, karbonmonoksida (CO) mempunyai perbandingan antara atom C dan atom O  sama dengan 1 : 1, yang berarti perbandingan atom untuk membuat 1 molekul CO tanpa ada sisa atom C atau atom O kita harus mengambil 1 atom C dan 1 atom O sesuai dengan perbandingan atom-atom dalam rumus kimia senyawanya.

1 atom C + 1 atom O → 1 molekul CO

sebagaimana diilustrasikan dengan gambar berikut:

 

 

Untuk membuat 1 lusin molekul CO, kita harus mengambil 1 lusin atom C dan 1 lusin atom O sesuai dengan perbandingan atom 1: 1.

1 lusin atom C + 1 lusin atom O → 1 lusin molekul CO

sebagaimana diilustrasikan dengan gambar berikut:

 

 

Untuk membuat 1 gross (144) molekul CO, persamaannya akan menjadi:

1 gross atom C + 1 gross atom O → 1 gross molekul CO

Jadi apapun satuan jumlah atom yang digunakan, yang terpenting adalah perbandingan atom C dan atom O sama, yaitu 1 : 1.

 

Berdasarkan analisa, kelihatannya mudah untuk melakukan reaksi kimia yang dapat meminimalisasi adanya atom yang tersisa. Caranya adalah dengan menghitung jumlah jenis atom yang akan direaksikan secara cermat, dan diukur dalam perbandingan yang diinginkan, seperti contoh di atas. Masalahnya, atom atau molekul terlalu kecil untuk dihitung secara langsung. Oleh karena itu kita harus mengambil satuan jumlah yang lebih besar dari lusin maupun gross. Satuan Internasional (SI) mendefinisikan satuan dasar untuk jumlah zat kimia yang disebut mol.

 

Tetapan Avogadro

Satu mol unsur atau senyawa memiliki jumlah partikel yang dinyatakan oleh rumus kimianya, yang sama dengan jumlah atom yang terdapat dalam 12 gram C-12. Jumlah atom pada 12 gram karbon-12 disebut tetapan Avogadro, dinyatakan dengan lambang L, harga tetapan Avogadro diketahui sebanyak 6,022x10²³. Sesuai dengan definisi 1 mol di atas, maka 1 mol zat mengandung 6,022x10²³ partikel zat tersebut. Satu mol H₂O memiliki molekul H₂O sebanyak tetapan Avogadro. Satu mol karbon memiliki atom karbon sebanyak tetapan Avogadro. Dengan demikian dapat digeneralisasi bahwa jumlah mol suatu zat berarti mengandung jumlah mol yang sama dari satuan rumus zat tersebut. Generalisasi tersebut merupakan inti dari stoikiometri.

 

Ke atas

 

Kesetaraan  Stoikiometri Unsur- Unsur dalam Satuan Rumus

Kesetaraan stoikiometri antara unsur-unsur dalam satuan rumus misalnya molekul, adalah perbandingan atom atau perbandingan mol dalam satuan rumus tersebut. Konsep mol dapat digunakan untuk menggambarkan perbandingan atom dalam senyawa, misalnya molekul air, H₂O. Subskrip dalam rumus kimia molekul H₂O memberikan informasi bahwa perbandingan atom H dengan atom O dalam air adalah 2 atom H setara dengan 1 atom O atau jika dinyatakan dalam satuan lusin dan mol berturut-turut adalah 2 lusin atom H setara dengan 1 lusin atom O dan 2 mol atom H setara dengan 1 mol atom O.

 

Kita dapat melihat bahwa dalam semua satuan perbandingan tersebut, perbandingan stoikiometrinya selalu 2 : 1. Kesetaraan stoikiometri antara atom H dan atom O dalam senyawa H₂O adalah 2 mol atom H setara dengan 1 mol atom O. Kesetaraan dilambangkan dengan tanda ~. Kesetaraan secara stoikiometri antar unsur-unsur dalam senyawa H₂O dapat digambarkan sebagai berikut :

1 mol molekul H₂O ~ 2 mol atom H

1 mol molekul H₂O ~ 1 mol atom O

1 mol atom O ~ 2 mol atom H

Kesetaraan tersebut dapat digunakan sebagai faktor konversi sehingga dapat digunakan untuk menyelesaikan soal-soal dalam perhiotungan stoikiometri.

Baca Selengkapnya - Mol Avogadro