IKATAN KIMIA

IKATAN  KIMIA

Ikatan Ionik (Elektrovalen)

Tinjauan sederhana mengenai ikatan ionik

Pentingnya struktur gas mulia

Seberapa penting struktur gas mulia adalah terletak pada struktur elektronik gas mulia seperti neon atau argon yang memiliki delapan elektron pada tingkat energi terluarnya (atau dua elektron pada kasus helium). Struktur gas mulia tersebut merupakan gagasan secara keseluruhan dalam suatu cara “yang diinginkan” untuk menjelaskan atom supaya dimengerti.

Kamu mungkin akan menangkap kesan yang kuat bahwa ketika atom-atom bereaksi, atom-atom tersebut berusaha untuk mengorganisasi sesuatu hal tertentu seperti tingkat energi terluarnya supaya terisi penuh atau kosong sama sekali.Ikatan ionik pada natrium klorida

Natrium (2,8,1) memiliki satu elektron lebih banyak dibandingkan struktur gas mulia (2,8). Jika natrium tersebut memberikan kelebihan elektron tersebut maka natrium akan menjadi lebih stabil. 

Klor (2,8,7) memiliki satu elektron lebih sedikit dibandingkan struktur gas mulia (2,8,8). Jika klor tersebut memperoleh satu elektron dari tempat yang lain maka klor juga akan menjadi lebih stabil. 

Jawabannya sangatlah jelas. Jika atom natrium memberikan satu elektron ke atom klor, maka keduanya akan menjadi lebih stabil

Natrium telah kehilangan satu elektron, karena itu natrium tidak lagi memiliki jumlah elektron dan proton yang sebanding. Karena natrium memiliki jumlah proton satu lebih banyak dibanding jumlah elektron, maka natrium memiliki muatan 1+. Jika elektron dihilangkan dari sebuah atom, maka terbentuk ion positif. 

Ion positif kadang-kadang disebut dengan kation. 

Klor memperoleh sebuah elektron, karena itu klor memiliki jumlah elektron satu lebih banyak dibanding jumlah proton. Karena itu klor memiliki muatan 1-. Jika elektron diperoleh oleh sebuah atom, maka terbentuk ion negatif. 

Ion negatif kadang-kadang disebut anion.

Khuluk (sifat alami) ikatan

Ion natrium dan ion klorida berikatan satu sama lain melalui dayatarik elektrostatik yang kuat antara muatan positif dengan muatan negatif. 

Rumus kimia natrium klorida

Kamu membutuhkan satu atom natrium untuk menyediakan kelebihan elektron bagi satu atom klor, karena itu keduanya bergabung secara bersamaan dengan perbandingan 1:1. Karena itu rumus kimianya adalah NaCl. 

Contoh yang lain mengenai ikatan ionik

magnesium oksida

Sekali lagi, terbentuk struktur gas mulia, dan magnesium oksida berikatan satu sama lain melalui dayatarik yang sangat kuat antara kedua ion. Ikatan ionik yang terbentuk lebih kuat dibandingkan dengan ikatan ionik pada natrium klorida karena pada kondisi ini kamu memiliki ion 2+ yang menarik ion 2-. Muatan lebih besar, dayatarik lebih besar.

Rumus kimia magnesium oksida adalah MgO. 

kalsium klorida

Saat ini kamu membutuhkan dua atom klor untuk digunakan oleh dua elektron terluar pada kalsium. Karena itu rumus kimia kalsium klorida adalah CaCl2.

kalium oksida

Sekali lagi, terbentuk struktur gas mulia. Dibutuhkan dua atom kalium untuk mensuplai kebutuhan elektron oksigen. Rumus kimia kalium oksida adalah K2O. 

Tinjauan Mengenai Ikatan Ionik

Elektron ditransferkan dari satu atom ke atom yang lain sebagai hasil pembentukan ion positif dan ion negatif.

Dayatarik elektrostatik antara ion positif dan ion negatif mengikat senyawa secara bersama-sama.

Jadi apa yang baru? Pada intinya – tidak. Yang perlu diubah adalah tinjauan dimana terdapat suatu yang menarik mengenai struktur gas mulia. Banyak sekali ion yang tidak memiliki struktur gas mulia dibandingkan dengan yang memiliki struktur gas mulia.

Beberapa ion yang lazim dijumpai yang tidak memiliki struktur gas mulia

Kamu dapat menjumpai beberapa ion berikut pada pelajaran tingkat dasar. Semua ion tersebut bersifat sangat stabil, tetapi tidak satupun yang memiliki struktur gas mulia.

Fe3+

[Ar]3d5

Cu2+

[Ar]3d9

Zn2+

[Ar]3d10

Ag+

[Kr]4d10

Pb2+

[Xe]4f145d106s2

Gas mulia (kecuali helium) memiliki struktur elektronik terluar ns2np6.

Selain beberapa unsur pada permulaan deret transisi (skandium membentuk Sc3+ dengan struktur argon, sebagai contohnya), semua unsur transisi dan setiap logam mengikuti deret transisi (seperti timah dan timbal pada golongan 4, sebagai contohnya) akan memiliki struktur seperti yang disebutkan diatas. 

Hal itu berarti bahwa hanya unsur-unsur yang terletak pada golongan 1 dan golongan 2 pada tabel periodik (terlepas dari hal aneh seperti skandium) dan alumunium pada golongan 3 saja yang dapat membentuk ion positif dengan struktur gas mulia (boron pada golongan 3 tidak dapat membentuk ion). 

Ion negatif lebih teratur! Unsur-unsur yang terletak pada golongan 5,6 dan 7 yang membentuk ion negatif sederhana semuanya memiliki struktur gas mulia.

Jika unsur-unsur tidak membentuk struktur gas mulia ketika membentuk ion, bagaimana cara menentukan seberapa banyak elektron yang ditransferkan? Jawabannya terletak pada proses energetika pembentukan senyawa.

Bagaimana cara menentukan muatan yang terdapat pada ion?

Unsur-unsur bergabung untuk membentuk senyawa yang se-stabil mungkin – senyawa yang menghasilkan energi paling besar pada saat proses pembentukannya. Lebih besar muatan ion positif yang dimiliki, menghasilkan dayatarik yang lebih besar terhadap ion negatif. Daya tarik yang lebih besar, maka lebih banyak energi yang dilepaskan ketika ion-ion bergabung.

Hal ini berarti bahwa selama unsur membentuk ion positif akan cenderung untuk memberikan elektron sebanyak mungkin.

Dibutuhkan energi untuk menghilangkan elektron dari atom. Energi ini disebut dengan energi ionisasi. Semakin banyak elektron yang kamu hilangkan, total energi ionisasi menjadi semakin besar. Pada akhirnya energi ionisasi total yang dibutuhkan menjadi sangat besar yang mana energi yang dilepaskan ketika terjadi dayatarik antara ion positif dan ion negatif tidak cukup besar untuk menutupinya. 

Unsur-unsur membentuk ion yang menghasilkan senyawa yang paling stabil – yaitu senyawa yang melepaskan energi paling banyak secara keseluruhan (over-all). 

Sebagai contoh, kenapa kalsium klorida CaCl2 lebih mudah terbentuk dibandingkan dengan CaCl atau CaCl3?

Jika satu mol CaCl (mengandung ion Ca+) terbentuk dari unsurnya, sesuatu hal yang memungkinkan untuk memperkirakan bahwa dihasilkan kalor sekitar 171 kJ.

Akan tetapi, pembuatan CaCl2 (mengandung ion Ca2+) melepaskan lebih banyak kalor. Kamu dapat memperoleh 795 kJ. Kelebihan jumlah kalor yang dihasilkan menjadikan senyawa lebih stabil, hal inilah yang menyebabkan kenapa kamu akan lebih mudah memperoleh CaCl2 dibandingkan CaCl. 

Bagaimana dengan CaCl3 (mengandung ion Ca3+)? Untuk membuat satu mol senyawa ini, kamu dapat memperkirakan bahwa kamu membutuhkan 1342 kJ. Hal ini menjadikan senyawa menjadi sangat tidak stabil. Kenapa begitu banyak energi yang dibutuhkan untuk membuat CaCl3? Hal ini karena energi ionisasi ketiga (energi yang diperlukan untuk menghilangkan elektron yang ketiga) sangat tinggi (4940 kJ mol-1) karena elektron yang dihilangkan berasal dari tingkat-3 dibandingkan daripada elektron dari tingkat-4. Karena elektron lebih dekat ke inti dibandingkan dua elektron pertama yang dihilangkan, hal ini menghasilkan tarikan yang lebih kuat.

Argumentasi yang sama digunakan untuk ion negatif. Sebagai contoh, oksigen dapat lebih mudah membentuk ion O- dibandingkan ion O- atau ion O3-, karena senyawa yang mengandung ion O2- menjadikan senyawa tersebut paling stabil secara energetik.

Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron secara bersama-sama oleh dua atom (James E. Brady, 1990). Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron (sesama atom bukan logam).

Cara atom-atom saling mengikat dalam suatu molekul dinyatakan oleh rumus

bangun atau rumus struktur. Rumus struktur diperoleh dari rumus Lewis dengan mengganti setiap pasangan elektron ikatan dengan sepotong garis. Misalnya, rumus bangun H2 adalah H – H.

Contoh:

a. Ikatan antara atom H dan atom Cl dalam HCl

Konfigurasi elektron H dan Cl adalah:

H : 1 (memerlukan 1 elektron)

Cl : 2, 8, 7 (memerlukan 1 elektron)

Masing-masing atom H dan Cl memerlukan 1 elektron, jadi 1 atom H akan

berpasangan dengan 1 atom Cl.

Lambang Lewis ikatan H dengan Cl dalam HCl

b . Ikatan antara atom H dan atom O dalam H2O

Konfigurasi elektron H dan O adalah:

H : 1 (memerlukan 1 elektron)

O : 2, 6 (memerlukan 2 elektron)

Atom O harus memasangkan 2 elektron, sedangkan atom H hanya memasangkan 1 elektron. Oleh karena itu, 1 atom O berikatan dengan 2 atom H. Lambang Lewis ikatan antara H dengan O dalam H2O.

Dua atom dapat membentuk ikatan dengan sepasang, dua pasang, atau tiga

pasang elektron bergantung pada jenis unsur yang berikatan. Ikatan kovalen

yang hanya melibatkan sepasang elektron disebut ikatan tunggal (dilambangkan dengan satu garis), sedangkan ikatan kovalen yang melibatkan lebih dari sepasang elektron disebut ikatan rangkap. Ikatan yang melibatkan dua pasang elektron disebut ikatan rangkap dua (dilambangkan dengan dua garis), sedangkan ikatan yang melibatkan tiga pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga (dilambangkan dengan tiga garis).

c. Ikatan rangkap dua dalam molekul oksigen (O2)

Oksigen (Z = mempunyai 6 elektron valensi, sehingga untuk mencapai konfigurasi oktet harus memasangkan 2 elektron. Pembentukan ikatannya dapat digambarkan sebagai berikut.

Lambang Lewis ikatan O2

d. Ikatan rangkap tiga dalam molekul N2

Nitrogen mempunyai 5 elektron valensi, jadi harus memasangkan 3 elektron

untuk mencapai konfigurasi oktet. Pembentukan ikatannya dapat digambarkan sebagai berikut.

Lambang Lewis ikatan N2

Pasangan elektron yang dipakai bersama-sama disebut pasangan elektron ikatan (PEI), sedangkan yang tidak dipakai bersama-sama dalam ikatan disebut pasangan elektron bebas (PEB). Misalnya:

• Molekul H2O mengandung 2 PEI dan 2 PEB

• Molekul NH3 mengandung 3 PEI dan 1 PEB

• Molekul CH4 mengandung 4 PEI dan tidak ada PEB

Klor

Sebagai contoh, dua atom klor dapat mencapai struktur stabil melalui pembagian (sharing) elektron tunggal yang tidak berpasangan yang mereka miliki seperti pada diagram.

Kenyataan bahwa satu atom klor digambarkan dengan elektron yang ditulis dengan tanda silang dan atom yang lainnya dengan tanda titik adalah bentuk penyederhanaan untuk menunjukkan dari mana saja semua elektron itu berasal. Pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya. 

Dua atom klor dapat dikatakan bergabung malalui ikatan kovalen. Alasan bahwa kedua atom klor tetap bersatu adalah pasangan elektron yang sudah dibagikan (shared) ditarik menuju inti kedua atom klor.

.

Hidrogen

Atom hidrogen hanya mambutuhkan dua elektron pada level terluarnya untuk mencapai struktur gas mulia helium. Sekali lagi, ikatan kovalen mengikat dua atom secara bersamaan karena pasangan elektron ditarik menuju kedua inti.

Hidrogen klorida

Hidrogen memiliki struktur helium, dan klor memiliki struktur argon. 

Ikatan kovalen

Kasus yang terjadi disini tidak berbeda dari tinjauan yang sederhana

Satu hal yang perlu diubah adalah terlalu tergantung pada konsep struktur gas mulia. Kebanyakan dari molekul sederhana yang kamu gambarkan pada faktanya seluruhnya memiliki atom dengan struktur gas mulia.

Sebagai contoh:

Setara dengan molekul yang lebih rumit seperti PCl3, tidak terdapat masalah. Pada kasus ini, hanya elektron terluar saja yang ditunjukkan untuk tujuan penyederhanaan. Tiap atom pada struktur ini memiliki elektron pada lapisan yang lebih dalam 2,8. Sekali lagi, semuanya yang ada memiliki struktur gas mulia.

Kasus dimana tinjauan sederhana melepaskan permasalahan

Boron trifluorida, BF3

Sebuah atom boron hanya memiliki 3 elektron pada tingkat terluarnya, dan kondisi ini tidak memungkinkan bagi boron untuk untuk mencapai struktur gas mulia melalui sharing elektron yang sederhana. Apakah ini suatu masalah? Tidak. Boron membentuk jumlah ikatan yang maksimum yang dapat dilakukannya pada keadaan ini, dan struktur ini merupakan struktur yang benar. 

Sejumlah energi dilepaskan ketika terbentuknya ikatan kovalen. Karena energi menghilang dari sistem maka hal ini menjadikannya lebih stabil setelah terbentuknya seluruh ikatan kovalen. Hal ini diikuti, oleh karena itu, atom akan cenderung untuk membentuk ikatan kovalen sebanyak mungkin. Pada kasus boron dalam BF3, tiga ikatan yang terbentuk merupakan suatu kemungkinan yang maksimum karena boron hanya memiliki 3 elektron untuk dibagikan ke yang lain.

Fosfor(V) klorida, PCl5

Pada kasus fosfor lima ikatan kovalen adalah sesuatu hal yang memungkinkan – seperti pada PCl5.

Fosfor membentuk dua senyawa klorida – PCl3 and PCl5. Ketika fosfor dibakar dalam klor keduanya dapat terbentuk – produk utama yang dihasilkan tergantung pada seberapa banyak klor yang digunakan. Kita sudah melihat struktur dari PCl3.

Diagram PCl5 (seperti diagram PCl3 sebelumnnya) hanya menunjukkan elektron terluarnya saja.

Harus diperhatikan bahwa fosfor sekarang memiliki 5 pasang elektron pada tingkat terluarnya – tentu saja tidak memenuhi struktur gas mulia. Kamu dapat menggambarkan PCl3 pada tingkatan GCSE dengan memuaskan, tetapi akan terlihat menghkawatirkan untuk menggambarkan PCl5. 

Kenapa kadang-kadang fosfor melepaskan diri dari struktur gas mulia dan membentuk lima ikatan? Supaya dapat menjawab pertanyaan tersebut kita perlu menjelajahi terlebih dahulu batas-batas A’level syllabuses. Hal ini jangan dijadikan penghalang! Hal ini tidak terlalu sulit, dan ini sangat berguna jika kamu mencoba untuk memahami ikatan pada beberapa senyawa organik yang penting.

Struktur Kovalen Raksasa

Tulsan  ini menggambarkan struktur dari zat kovalen raksasa seperti intan, grafit dan silikon dioksida (silikon(IV) oksida), dan hubungan antara struktur tersebut dengan sifat fisik dari zat tersebut.

Struktur intan

Struktur kovalen raksasa dari intan

Karbon memiliki susunan elektronik 2,4. Pada intan, tiap atom karbon berbagi elektron dengan empat atom karbon yang lain – membentuk empat ikatan tunggal.

Pada diagram beberapa atom karbon terlihat hanya membentuk dua ikatan (atau bahkan satu ikatan), tetapi hal ini bukanlah kasus yang sebernarnya. Kami hanya menunjukkan sebagian kecil dari struktur secara keseluruhan.

Struktur tersebut merupakan struktur kovalen raksasa – yang mana struktur tersebut terus berlanjut pada struktur tiga dimensi. Struktur ini bukan sebuah molekul, karena jumlah atom yang bergabung pada intan yang sebenarnya sangatlah bervariasi – tergantung pada ukuran kristal.

Bagaimanakah cara menggambarkan struktur intan

Jangan mencoba untuk kelihatan sangat pintar dengan berusaha menggambarkan terlalu banyak struktur! Pelajarilah cara menggambar diagram yang diberikan di atas. Lakukan hal tersebut dengan mengikuti urutan-urutan:

Berlatihlah sampai kamu dapat menggambarkan dengan menggunakan tangan dalam waktu 30 detik.

Sifat fisik intan

Intan

Memiliki titik leleh yang sangat tinggi (hampir 4000°C). Ikatan kovalen karbon-karbon yang sangat kuat pada seluruh struktur harus diputuskan seluruhnya terlebih dahulu sebelum terjadinya pelelehan.

Sangat keras. Sekali lagi hal ini membutuhkan pemutusan ikatan kovalen yang sangat kuat pada struktur 3 dimensi.

Tidak menghantarkan listrik. Semua elektron berikatan dengan sangat rapat antara atom-atomnya, dan elektron-eklektron tersebut tidak dapat bergerak dengan leluasa.

Tidak larut dalam air dan pelarut organik. Dalam hal ini tidak memungkinkan terjadinya dayatarik antara molekul pelarut dan atom karbon yang dapat membongkar dayatarik antara atom-atom karbon yang berikatan secara kovalen.

Struktur grafit

Struktur kovalen raksasa dari grafit

Grafit memiliki struktur lapisan (layer structure) yang sedikit sulit untuk digambarkan secara meyakinkan pada bentuk tiga dimensi. Diagram dibawah ini menunjukkan susunan atom pada tiap lapisan, dan cara lapisan menempati ruang.

Perlu diperhatikan bahwa kamu tidak dapat menggambarkan salah satu sisi lapisan yang tinjau dengan benar pada skala yang tepat sama seperti atom pada suatu bagian lapisan atau bagian lapisan yang lain dari diagram yang ditampilkan atau dibatasi.

Pada kasus seperti itu, adalah suatu hal yang penting untuk memberikan beberapa ide mengenai jarak yang terlibat. Jarak antar lapisan kurang lebih 2,5 kali dari jarak antara atom pada tiap lapisan.

Lapisan, tentunya, terdiri dari jumlah atom yang sangat banyak – tidak hanya beberapa atom seperti yang ditampilkan pada diagram.

Kamu mungkin membantah bahwa karbon dapat membentuk empat ikatan kovalen karena karbon memiliki empat elektron yang tidak berpasangan, yang mana pada diagram hanya terlihat membentuk tiga ikatan dengan atom karbon tetangganya. Diagram ini merupakan suatu bentuk penyedarhanaan, dan cenderung lebih menonjolkan susunan atom-atom dibandingkan dengan ikatan yang terbentuk.

Ikatan pada grafit

Tiap atom karbon menggunakan tiga elektron yang dimilikinya untuk membentuk ikatan yang sederhana pada tiga atom karbon tetangga terdekatnya. Keadaan seperti ini membiarkan elektron keempat berada pada tingkat ikatan. "Cadangan" elektron pada tiap atom karbon tersebut menjadi terdelokalisasi pada seluruh bagian lembaran atom pada satu lapisan. Cadangan elektron tersebut tidak berhubungan secara langsung dengan pasangan atom tertentu, tetapi elektron tersebut bebas mengembara melintasi seluruh bagian lembaran atom.

Sesuatu hal yang penting bahwa elektron yang terdelokalisasi tersebut bebas bergerak ke bagian mana saja pada lembaran atom – iap elektron tidak terpaku pada atom karbon tertentu. Keadaan ini, bagaimanapun, tidak terjadi kontak secara langsung antara elektron yang terdelokalisasi pada suatu lembaran atom tertentu dengan elektron yang lain pada lembaran atom tetangganya.

Atom-atom yang terletak pada suatu lembaran berikatan satu sama lain melalui ikatan kovalen yang kuat – lebih kuat, pada faktanya, dibandingkan dengan ikatan pada intan karena adanya tambahan kekuatan ikatan yang disebabkan oleh elektron yang terdelokalisasi. Jadi bagaimana dengan lembaran-lembaran yang berikatan satu sama lain?

Pada grafit kamu memiliki contoh gaya dispersi van der Waals yang sangat istimewa. Selama elektron yang terdelokalisasi bergerak di seluruh bagian lembaran atom, dipol sesaat yang sangat besar dapat terbentuk dimana dipol sesaat ini akan menyebabkan dipol yang berlawanan pada lembaran-lembaran atom di atas dan dibawahnya – dan tentunya keadaan seperti ini terjadi pada seluruh bagian kristal grafit.

Sifat fisik grafit

Grafit

Memiliki titik leleh tinggi, sama seperti intan. Untuk melelehkan grafit, tidak hanya cukup memisahkan salah satu lembaran atom dari lembaran atom yang lainnya. Kamu harus memutuskan seluruh ikatan kovalen yang terdapat pada seluruh bagian struktur grafit.

Memiliki sifat lunak, terasa licin, dan digunakan pada pensil dan sebagai pelumas kering seperti pada kunci. Kamu dapat berfikir bahwa grafit kurang lebih seperti tumpukan kartu – tiap kartu kuat, tetapi kartu akan saling bergeser satu sama lain, atau akan merosot secara keseluruhan. Ketika kamu menggunakannya sebagai pensil, lembaran atom digosokkan dan menempel pada kertas.

Memiliki kerapatan yang lebih rendah dibandingkan intan. Hal ini disebabkan karena terdapat ruangan dalam jumlah yang relatif banyak yang mana ruangan tersebut merupakan "sampah" di antara lembaran-lembaran atom.

Tidak larut dalam air dan pelarut organik – dengan alasan yang sama seperti intan yang tidak larut. Dayatarik antara molekul pelarut dan atom karbon tidak akan pernah cukup kuat untuk melampaui ikatan kovalen yang kuat pada grafit.

Menghantarkan listrik. Elektron yang terdelokalisasi bebas bergerak di seluruh bagian lembaran atom. Jika setiap bagian grafit terhubung pada suatu sirkuit, elektron akan dapat berpindah dari ujung lembaran dan dapat digantikan oleh elektron yang baru pada ujung yang lain.

Struktur silikon dioksida, SiO2

Silikon dioksida juga dikenal sebagai silikon(IV) oksida.

Struktur kovalen raksasa dari silikon dioksida

Terdapat tiga bentuk kristal silikon dioksida yang berbeda. Salah satu yang paling mudah diingat dan digambarkan adalah struktur yang berdasarkan pada struktur intan.

Silikon kristalin memiliki struktur yang sama dengan intan. Untuk mengubahnnya menjadi struktur silikon dioksida, sesuatu hal yang kamu perlukan adalah memodifikasi struktur silikon melalui penambahan beberapa atom oksigen.

Dengan catatan bahwa setiap atom silikon dijembatani ke atom silikon tetangganya dengan atom oksigen. Jangan lupa bahwa struktur ini hanya sebagian kecil dari keseluruhan struktur raksasa pada bentuk tiga dimensi.

Sifat fisik silikon dioksida

Silikon dioksida

Memiliki titik leleh yang tinggi – sangat bervariasi tergantung pada penyusun strukturnya (harus diingat bahwa struktur yang diberikan hanya salah satu dari tiga kemungkinan struktur), tetapi sekitar 1700°C. Ikatan kovalen silikon-oksigen yang sangat kuat harus diputuskan di seluruh bagian struktur sebelum pelelehan terjadi.

Keras. Karena itu dibutuhkan pemutusan ikatan kovalen yang sangat kuat.

Tidak menghantarkan listrik. Tidak terdapat elektron yang terdelokalisasi. Semua elektron terikat dengan kuat diantara atom-atomnya, dan tidak bebas bergerak.

Tidak larut dalam air dan pelarut organik. Tidak terdapat dayatarik yang memungkinkan antara molekul pelarut dan atom silikon atau oksigen yang dapat melampaui kekuatan ikatan kovalen pada struktur raksasa.

Ikatan Koordinasi (Kovalen Dativ)

Halaman ini menjelaskan apa yang dimaksud dengan ikatan koordinasi (juga disebut dengan kovalen dativ). Kamu membutuhkan pemahaman yang baik tentang ikatan kovalen sederhana sebelum kamu memulainya

Ikatan 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. 

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 pasang 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 180°C. 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.

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. 

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.

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 Logam

Halaman ini memperkenalkan ikatan yang terjadi pada logam. Halaman ini menjelaskan bagaimana munculnya ikatan logam dan kenapa ikatan tersebut kekuatannya bervariasi dari logam yang satu dengan logam yang lain.

Apakah ikatan logam itu?

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 97.8°C) 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.

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 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

Ikatan Antarmolekul – Ikatan Hidrogen

Tulisan ini menjelaskan asal mula ikatan hidrogen – dayatarik antarmolekul yang terbentuk relatif kuat.

Keterangan untuk ikatan hidrogen

Terdapat banyak unsur yang membentuk senyawa dengan hidrogen – ditunjuk sebagai “hidrida”. Jika kamu mem-plot-kan titik didih hidrida unsur golongan 4, kamu akan menemukan bahwa titik didih tersebut naik seiring dengan menurunnya letak unsur pada golongan.

Ikatan Antarmolekul – Gaya Van der Waals

Tulisan ini menjelaskan asal mula terbentuknya dua dayatarik antarmolekul yang paling lemah – gaya dispersi van der Waals dan dayatarik dipol-dipol.

Apakah 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 (-252°C) 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 (-269°C).

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.

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.

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

-269°C

neon

-246°C

argon

-186°C

kripton

-152°C

xenon

-108°C

radon

-62°C

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.

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 kira-kira 10°.

°.

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

Karena itu manakah yang memiliki titik didih yang lebih tinggi? CCl4 tentunya, karena CCl4 molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol.

Kenaikan titik didih terjadi karena molekul memperoleh lebih banyak elektron, dan karena itu kekuatan dispersi van der Walls menjadi lebih besar.

Jika kamu mengulangi hal yang sama untuk hidrida golongan 5, 6, 7 sesuatu yang aneh terjadi.

Meskipun secara umum kecenderungannya sama persis dengan yang terjadi pada golongan 4 (dengan alasan yang sama), titik didih hidrida unsur pertama pada tiap golongan melonjak tinggi secara tidak normal.

Pada kasus NH3, H2O dan HF seharusnya terjadi penambahan gaya dayatarik antarmolekul, yang secara signifikan memerlukan energi kalor untuk memutuskannya. Gaya antarmolekul yang relatif kuat ini digambarkan dengan ikatan hidrogen.

Asal mula ikatan hidrogen

Molekul-molekul yang memiliki kelebihan ikatan adalah:

Catatan: Garis yang tebal menunjukkan ikatan berada pada bidang atau pada kertas. Ikatan putus-putus mengarah ke belakang bidang atau kertas berarti menjauh dari kamu, dan bentuk baji (wedge-shaped) mengarah ke arah kamu.

Harus diperhatikan bahwa tiap molekul tersebut:

Hidrogen tertarik secara langsung pada salah satu yang unsur yang paling elektronegatif, menyababkan hidrogen memperoleh jumlah muatan positif yang signifikan

Tiap-tiap unsur yang mana hidrogen tertarik padanya tidak hanya negatif secara signifikan, tetapi juga memiliki satu-satunya pasangan mandiri yang “aktif”.

Pasangan mandiri pada tingkat-2 memiliki elektron yang dikandungnya pada volume ruang yang relatif kecil yang mana memiliki densitas yang tinggi muatan negatif. Pasangan mandiri pada tingkat yang lebih tinggi lebih tersebar dan tidak terlalu atraktif pada sesuatu yang positif.

Mempertimbangkan dua molekul air yang datang bersamaan.

Hidrogen + tertarik dengan kuat pada pasangan mendiri yang mana hampir sama jika kamu memulai untuk membentuk ikatan koordinasi (kovalen dativ). Hal ini tidak terjadi sejauh itu, tetapi dayatarik lebih kuat dibandingkan dayatarik dipol-dipol yang biasa.

Ikatan hidrogen memiliki kekuatan sepersepuluh rata-rata ikatan kovalen, dan secara konstan diputushubungkan pada molekul air. Jika kamu mengibaratkan ikatan kovalen antara oksigen dan hidrogen sebagai hubungan pernikahan yang stabil, ikatan hidrogen hanya berstatus “teman yang baik”. Pada skala yang sama, dayatarik van der Waals hanya menunjukkan perkenalan belaka!

Air sebagai contoh “sempurna” ikatan hidrogen

Harus diperhatikan bahwa tiap molekul air dapat berpotensi membentuk empat ikatan hidrogen dengan molekul air disekelilingnya. Terdapat jumlah hidrogen + yang pasti dan pasangan mandiri karena itu tiap masing-masing molekul air dapat terlibat dalam ikatan hidrogen.

Hal inilah yang menjadi sebab kenapa titik didih air lebih tinggi dibandingkan amonia atau hidrogen fluorida. Pada kasus amonia, jumlah ikatan hidrogen dibatasi oleh fakta bahwa tiap atom nitrogen hanya mempunyai satu pasang elektron mandiri. Pada golongan molekul amonia, tidak terdapat cukup pasangan mandiri untuk mengelilinginya untuk memuaskan semua hidrogen.

Pada hidrogen fluorida, masalah yang muncul adalah kekurangan hidrogen. Pada molekul air, hal itu terpenuhi dengan baik. Air dapat digambarkan sebagai sistem ikatan hidrogen yang “sempurna”.

Contoh yang lebih kompleks dari ikatan hidrogen

Hidrasi ion negatif

Ketika sebuah substansi ionik dialrutkan dalam air, molekul air berkelompok disekeliling ion yang terpisah. Proses ini disebut hidrasi.

Air seringkali terikat pada ion positif melalui ikatan koordinasi (kovalen dativ). Air berikatan dengan ion negatif menggunakan ikatan hidrogen

Diagram menunjukkan potensi terbentuknya ikatan hidrogen pada ion klorida, Cl-. Meskipun pasangan mandiri pada ion klor terletak pada tingkat-3 dan secara normal tidak akan cukup aktif utnuk membentuk ikatan hidrogen, pada kasus ini mereka terbentuk lebih atraktif melalui muatan negatif penuh pada klor.

Meskipun ion negatif rumit, hal itu akan selalu menjadi pasangan mandiri yang mana atom hidrogen dari molekul air dapat membentuk ikatan hidrogen juga.

Ikatan hidrogen pada alkohol

Alkohol adalah molekul organik yang mengandung gugus -O-H.

Setiap molekul yang memiliki atom hidrogen tertarik secara langsung ke oksigen atau nitrogen adalah ikatan hidrogen yang cakap. Seperti molekul yang akan selalu memiliki titik didih yang tinggi dibandingkan molekul yang berukuran hampir sama yang mengandung gugus -O-H atau -N-H. Ikatan hidrogen membuat molekul lebih melekat (stickier), dan memerlukan lebih banyak energi kalor untuk memisahkannya.

Etanol, CH3CH2-O-H, dan metoksimetana, CH3-O-CH3, keduanya memiliki rumus molekul yang sama, C2H6O.

Keduanya memiliki jumlah elektron yang sama, dan panjang molekul yang sama. Dayatarik van der Waals (baik antara gaya dispersi dan dayatarik dipol-dipol) pada keduanya akan sama.

Bagaimanapun, etanol memiliki atom hirogen yang tertarik secara langsung pada oksigen – dan oksigen tersebut masih memiliki dua pasangan mandiri seperti pada molekul air. Ikatan hidrigen dapat terjadi antara molekul etanol, meskipun tidak seefektif pada air. Ikatan hidrogen terbatas oleh fakta bahwa hanya ada satu atom hidrogen pada tiap molekul etanol dengan cukup muatan +.

Pada metoksimetana, pasangan mandiri pada oksigen masih terdapat disana, tetapi hidrogen tidak cukup + untuk pembentukan ikatan hidrogen. Kecuali pada beberapa kasus yang tidak biasa, atom hidrogen tertarik secara langsung pada atom yang sangat elektronegatif untuk menjadikan ikatan hidrogen.

Titik didih etanol dan metoksimetana menunjukkan pengaruh yang dramatis bahwa ikatan hidrogen lebih melekat pada molekul etanol:

etanol (dengan ikatan hidrogen)

78.5°C

metiksimetana (tanpa ikatan hidrogen)

-24.8°C

Ikatan hidrogen pada etanol menghasilkan titik didih sekitar 100°C.

Sangat penting untuk merealisasikan bahwa ikatan hidrogen eksis pada penambahan (in addition) dayatarik van der Waals. Sebagai contoh, semua molekul berikut ini mengandung jumlah elektron yang sama, dan dua yang pertama memiliki panjang yang sama. Titik didih yang paling tinggi butan-1-ol berdasarkan pada penambahan ikatan hidrogen.

Dengan membandingkan dua alkohol (yang mengandung gugus -O-H), kedua titik didih adalah tinggi karena penambahan ikatan hidrogen berdasarkan pada tertariknya hidrogen secara langsung pada oksigen ? tetapi sebenarnya tidak sama.

Titik didih 2-metilproan-1-ol tidak cukup tinggi seperti butan-1-ol karena percabangan pada molekul menjadikan dayatarik van der Waals kurang efektif dibandingkan pada butan-1-ol yang lebih panjang.

Ikatan hidrogen pada molekul organik yang mengandung nitrogen

Ikatan hidrogen juga terjadi pada molekul organik yang mengandung gugus N-H – pendeknya terjadi juga ada amonia. Contohnya adalah molekul sederhana seperti CH3NH2 (metilamin) sampai molekul yang panjang seperti protein dan DNA.

Dua untai double helix yang terkenal pada DNA berikatan satu sama lain melalui ikatan hidrogen antara atom hidrogen yang tertarik oleh nitrogen pada salah satu untai, dan pasangan mandiri pada nitrogen atau oksigen yang lain yang terletai pada untai yang lain