IKATAN HIDROGEN DAN IKATAN VAN DER WAALS

Gaya antarmolekul adalah gaya elektromagnetik yang terjadi antara molekul atau antara bagian yang terpisah jauh dari suatu makromolekul. Gaya-gaya ini dapat berupa kohesi antara molekul serupa, seperti contohnya pada tegangan permukaan, atau adhesi antara molekul tak serupa, contohnya pada kapilaritas. Gaya-gaya ini, dimulai dari yang paling kuat, terdiri dari: interaksi ionik, ikatan hidrogen, interaksi dwikutub (dipole), dan gaya Van der Waals.

a. Ikatan Hidrogen

Dalam kimia, ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting.

Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol-1) hingga tinggi (>155 kJ mol-1).

Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk.

Ikatan hidrogen mempengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H2O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegativitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.

Silakan “Klik” kata dibawah ini untuk Link,…
“Kuat”
“Lemah”
Ikatan hidrogen
lainnya

b. Ikatan Van der Waals

Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada salah satu jenis gaya antara molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol.

Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London).

Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial Lennard-Jones sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu.

Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.

Silakan di “Klik” langsung tulisan dibawah ini, untuk Link,…ke wikipedia…
“Kuat”
“Lemah”
lainnya

Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda JOHANNES VAN DER WAALS, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial LENNARD-JONES sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu.

Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.

Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol.

Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London).

Gaya van der waals : gaya tarik di antara atom atau molekul, gaya ini jauh lebih lemah dibandingkan gaya yang timbul karena ikatan valensi dan besarnya ialah 10-7 kali jarak antara atom-atom atau molekul-molekul. Gaya ini menyebabkan sifat tak ideal pada gas dan menimbulkan energi kisi pada kristal molekular. Ada tiga hal yang menyebabkan gaya ini :

  1. Interaksi dwikutub-dwikutub, yaitu tarikan elektrostatistik di antara dua molekul dengan moment dwikutub permanen.
  2. Interaksi dwikutub imbasan, artinya dwikutub timbul karena adanya polarisasi oleh molekul tetangga.
  3. Gaya dispersi yang timbul karena dwikutub kecil dan bersifat sekejap dalam atom.

Asal mula gaya dispersi van der Waals

Dipol-dipol yang berubah-ubah 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.

pakah dayatarik antarmolekul itu?

Ikatan antarmolekul versus ikatan intramolekul

Dayatarik antarmolekul adalah dayatarik yang terjadi antara suatu molekul dan molekul tetangganya. Gaya tarik yang mengikat molekul secara tersendiri (sebagai contoh, ikatan kovalen) dikenal dengan dayatarik intramolekul. Dua kata tersebut membingungkan yang mana untuk lebih amannya membuang salah satu diantaranya dan tidak digunakan lagi. Istilah “intramolekul” tidak akan digunakan lagi pada bagian ini.

Semua molekul mengalami dayatarik antarmolekul, meskipun pada beberapa kasus dayatarik yang terjadi sangatlah lemah. Pada gas seperti hidrogen, H2. Jika kamu memperlambat gerak molekul melalui pendinginan, dayatarik cukup besar bagi molekul untuk tetap bersama sampai pada akhirnya membentuk cairan dan kemudian padatan.

Pada kasus hidrogen dayatarik sangat lemah yang mana molekul membutuhkan pendinginan sampai 21 K (-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.

KONSEP MEKANIKA GELOMBANG

Keadaan partikel-partikel penyusun atom (proton, netron, dan elektron) yang berada di dalam atom digambarkan dengan struktur atom. Kedudukan elektron di sekitar inti atom atau konfigurasi elektron di sekitar inti atom berpengaruh terhadap sifat fisis dan kimia atom yang bersangkutan.

Model atom ERNEST RUTHERFORD (1871-1937) tahun 1911 yang menyatakan bahwa atom terdiri dari inti kecil yang bermuatan positif (tempat konsentrasi seluruh massa atom) dan dikelilingi oleh elektron pada permukaannya. Namun teori ini tidak dapat menerangkan kestabilan atom. Sewaktu mengelilingi proton, elektron mengalami percepatan sentripetal akibat pengaruh gaya sentripetal (Gaya Coulomb).

Menurut teori mekanika klasik dari Maxwell, yang menyatakan bahwa partikel bermuatan bergerak maka akan memancarkan energi. Maka menurut Maxwell bila elektron bergerak mengelilingi inti juga akan memancarkan energi.

Pemancaran energi ini menyebabkan elektron kehilangan energinya, sehingga lintasannya berbentuk spiral dengan jari-jari yang mengecil, laju elektron semakin lambat dan akhirnya dapat tertarik ke inti atom. Jika hal ini terjadi maka atom akan musnah, akan tetapi pada kenyataannya atom stabil.

Pada tahun 1913, NIELS BOHR menggunakan teori kuantum untuk menjelaskan spektrum unsur. Berdasarkan pengamatan, unsur-unsur dapat memancarkan spektrum garis dan tiap unsur mempunyai spektrum yang khas.  Menurut Bohr,

Spektrum garis menunjukkan elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu. Pada lintasannya elektron dapat beredar tanpa pemancaran atau penyerapan energi. Oleh karena itu, energi elektron tidak berubah sehingga lintasannya tetap.
Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan lain disertai pemancaran atau penyerapan sejumlah energi yang harganya sama dengan selisih kedua tingkat energi tersebut.

ΔE = Ef – Ei

Keterangan:

ΔE = energi yang menyertai perpindahan elektron

Ef = tingkat energi akhir

Ei = tingkat energi awal

Namun teori Bohr ini memiliki kelemahan, yaitu:

  • Bohr hanya dapat menjelaskan spektrum gas hidrogen, tidak dapat menjelaskan spektrum dari unsur yang jumlah elektronnya lebih dari satu.
  • Tidak dapat menjelaskan adanya garis-garis halus pada spektrum gas hidrogen.

Kelemahan dari model atom Bohr dapat dijelaskan oleh LOUIS VICTOR DE BROGLIE pada tahun 1924 dengan teori dualisme partikel gelombang. Menurut de Broglie, pada kondisi tertentu, materi yang bergerak memiliki ciri-ciri gelombang.

h

λ = ——–—-

m. ν

dimana :

λ  = panjang gelombang (m)

m = massa partikel (kg)

ν  = kecepatan (ms-1)

h = tetapan Planck (6,626.10-34 Js)

Hipotesis tersebut terbukti benar dengan ditemukannya sifat gelombang dari elektron. Elektron mempunyai sifat difraksi, maka lintasan elektron yang dikemukakan Bohr tidak dibenarkan. Gelombang tidak bergerak melalui suatu garis, melainkan menyebar pada daerah tertentu.

Pada tahun 1927, WERNER HEISENBERG mengemukakan bahwa posisi atau lokasi suatu elektron dalam atom tidak dapat ditentukan dengan pasti. Heisenberg berusaha menentukan sifat-sifat subatomik dan variabel yang digunakan untuk menentukan sifat atom. Sifat ini adalah kedudukan partikel (x) dan momentum (p).

Kesimpulan dari hipotesisnya adalah bahwa pengukuran subatomik selalu terdapat ketidakpastian dan dirumuskan sebagai hasil kali antara ketidakpastian kedudukan (Δx) dengan ketidak pastian momentum (Δp) dan dirumuskan sebagai berikut :

h

Δx. Δp = —————–

Kemungkinan (kebolehjadian) menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya disebut sebagai Prinsip Ketidakpastian Heisenberg. Artinya gerakan lintasan elektron beserta kedudukannya tidak dapat diketahui dengan tepat.

MODEL ATOM MEKANIKA GELOMBANG

Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian dari Heisenberg merupakan dasar dari model Mekanika Kuantum (Gelombang) yang dikemukakan oleh ERWIN SCHRODINGER pada tahun1927, yang mengajukan konsep orbital untuk menyatakan kedudukan elektron dalam atom. Orbital menyatakan suatu daerah dimana elektron paling mungkin (peluang terbesar) untuk ditemukan.

Schrodinger sependapat dengan Heisenberg bahwa kedudukan elektron dalam atom tidak dapat ditentukan secara pasti, namun yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya. Ruangan yang memiliki kebolehjadian terbesar ditemukannya elektron disebut Orbital.

Dalam mekanika kuantum, model orbital atom digambarkan menyerupai “awan”. Beberapa orbital bergabung membentuk kelompok yang disebut Subkulit.

Persamaan gelombang ( Ψ= psi) dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga bilangan gelombang (bilangan kuantum) untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital, yaitu: bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut (l) dan bilangan kuantum magnetik (m)

CARA MENJELASKAN HIBRIDISASI DAN BENTUK MOLEKUL XeF4

Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui penggabungan antarorbital. Senyawa kovalen atau kovalen koordinasi. Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam.

Walaupun skema hibridis logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.
Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen.

Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan.

Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S).

Untuk menjelaskan bagaimana Hibridisasi Gas Mulia seperti XeF4, mari ikuti penjelasan berikut :

Struktur Molekul XeF4

Selanjutnya mari kita lihat diagram orbital Xe

DIAGRAM ORBITAL Xe AWAL

selanjutnya karena ada 4 atom F maka perubahannya menjadi

HIBRIDISASI XeF4

SEMOGA PENJELASAN INI DAPAT MEMBANTU

HUBUNGAN KONFIGURASI ELEKTRON DENGAN SISTEM PERIODIK UNSUR

Konfigurasi elektron menyatakan sebaran elektron dalam atom. Nomor atom menunjukkan jumlah elektron. Hal ini membuktikan bahwa terdapat hubungan antara sifat-sifat unsur dengan konfigurasi elektron, katena tabel Sistem Periodik Unsur (SPU) disusun berdasarkan kenaikan nomor atom unsur. Pada SPU dikenal istilah Golongan (kolom vertikal) dan Periode (baris horizontal)

1. Golongan

SPU dibagi atas 8 golongan. Setiap golongan dibagi atas Golongan Utama (A) dan Golongan Transisi (B). Penomoran golongan dilakukan berdasarkan elektron valensi yang dimiliki oleh suatu unsur. Setiap Unsur yang memiliki elektron valensi sama akan menempati golongan yang sama pula

Berdasarkan letak elektron terakhir pada orbitalnya, dalam konfigurasi elektron, unsur-unsur dalam SPU dibagi menjadi 4 blok, yaitu blok s, blok p, blok d, dan blok f.

  • Jika konfigurasi elektron berakhir di blok s atau p maka pasti menempati golongan A
  • Jika konfigurasi elektron berakhir di blok d maka pasti menempati golongan B
  • Jika konfigurasi elektron berakhir di blok f maka pasti menempati golongan B (Lantanida, n=6 dan Aktinida, n=7 (gol.radioatif))

Selain itu untuk menentukan nomor golongan, ditentukan dengan mengetahui jumlah elektron valensi pada konfigurasi terakhir.

Contoh :

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1

Dapat diketahui bahwa elektron terakhir pada n=3 mempunyai elektron valensi 1, berarti golongan I serta berakhir di subkulit s, berarti Golongan A, jadi kalau digabungkan menjadi Golongan IA

2. Periode

SPU terdiri atas 7 periode. Periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Unsur-unsur yang mempunyai jumlah kulit sama akan menempati baris yang sama. Dengan demikian jumlah kulit sama dengan periode, sehingga periode 1 memiliki n-1, periode 2 memiliki n=2, dst.

Contoh :

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1

Dapat diketahui bahwa elektron terakhir berada pada n=3 yang berarti unsur tersebut masuk dalam Periode 3

KONFIGURASI ELEKTRON BERDASARKAN KONSEP BILANGAN KUANTUM

Konfigurasi elektron menggambarkan penataan/susunan elektron dalam atom. Dalam menentukan konfigurasi elektron suatu atom, ada 3 aturan yang harus dipakai, yaitu : Aturan Aufbau, Aturan Pauli, dan Aturan Hund.

1. Aturan Aufbau

Pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang rendah ke tingkat energi yang tinggi. Elektron mempunyai kecenderungan akan menempati dulu subkulit yang energinya rendah. Besarnya tingkat energi dari suatu subkulit dapat diketahui dari bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimuth ( l ) dari orbital tersebut. Orbital dengan harga (n + l) lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Jika harga (n + l) sama, maka orbital yang harga n-nya lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Urutan energi dari yang paling rendah ke yang paling tinggi sebagaimana digaram yang dibuat oleh Mnemonik Moeler adalah sebagai berikut:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d ….

DIAGRAM MNEMONIK MOOLER

2. Aturan Pauli (Eksklusi Pauli)

Aturan ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli pada tahun 1926. Yang menyatakan “Tidak boleh terdapat dua elektron dalam satu atom dengan empat bilangan kuantum yang sama”. Orbital yang sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l, m, yang sama tetapi yang membedakan hanya bilangan kuantum spin (s). Dengan demikian, setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang berlawanan. Jadi, satu orbital dapat ditempati maksimum oleh dua elektron, karena jika elektron ketiga dimasukkan maka akan memiliki spin yang sama dengan salah satu elektron sebelumnya.

Contoh :

Pada orbital 1s, akan ditempati oleh 2 elektron, yaitu :

Elektron Pertama à n=1, l=0, m=0, s= +½

Elektron Kedua à n=1, l=0, m=0, s= – ½

(Hal ini membuktikan bahwa walaupun kedua elektron mempunyai n,l dan m yang sama tetapi mempunyai spin yang berbeda)

3. Aturan Hund

Aturan ini dikemukakan oleh Friedrick Hund Tahun 1930. yang menyatakan “elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan”.

Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.

Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dituliskan dalam bentuk diagram orbital.

Suatu orbital digambarkan dalam bentuk kotak, sedangkan elektron yang menghuni orbital digambarkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orn=bital hanya mengandung satu elektron, maka anak panah yang ditulis mengarah ke atas.

Dalam menerapkan aturan hund, maka kita harus menuliskan arah panah ke atas terlebih dahulu pada semua kotak, baru kemudian diikuti dengan arah panah ke bawah jika masihterdapat elektron sisanya.

PRINSIP PENGGUNAAN ATURAN HUND

BILANGAN KUANTUM

Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian dari Heisenberg merupakan dasar dari model Mekanika Kuantum (Gelombang) yang dikemukakan oleh Erwin Schrodinger pada tahun1927, mengajukan konsep orbital untuk menyatakan kedudukan elektron dalam atom. Orbital menyatakan suatu daerah dimana elektron paling mungkin (peluang terbesar) untuk ditemukan.

Persamaan gelombang (ψ=psi) dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga  bilangan gelombang (bilangan kuantum) untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital. Bilangan kuantum adalah suatu value (nilai bilangan) yang menunjukkan keadaan/kedudukan elektron dalam suatu atom.

Adapun 3 (tiga) bilangan kuantum yang diusulkan oleh Erwin Schrodinger adalah, yaitu Bilangan Kuantum Utama (n), Bilangan Kuantum Azimut (l), dan Bilangan Kuantum Magnetik (m)

a. Bilangan Kuantum Utama (n)

Menentukan besarnya tingkat energi suatu elektron yang mencirikan ukuran orbital (menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom). Bilangan kuantum utama memiliki harga mulai dari 1, 2, 3, 4,….dst (bilangan bulat positif). Biasanya dinyatakan dengan lambang, misalnya K(n=1), L(n=2), dst. Orbital–orbital dengan bilangan kuantum utama berbeda, mempunyai tingkat energi yang berbeda. Makin besar bilangan kuantum utama, kulit makin jauh dari inti, dan makin besar pula energinya. Hubungan antara kulit dengan bilangan kuantum utama digambarkan sebagai berikut :

KULIT BIL.KUANTUM UTAMA (n) SUB KULIT
K

L

M

N

Dst.

1

2

3

4

1s

2s, 2p

3s, 3p, 3d

4s, 4p, 4d, 4f

b. Bilangan Kuantum Azimut (l)

Menyatakan subkulit tempat elektron berada. Nilai bilangan kuantum ini menentukan bentuk ruang orbital dan besarnya momentum sudut elektron. Nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari nol sampai (n – 1) untuk setiap n. Setiap subkulit diberi lambang berdasarkan harga bilangan kuantum l.

l  = 0 ,  lambang s (sharp)

l  = 1,  lambang p (principal)

l  = 2,  lambang d (diffuse)

l  = 3, lambang f (fundamental)

(Lambang s, p, d, dan f diambil dari nama spektrum yang dihasilkan oleh logam alkali dari Li sampai dengan Cs).

c. Bilangan Kuantum magnetik (m)

Menyatakan orbital khusus mana yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Selain itu juga dapat menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada bilangan kuantum azimuth, yaitu bilangan bulat dari –l  sampai  +l.

Contoh:

l = 0, maka nilai m = 0 berarti hanya terdapat 1 orbital

l = 1, maka nilai m = –1, 0, +1, berarti terdapat 3 orbital

Hubungan antara l dan harga m digambarkan sebagai berikut :

Harga l Sub kulit Harga m Jumlah orbital
0

1

2

3

s

p

d

f

0

-1, 0, +1

-2, -1, 0, +1, +2

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

1

3

5

7

d. Bilangan Kuantum Spin (s)

Bilangan kuantum ke-4 ini diusulkan oleh George Uhlenbeck, Samuel Goudsmit Otto Stern, dan Walter Gerlach pada tahun 1925.  Bilangan kuantum spin terlepas dari pengaruh momentum sudut. Hal ini berarti bilangan kuantum spin tidak berhubungan secara langsung dengan tiga bilangan kuantum yang lain. Bilangan kuantum spin bukan merupakan penyelesaian dari persamaan gelombang, tetapi didasarkan pada pengamatan Otto Stern dan Walter Gerlach terhadap spektrum yang dilewatkan pada medan magnet, ternyata terdapat dua spektrum yang terpisah dengan kerapatan yang sama. Terjadinya pemisahan garis  spektrum oleh medan magnet dimungkinkan karena elektron-elektron tersebut selama mengelilingi inti berputar pada sumbunya dengan arah yang berbeda. Berdasarkan hal ini diusulkan adanya bilangan kuantum spin untuk menandai arah putaran (spin) elektron pada  sumbunya.

Bilangan Kuantum Spin menyatakan arah putar elektron terhadap sumbunya sewaktu elektron berputar mengelilingi inti atom. Jadi, hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah jarum jam dan berlawanan dengan arah jarum jam, maka probabilitas elektron berputar searah jarum jam adalah ½ dan berlawanan jarum jam 1/2 . Untuk membedakan arah putarnya maka diberi tanda positif (+½) dinyatakan dengan arah panah ke atas dan negatif (–½ ) dinyatakan dengan arah panah ke bawah. Oleh karena itu dapat dimengerti bahwa satu orbital hanya dapat ditempati maksimum dua elektron.