GAYA ANTARMOLEKUL

LPG (Liquified Petroleum Gas) merupakan gas alam yang dicairkan dan dikemas dalam tabung kedap udara dan kuat, ketika tekanan dalam tabung berkurang maka cairan itu akan berubah menjadi gas kembali. Bagaimana suatu gas dapat menjadi cair?

 

                                                    Gambar 2.10 tabung berisi LPG

Suatu zat dalam fasa gas, pada suhu tinggi dan tekanan yang relative rendah di atas titik didihnya, molekul-molekulnya berdiri sendiri. Tetapi, ketika suhu diturunkan dan tekanan dinaikkan hampir mendekati titik embunnya, maka terjadilah gaya tarik menarik antarmolekul yang menyebabkan suatu gas dapat berubah menjadi cair.

Gaya antarmolekul merupakan gaya yang terjadi di antara molekul-molekul unsur atau senyawa yang menyebabkan molekul-molekul tersebut mengadakan tarik menarik dengan kekuatan tertentu. Ada dua jenis gaya antarmolekul yang akan dibahas pada diktat ini, yaitu: gaya van der waals dan ikatan hidrogen.  

1.    Gaya van der waals

 Kekuatan gaya van der waals lebih lemah dibandingkan ikatan kovalen atau ikatan ion dan sangat dipengaruhi oleh kepolaran dari masing-masing molekul. Gaya ini bekerja jika jarak antar molekul sudah dekat dan tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antar atom.

Ada tiga gaya yang menyusun gaya van der waals, yaitu:

a.    Gaya  orientasi

Gaya ini terjadi antardipol permanen pada molekul-molekul polar seperti HCl, HBr, dan HI. Gaya antardipol disebabkan karena adanya gaya tarik menarik antara dipol positif atom dalam suatu molekul dengan dipol negative atom pada molekul lainnya. Contoh antarmolekul polar HCl, seperti ditunjukkan pada gambar 2.11

Gambar 2.11. gaya antar dipol pada HCl

b.    Gaya induksi

Gaya ini terjadi akibat adanya gaya tarik menarik antara dipol permanen pada molekul polar dengan dipol sesaat pada molekul nonpolar. Dipol sesaat pada molekul nonpolar terjadi akibat adanya imbasan atau induksi dari molekul-molekul polar pada molekul nonpolar, sehingga elektron-elektron dari molekul nonpolar tersebut terkumpul pada salah satu kutub yang menyebabkan terbentuknya dipol sesaat pada molekul nonpolar. Contoh gaya antar molekul polar (H₂O) dengan molekul non polar Cl₂

c.    Gaya dispersi (gaya London)

Gaya dispersi atau disebut dengan gaya London karena dikemukakan oleh Fritz London  pada tahun 1928. Gaya ini terjadi antara dipol sesaat molekul-molekul nonpolar atau atom-atom gas mulia. Dipol sesaat ini terjadi karena adanya pergerakan elektron pada molekul nonpolar atau atom gas mulia. Jika suatu waktu elektron tersebut ditemukan dibagian ujung molekul, maka akan membentuk dipol negative. Sementara pada bagian yang lain akan mengalami kekurangan elektron akan membentuk dipol positif. Dipol sesaat yang terbentuk akan mengimbas pada molekul disekitarnya, sehingga membentuk suatu dipol terimbas. Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu molekul disebut polarisabilitas. Contoh gaya dispersi adalah gaya antar molekul F₂, seperti pada gambar 2.12

Gambar 2.12. gaya dispersi antar molekul F₂

Gaya dispersi dapat mempengaruhi titik leleh dan titik didih suatu molekul berdasarkan mudah atau tidaknya molekul tersebut mengalami polarisasi.

Kemampuan polarisasi ditentukan oleh jumlah elektron dan bentuk molekulnya. Misalnya radon mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan dengan helium karena massa atom relatif radon lebih besar dibandingkan helium. Hal ini meyebabkan jumlah elektron pada argon lebih besar dan jari-jarinya atom lebih panjang sehingga argon mudah mengalami polarisasi.

Pengaruh bentuk molekul terjadi pada normal pentana (titik didih 36⁰) dibandingkan dengan  dengan 2,2-dimetilpropana (titik didih 10⁰C). Hal ini terjadi karena normal pentana mempunyai struktur lurus sedangkan 2,2-dimetilpropana mempunyai struktur bercabang. Adanya rantai lurus menyebabkan gaya tarik molekul-molekul pada pentana menjadi lebih efektif.

2.    Ikatan hidrogen

Titik didih senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA ditunjukkan pda grafik berikut:

 

Pada kurva titik didih senyawa hidrida golongan IVA (group 14), ternyata titik didih meningkat sesuai dengan semakin besar massa molekul relatifnya. Hal ini dikarenakan semakin besar massa atom relatifnya maka gaya van der Waals juga makin kuat sehingga dibutuhkan energi yang lebih besar untuk melepaskan ikatan yang terjadi akibat gaya tersebut.

Akan tetapi, untuk kurva titik didih senyawa hidrida golongan VA (group 15), VIA (group 16), dan VIIA (group 17) terdapat perbedaan pada titik didih HF, H₂O, dan NH₃. Ketiga senyawa itu mempunyai titik didih lebih tinggi dari hidrida lainnya walaupun massa molekul relatifnya lebih kecil. Hal ini menunjukkan bahwa ada gaya tarik menarik antarmolekul yang sangat kuat dalam senyawa tersebut. Gaya tersebut diakibatkan adanya ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen terjadi karena dalam ikatan H-F, H-O, dan H-N dimana unsur F, O, dan N sangat elektronegatif sedangkan atom H sangat elektropositif. Akibatnya, atom H dari satu molekul akan terikat kuat pada atom unsur (F, O, atau N) dari molekul lain melalui pasangan elektron bebas atom unsur tersebut.

Ikatan hidrogen adalah ikatan yang terjadi antara atom yang sangat elektronegatif pada suatu molekul dengan atom Hidrogen dari molekul yang lain.

Contoh ikatan hidrogen antarmolekul HF seperti pada gambar 2.13. garis  (…..) menunjukkan ikatan hidrogen.

Gambar 2.13. ikatan hidrogen antar molekul HF

Molekul yang mempunyai ikatan hidrogen akan mempunyai titik didih relative lebih tinggi dibandingkan molekul yang memiliki gaya van Der Waals. Misalnya 1-propanol mempunyai titik didih 97⁰C dan etil metil eter mempunyai titik didih 8⁰C.

Beberapa contoh ikatan hidrogen terdapat pada gambar 2.14.

 

Gambar 2.14. ikatan hidrogen antar HF, air dan etanol, antar asam salisilat, antar asam formiat, antara ammonia dan air, dan antar glisin.

TEORI HIBRIDISASI

Molekul Metana (CH₄), Pada tingkat dasar, atom karbon sebagai atom pusat dengan nomor atom 6 mempunyai konfigurasi elektron =    1s² 2s² 2p² 

Diagram orbital atom C

               

 Dari diagram orbital, hanya ada dua elektron yang tidak berpasangan (elektron yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen) jadi seharusnya atom C hanya dapat berikatan dengan dua atom H membentuk CH₂. Tetapi kenyataannya senyawa CH₂ tidak ada, yang ada adalah CH₄.

         

Pembentukan molekul CH₄ dapat dijelaskan dengan teori hibridisasi. Tahapan pembentukan ikatan dalam molekul CH₄ sebagai berikut:

           

Gambar 2.8. Diagram pembentukan orbital hibrida sp³ dan geometri molekul CH₄

Teori ini menjelaskan adanya promosi satu elektron dari orbital 2s ke orbital 2p_z membentuk empat orbital baru yang setingkat. Orbital tersebut dinamakan orbital hibrida sp³. Kemudian terjadi empat ikatan C-H akibat adanya pertindihan orbital 1s dari hidrogen dengan  orbital sp³ dari karbon membentuk geometri tetrahedral.

          Dari penjelasan tersebut, penentuan geometri molekul menurut teori hibridisasi atau teori ikatan valensi didasarkan bagaimana atom-atom membagi elektron saat terjadinya ikatan. Bila dua atom berikatan secara kovalen, orbital salah satu atom akan mengalami tumpang tindih (overlap) dengan orbital atom lainnya. Pasangan elektron akan dibagi diantara kedua orbital yang tumpang tindih sehingga kepadatan elektron akan terkumpul diantara inti atom-atom yang berikatan, seperti pada gambar 2.8.

 

Gambar 2.9. tumpang tindih antara orbital 1s.

Teori hibridisasi dapat dikatakan sebagai suatu teori peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkat. Secara umum berbagai tipe hibridisasi dan geometri molekulnya dapat dilihat pada tabel 2.2.

Orbital hibrida	Jumlah pasangan ikatan	Geometri molekul	Sudut ikatan	Contoh molekul
sp	2	Linier	1800	BeCl2
sp2	3	Segitiga datar	1200	BCl3
sp3	4	Tetrahedral	109,50	CH4, CCl4
dsp2	4	Segiempat datar	900	Ni(CN)42-
dsp3, sp3d	5	Segitiga bipiramida	1200 (equilateral) dan 900 (aksial)	PCl5
d2sp3, sp3 d2	6	Oktahedral	900	Fe(CN)63-, SF6

Tabel 2.2. beberapa bentuk geometri molekul menurut teori hibridisasi

Contoh;

Menurut teori VSEPR, Molekul PCl₅ diketahui berbentuk bipiramida segitiga. Bagaimanakah bentuk molekul PCl₅ berdasarkan teori  hibridisasi?

         

Orbital sp³d berikatan dengan 5 orbital 3p dari Cl membentuk geometri bipiramida segitiga

                                      

TEORI PASANGAN ELEKTRON (VSEPR)

Semua zat pada dasarnya terdiri atas atom-atom. Atom-atom sejenis akan berikatan membentuk molekul unsur, sedangkan atom-atom yang berbeda jenis akan berikatan membentuk molekul senyawa. Pada tiap molekul tersebut terdapat gaya tarik menarik antar atom yang disebut dengan ikatan kimia.

Pada saat atom-atom berikatan membentuk molekul maka atom-atom tersebut akan menempatkan dirinya dalam posisi tertentu. Cara atom-atom saling berikatan, jenis ikatan antar atom dan gaya-gaya yang terjadi antar atom mempengaruhi penempatan atom-atom tersebut dalam ruang sehingga menghasilkan bentuk-bentuk molekul tertentu. Para pakar kimia telah menggolongkan bentuk molekul ke dalam beberapa bentuk ruang tiga dimensi atau disebut dengan geometri molekul.      

Ada 2 cara dalam menentukan geometri molekul senyawa kovalen sederhana, yaitu dengan teori jumlah pasangan elektron di sekitar kulit atom yang dikenal dengan nama teori VSEPR (Valence Shell Elektron Pairs Repolsion) dan dengan teori hibridisasi.

Teori VSEPR

Dalam suatu molekul, atom diikat oleh atom yang lainnya dengan menggunakan pasangan elektron yang berada dalam kulit terluar atom pusat. Pasangan-pasangan elektron ini akan berusaha saling menjauhi sehingga gaya tolak menolak pasangan elektron menjadi minimum. Hal ini menjadi dasar Teori VSEPR yang dikemukakan oleh Sidgwick Powell dan Nylholm Gillespie. Teori VSEPR disebut juga teori domain elektron atau teori tolakan pasangan elektron kulit terluar atom.

Teori VSEPR menerangkan beberapa hal, diantaranya adalah sebagai berikut;

1.    Pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat baik pasangan elektron bebas (PEB) maupun pasangan elektron terikat (PEI) akan tolak menolak satu sama lain sejauh mungkin sehingga gaya tolakannya menjadi minimum.

2.    Kekuatan tolakan antar pasangan elektron berbeda-beda. Tolakan PEB-PEB > tolakan PEB-PEI > PEI-PEI. Hal ini terjadi karena PEB hanya terdapat pada satu atom saja, sehingga dapat bergerak bebas dan menempati ruang lebih besar dibandingkan PEI. Akibat dari tolakan dari PEB tersebut maka sudut ikatan PEI menjadi lebih kecil.

3.    Teori ini tidak menggunakan orbital atom, yang penting kita mengetahui banyaknya pasangan elektron terluar di sekitar atom pusat, baik PEB maupun PEI dengan menggunakan struktur titik elektronnya (struktur lewis) kemudian menentukan posisi PEI untuk meramalkan geometri molekulnya.

 

Beberapa geometri suatu molekul yang dapat diramalkan dengan menggunakan teori VSEPR adalah sebagai berikut;

1.    Geometri linier

Geometri linier adalah bangun ruang molekul yang atom-atom penyusun molekulnya berada dalam suatu garis lurus. Contoh geometri linier misalnya pada berilium Florida (BeF₂). Berilium (Be) mempunyai nomor atom 4. Konfigurasi Be = [He] 2s² jadi elektron terluarnya = 2.  Dua elektron ini digunakan Be untuk berikatan dengan F, sehingga Be menjadi atom pusat yang memiliki dua pasang elektron ikatan pada kulit terluarnya. Struktur lewis BeF₂ adalah sebagai berikut;

 

 Kedua pasangan elektron ikatan tersebut akan menempati posisi yang berlawanan untuk meminimalkan tolakan. Sudut F-Be-F yang terbentuk sebesar 180⁰ atau membentuk garis lurus. Geometri molekulnya adalah linier seperti tampak pada gambar 2.1.

           Gambar 2.1 geometri molekul BeF₂

2.    Geometri trigonal planar

Geometri trigonal planar merupakan bangun ruang suatu molekul dimana atom pusatnya dikelilingi oleh tiga atom lainnya. Ketiga atom tersebut menempati sudut-sudut segitiga datar. Contoh geometri trigonal planar misalnya pada boron triflorida (BF₃). Boron (B) mempunyai nomor atom 5. Konfigurasi elektron B = [He] 2s² 2p¹. Jumlah elektron terluar = 3. Ketiga elektron ini digunakan untuk berikatan dengan F, sehingga B sebagai atom pusat memiliki tiga pasang elektron ikatan pada kulit terluarnya. Struktur lewis BF₃ sebagai berikut;

 

  Untuk meminimalkan tolakan maka ketiga pasangan elektron tersebut masing-masing akan menempati sudut pada segitiga sama sisi pada bidang datar. Sudut yang terbentuk sebesar 120⁰. Geometri molekulnya adalah segitiga datar atau trigonal planar seperti yang terdapat pada gambar 2.2.

 

Gambar 2.2. geometri BF₃   

3.    Geometri tetrahedral

Geometri tetrahedral adalah bangun ruang limas empat sisi dengan muka segitiga equilateral. Contoh geometri tetrahedral misalnya pada molekul metana (CH₄)_. Atom karbon (C) dengan nomor atom 6, mempunyai konfigurasi elektron [He] 2s² 2p². elektron terluarnya adalah empat. Keempat elektron tersebut digunakan untuk melakukan ikatan dengan H, sehinggga atom C sebagai atom pusat memiliki empat pasang elektron ikatan di sekitar kulit terluarnya. Keempat pasang elektron tersebut meminimalkan tolakan dengan menempatkan dirinya pada sudut-sudut tetrahedral. Semua sudut ikatan H-C-H sebesar 109,5⁰. Geometri molekulnya adalah tetrahedral.

Pasangan elektron bebas di sekitar kulit terluar atom pusat dapat mempengaruhi geometri molekulnya, misalnya pada molekul amoniak (NH₃). Pada molekul amoniak, nitrogen (N) mempunyai lima elektron pada kulit terluarnya. tiga elektron digunakan untuk berikatan dengan H sedangkan dua elektron membentuk pasangan elektron bebas. Jadi N sebagai atom pusat tiga pasangan elektron ikatan dan satu pasang elektron bebas. Tolakan minimal dicapai jika tiga pasang elektron ikatan berada pada sudut segitiga equilateral dan atom pusat N berada di bagian atas segitiga equilateral. Geometri molekulnya adalah trigonal piramida atau limas segitiga. Karena tolakan PEB-PEI > PEI-PEI maka PEB membutuhkan ruang lebih besar daripada PEI sehingga sudut ikatan H-N-H mengecil menjadi 107⁰.

    Pada molekul air (H₂O), pasangan elektron ikatannya hanya dua pasang, dua pasang lainnya adalah pasangan elektron bebas. Adanya dua pasang elektron bebas ini akan semakin membuat kecil sudut ikatan H-O-H menjadi 105,3⁰. Geometri molekul H₂O adalah V atau bengkok. Geometri molekul CH₄, NH₃ dan H₂O dapat dilihat pada gambar 2.3.

        Gambar 2.3 geometri molekul CH₄ , NH₃ dan H₂O      

4.    Geometri trigonal bipiramida

Geometri trigonal bipiramida merupakan bangun ruang yang tersusun atas dua buah limas segitiga dengan bagian mukanya dipersekutukan. Contoh molekulnya adalah pospor pentaklorida (PCl₅). Pospor (P) memiliki lima elektron terluar yang seluruhnya digunakan untuk berikatan dengan Cl membentuk lima pasang elektron ikatan. Kelima pasang elektron tersebut menempati dua posisi yang tidak ekivalen untuk meminimalkan tolak menolak antara pasangan elektron. Tiga pasang elektron masing-masing akan menempati posisi di puncak segitiga equilateral dengan sudut Cl-P-Cl sebesar 120⁰ sedangkan dua pasang ikatan lainnya masing-masing menempati puncak aksial dengan sudut Cl-P-Cl sebesar 90⁰.

Jika suatu molekul mempunyai pasangan elektron bebas diantara kelima pasangan elektronnya, maka pasangan elektron bebas akan menempati posisi equatorial. Hal ini dikarenakan pasangan elektron bebas selalu ingin menempati daerah yang lebih luas. Semakin banyak pasangan elektron bebasnya maka sudut ikatannya semakin kecil. Sebagai contoh pada molekul SF₄, akibat adanya satu pasang elektron bebas, sudut ikatan F-S-F pada posisi aksial mengecil menjadi 86.8⁰ dan pada posisi equatorial menjadi 101,5⁰. Beberapa contoh adanya pengaruh pasangan elektron bebas pada bentuk geometri dapat dilihat pada gambar 2.4.

     Gambar 2.4. geometri untuk PCl₅, SF₄, ClF₃ dan I₃^-

 5.    Geometri oktahedral

Geometri oktahedral merupakan suatu bangun ruang yang mempunyai delapan muka segitiga, dibentuk dari dua buah limas dengan alas segiempat yang dipersekutukan. Contoh molekul dengan geometri oktahedral adalah belerang heksaflorida (SF₆). Dalam molekul ini, terdapat enam pasang elektron kulit terluar pada atom pusat belerang (S). Tolakan antar pasangan elektron akan minimal jika keenam pasang elektron itu berada pada sudut-sudut oktahedral. Geometri oktahedral memiliki enam puncak dan delapan muka berupa segitiga equilateral yang identik. Semua sudut F-S-Fnya sama yaitu sebesar 90⁰. Perubahan geometri akibat adanya pasangan elektron bebas dapat dilihat pada gambar 2.5.

 

                                    Gambar 2.5 geometri molekul SF₆, ClF₅ dan XeF₄

6.    Geometri molekul yang memiliki ikatan rangkap menurut model VSEPR dianggap sebagai satu gugusan elektron seperti ikatan tunggal. Contohnya molekul CO₂. Geometrinya linier seperti pada gambar 2.6.

 Gambar 2.6. geometri molekul CO₂

7.     Pada Senyawa ion, kedudukan muatan ion dalam geometri tidak dapat ditunjukkan sebab muatan ion bukan milik salah satu spesi dalam molekul itu, tetapi menjadi satu kesatuan dengan spesi yang terdapat pada ion itu, sehingga untuk menunjukkan  bahwa  geometri itu adalah ion, hanya dapat ditunjukkan pada struktur lewisnya saja. Contoh pada molekul H₃O⁺, 

 

struktur lewisnya adalah    

  geometrinya segitiga piramida seperti pada gambar 2.7.  

Gambar 2.7. geometri molekul ion H₃O⁺

Geometri suatu molekul menurut teori VSEPR dapat pula diramalkan dengan menghitung jumlah pasangan elektron yang terlibat dalam pembentukan ikatan.

Perumusan umum yang dapat digunakan adalah 

 Keterangan :

A = Atom pusat

          X = atom yang terikat pada atom pusat

          m = jumlah pasangan elektron yang terikat (PEI)

E = pasangan elektron bebas yang berpengaruh pada bentuk molekul karena akan mendorong pasangan elektron ikatan untuk lebih saling mendekat satu sama lain sehingga membentuk suatu struktur tidak sesuai dengan bentuk molekul dasar.

n = jumlah pasangan elektron bebas (PEB). n = (EV – X)/2 jika ikatannya tunggal dan n =(EV – 2X)/2 jika ikatannya rangkap.

EV = jumlah elektron valensi atom pusat

Contoh soal:

Tentukan tipe molekul dan geometri molekul dari senyawa-senyawa biner berikut ini;

a.    BF₃               b. XeO₄

   

Jawab.

a.    Atom pusat pada BF₃ = B, Konfigurasi ₅B = [He] 2s² 2p¹  dan ₉F = [He] 2s² 2p⁵ maka BF₃ ikatannya kovalen tunggal, jadi Jumlah elektron valensi B (EV) = 3, Jumlah pasangan elektron ikatan (m) = 3

Jumlah pasangan elektron bebas (n) = (3-3)/2 = 0

Jadi tipe molekul = AX₃  Geometri molekulnya = segitiga datar

a.    Atom pusat pada XeO₄ = Xe_,  konfigurasi elektron ₅₄Xe = [Kr] 5s² 4d¹⁰ 3p⁶ dan ₈O =[He] 2s² 2p⁴ maka XeO₄ ikatannya rangkap, jadi Jumlah elektron valensi Xe (EV) = 8, jumlah pasangan elektron ikatan (m) = 4

Jumlah pasangan elektron bebas (n) = (8-2x4)/2 = 0

Jadi tipe molekul = AX₄   Geometri molekulnya = tetrahedral

Secara umum, hasil perumusan dengan teori VSEPR untuk meramalkan geometri molekul sederhana ditunjukkan pada tabel 2.1.

Pasangan elektron			Struktur pasangan elektron	Geometri molekul	Tipe molekul	Contoh senyawa
Ikatan	Bebas	Total
2	0	2	Linier	Linier	AX2	BeCl2
3 2	0 1	3	Segitiga datar	Segitiga datar Bengkok atau V	AX3 AX2E	BCl3 SnCl2
4 3 2	0 1 2	4	tetrahedral	Tetrahedral Segitiga piramida Bengkok atau V	AX4 AX3E AX2E2	CCl4 & SiH4 NH3 & PCl3 H2O & SCl2
5 4 3 2	0 1 2 3	5	Segitiga bipiramida	Segitiga bipiramida Jungkat-jungkit Bentuk T linier	AX5 AX4E AX3E2 AX2E2	PCl5 & PF5 SF4 ClF3 XeF2
6 5 4	0 1 2	6	oktahedral	Oktahedral Segiempat piramida Segiempat datar	AX6 AX5E AX4E2	SF6 ClF5 XeF4

 Tabel 2.1 Geometri molekul menurut teori VSEPR