MATRIKS IKATAN KIMIA BAGUS BUAT MENGAJAR

No

Sub Materi

Point- Point Penting

Kedalaman Materi

Kesulitan Belajar

1.

Pendahuluan

a.       Pengertian Ikatan Kimia

Ikatan kimia merupakan sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam gaya interaksi tarik-menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomic atau poliatomik menjadi stabil. Ikatan kimia pada prinsipnya berasal  dari interaksi antar electron-elektron yang ada pada orbit luar, atau orbit yang terisi sebagian atau orbit bebas dalam atom lainnya.

Siswa mengalami kesulitan dalam mengingat kembali materi yang berkaitan dengan ikatan kimia di kelas X.

b.      Ikatan Ion

Ikatan ion terbentuk karena adanya gaya tarik-menarik elektrostatis antara ion positif dan ion negatif. Ikatan ion pada umumnya terjadi antara atom-atom yang mempunyai energy ionisasi rendah dengan atom-atom yang yang mempunyai afinitas elektron yang besar. Contoh :                                      ilustrasi: Senyawa NaCl 11Na : 2, 8, 1 17Cl : 2, 8, 7 Atom Na akan melepas sebuah elektron      Na      →     Na+  +  e- (2, 8, 1)          (2, 8) Atom Cl akan mengikat sebuah elektron yang dilepaskan oleh atom Na tersebut sehingga menjadi Cl + e-    →      Cl- (2, 8, 7)      (2, 8, 8) Antara ion positif (Na+) dan ion negatif (Cl-) akan terjadi gaya tarik menarik membentuk senyawa NaCl. Na+ + Cl- → NaCl

c.       Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang melibatkan pemakaian elektron secara bersama-sama di antara atom-atom yang membentuk ikatan. Contoh : 1.      1H : 1     (elektron valensi 1) dilambangkan dengan : H 2.      7N : 2, 5 (elektron valensi 5) dilambangkan dengan : N 8O : 2, 6 (elektron valensi 6) dilambangkan dengan : O Ilustrasi:

d.      Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen dengan pasangan elekrton milik bersama berasal dari salah satu atom yang berikatan. Lambing ikatan kovalen koordinasi adalah tanda panah (→) Contoh pembentukan ion NH4+ dari NH3       . .                                   H* H : N : H    +   *H   →   H : N : H       . .                                   . .         H                                  H                              Ikatan kovalen koordinasi Ilustrasi

e.       Ikatan Logam f.       Sifat fisik dan sifat kimia

·         Logam mempunyai beberapa sifat yang unik, antara lain mengkilat, dapat menghantarkan arus listrik dan kalor dengan baik, mudah ditempa, ulet, dan dapat diulur menjadi kawat. ·         Logam tersusun secara teratur dalam suatu kisi kristal yang terdiri dari ion-ion positif logam di dalam larutan elektron. ·         Gaya tarik ion positif atom-atom logam dengan larutan elektron mengakibatkan terjadinya ikatan logam.    ilustrasi Sifat Fisis Senyawa Ion Beberapa sifat senyawa ion, antara lain: Memiliki Titik Didih dan Titik Leleh yang Tinggi Ion positif dan negatif dalam kristal senyawa ion tidak bebas bergerak karena terikat oleh gaya elektrostatik yang kuat. Diperlukan suhu yang tinggi agar ion-ion memperoleh energi kinetik yang cukup untuk mengatasi gaya elektrostatik. Keras Tetapi Rapuh Bersifat keras karena ion-ion positif dan negatif terkait kuat ke segala arah oleh gaya elektrostatik. Bersifat rapuh dikarenakan lapisan-lapisan dapat bergeser jika dikenakan gaya luar. Ion sejenis dapat berada satu di atas yang lainnya, sehingga timbul tolak-menolak yang sangat kuat yang menyebabkan terjadinya pemisahan. Berupa Padatan pada Suhu Ruang Larut Dalam Pelarut Air, Tetapi Umumnya Tidak Larut Dalam Pelarut Organik Tidak Menghantarkan Listrik Dalam Fasa Padat, Tetapi Menghantarkan Listrik Pada Fasa Cair Pada table 1.1 dapat dilihat daya hantar berbagai senyawa klorida dalam keadaan  cair (meleleh) pada suhu titik lelehnya. Zat dikatakan dapat menghantarkan listrik apabila terdapat ion-ion yang dapat bergerak bebas membawa muatan listrik. ·         Struktur atau susunan kristal Dalam keadaan padat, senyawa ionis terdapat dalam bentuk kristal dengan susunan tertentu. Penafsiran terhadap hasil difraksi sinar-X pada senyawa ion dapat memberi petunjuk mengenai susunan internal dari kristal ion tersebut. Misalnya pada kristal NaCl dapat diketahui bahwa setiap ion Na+ dikelilingi oleh 6 ion Cl-, dan ­setiap ion Cl- juga  dikelilingi oleh 6 ion Na+. Isomorf Senyawa-senyawa ion yang mempunyai susunan yang mirip satu sama lain seperti NaCl dan KNO3 mempunyai bentuk kristal yang sama yang disebut isomorf. Di samping itu terdapat pula senyawa-senyawa yang mempunyai muatan ion berbeda, tetapi mempunyai susunan kristal yang sama, misalnya NaF dan MgO, CaCl2 dan K2S masing-masing mempunyai susunan kristal yang sama. Fakta tersebut dapat dijelaskan dengan meninjau konfigurasi elektron ion-ion penyusun kristal tersebut. ·         Kelarutan Pada umumnya senyawa ionis larut dalam pelarut yang mengandung gugs OH- seperti H2O dan C2H5OH yang merupakan senyawa kovalen polar, sedangkan senyawa kovalen larut dalam pelarut nonpolar. SIFAT FISIS SENYAWA KOVALEN Beberapa sifat fisis senyawa kovalen, antara lain: Berupa Gas, Cairan atau Padatan Lunak Pada Suhu Ruang Dalam senyawa kovalen, molekul-molekulnya terikat oleh gaya antarmolekul yang lemah sehingga molekul-molekul tersebut dapat bergerak relatif bebas. Bersifat Lunak Dan Tidak Rapuh Mempunyai Titik Leleh dan Titik Didih Yang Rendah Umumnya Tidak Larut Dalam Air, Tetapi larut Dalam Pelarut Organik Pada Umumnya Tidak Menghantarkan Listrik Senyawa Kovalen tidak memiliki ion atau elektron yang dapat bergerak bebas untuk membawa muatan listrik, sehingga pada umumnya tidak menghantarkan listrik. Kecuali beberapa senyawa kovalen polar yang larut dalam air, karena dapat terhidrolisis membentuk ion-ion. SIFAT FISIS LOGAM Beberapa sifat fisis logam, antara lain: Berupa Padatan Pada Suhu Ruang Atom-atom logam tergabung oleh ikatan logam yang sangat kuat membentuk struktur kristal yang rapat, sehingga tidak memiliki kebebasan untuk bergerak. Pada umumnya logam pada suhu kamar berwujud padat, kecuali raksa (Hg) berwujud cair. Bersifat Keras, Tetapi Lentur / Tidak Mudah Patah Jika Ditempa Adanya elektron-elektron bebas menyebabkan logam bersifat lentur. Hal ini dikarenakan elektron-elektron bebas akan berpindah mengikuti ion-ion positif yang bergeser sewaktu dikenakan gaya luar. Mempunya Titik Leleh dan Titik Didih Yang Tinggi Diperlukan energi dalam jumlah besar untuk memutuskan ikatan logam yang sangat kuat antar atom-atom logam. Penghantar Listrik yang Baik Adanya elektron-elektron bebas yang dapat membawa muatan listrik, menyebabkan logam menghantarkan listrik jika diberi suatu beda potensial. Mempunyai Permukaan Yang Mengkilap Memberi Efek Foto Listrik dan Efek Termionik Kedua efek tersebut merupakan suatu peristiwa lepasnya elektron dari logam apabila elektron bebas pada ikatan logam memperoleh energi yang cukup dari luar. Jika energi yang datang berasal dari berkas cahata maka disebut efek foto listrik, tetapi jika dari pemanasan maka disebut efek termionik.

2.

Geometri Molekul

a.       Pengertan Geometri Molekul

1.      Pengertian geometri molekul Geometri (bentuk) molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul. Molekul diatomiik geometrinya linear; molekul triatomik dapat linear atau bengkok; molekul tetraatomik ada yang planar(datar sebidang) ada pula yang bergeometri piramida. Semakin banyak atom penyusun molekul, semakin kompleks pula geometrinya. Geometri molekul dapat dtentukan melalui percobaan. Namun demikian, molekul-molekul sederhana dapat diramalkan geometrinya berdasarkan pemahaman tentang struktur elektron dalam molekul.  Salah satunya adalah cara meramalkan geometri molekul berdasarkan teori tolak-menolak elektron-elektron pada kulit luar atom pusatnya, yaitu teori domain elektron.

Siswa mengalami kesulitan dalam meramalkan geometri molekul.

b.      Cara Meramalkan Geometri Molekul

a.       Teori domain elektron Teori domain elektron adalah suatu cara meramalkan geometri molekul berdasarkan tolak-menolak elektron-elektron pada kuit luar atom pusat. Teori ini merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR (valence shell electron pair repulsion). Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron. Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut. 1)      Setiap elektron ikatan (apakah ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) merupakan satu domain. 2)      Setiap pasangan elektron bebas merupakan satu domain. Prinsip-prinsip dasar dari teori domain elektron adalah sebagai berikut. 1)      Antardomain elektron pada kulit luar atom pusat saling tolak-menolak, sehingga domain elektron akan mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa sehingga tolak-menolak di antaranya menjadi minimum 2)      Pasangan elektron bebas mempunyai gaya tolak yang lebih sedikit lebih kuat daripada pasangan elektron ikatan. Hal itu terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom sehingga gerakannya lebih leluasa. Urutan kekuatan tolak-menolak di antara pasangan elektron sebagai berikut. Tolakan antarpasangan elektron bebas > tolakan antara pasangan elektron Bebas dengan pasangan elektron ikatan > tolakan antarpasangan elektron. Akibat dari perbedaan daya tolak tersebut adalah mengecilnya sudut ikatan tkarena desakan dari pasangan elektron bebas. Demikian halnya dengan domain yang terdiri dari dua atau tiga pasang elektron (ikatan rangkap atau rangkap tiga) tentu mempunyai daya tolak yang lebih besar daripada domain yang hanya terdiri dari sepasang elektron. 3)      Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektro terikat. b.      Merumuskan tipe molekul Tipe molekul merupakan suatu notasi yang menyatakan jumlah domain (pasangan elektron) di sekitar atom pusat dari suatu molekul, baik domain bebas maupun domain ikatan. Tipe molekul ditentukan dengan cara sebagai berikut. ·         Atom pusat dinyatakan dengan lambing A, ·         Setiap domain elektron ikatan dinyatakan dengan X, dan ·         Setiap domain elektron bebas dinyatakan dengan E. Contoh : Molekul IF3 yang terdiri atas 3 domain elektron ikatan dan 2 domain elektron bebas dirumuskan sebagai AX3E2. Tipe molekul dapat ditentukan dengan langkah-langkah sebagai berikut. o   Senyawa biner berikatan tunggal Jika atom pusat hanya berikatan tunggal, maka setiap ikatan hanya menggunakan satu elektron dari atom pusat. Dengan demikian, jumlah pasangan elektron bebas (E) sesuai dengan rumus berikut. E = (EV-X)             2 Dengan, EV = jumlah elektron valensi atom pusat                    X = jumlah domain elektron ikatan (=jumlah atom yang terikat pada atom pusat)                  E   = jumlah domain elektron bebas. Dengan demikian, tipe molekul dapat ditentukan dengan urutan sebagai berikut. 1.      Tentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV) 2.      Tentukan jumlah domain elektron ikatan (X) 3.      Tentukan jumlah domain elektron bebas (E). Contoh : Menentukan tipe molekul air (H2O) Jumlah elektron valensi atom pusat (oksigen) = 6 Jumlah domain elektron ikatan (X)= 2 Jumlah domain elektron bebas (E)= (6-2) = 2                                                                   2        TIPE MOLEKUL AX2E2 o   Senyawa biner berikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinat Jika atom pusat membentuk ikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinat, maka setiap ikatan akan menggunakan  2 elektron valensi dari atom pusatnya. Dengan demikian, jumlah passangan elektron bebas (E) akan sesuai dengan  rumus :                                       E = (EV-X)                                                   2 Perhatikan contoh ikatan yang terbentuk oleh atom oksigen atau belerang setelah menggunakan dua elektron atom pusat berikut. Contoh : Menentukan tipe molekul belerang trioksida (SO3) Ikatan antara atom belerang dengan atom oksigen dalam SO3 merupakan ikatan atau ikatan kovalen koordinat. Jumlah elektron valensi atom pusat = 6 Jumlah domain elektron ikatan (X) =3, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 3 x 2 =6. Jumlah domain elektron bebas (E) = (6-6) = 0.                                                              2                                                                Tipe molekul AX3. c.       Menentukan geometri molekul Setelah mengetahui cara menentukan tipe molekul, maka geometri molekul dapat ditentukan mengikuti langkah-langkah berikut ini. o   Menentukan tipe molekul. o   Menentukan geometri domain-domain elektron di sekitar atom pusat yang memberi tolakan minimum. o   Menetapkan domain elektron terikat dengan menuliskan lambing atom yang bersangkutan. o   Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pengaruh pasangan elektron bebas. Untuk lebih jelasnya perhatikanlah 2 contoh berikut. Contoh 1 : Menentukan geometri molekul air (H2O) Langkah 1 : tipe molekul AX2E2 (4 domain). Langkah 2 : Jumlah domain elektron pada kulit luar atom pusat (atom oksigen) ada 4, yang terdiri atas 2 domain elektron bebas dan 2 domain elektron ikatan. Susunan ruang domain-domain elektron yang memberi tolakan minimum adalah tetrahedron. Langkah 3 : tentukan domain elektron terikat dengan menuliskan lambing atom yang terikat (yaitu atom hydrogen). Langkah 4 : molekul berbentuk V (bentuk bengkok). Hasil percobaan menunjukkan bahwa sudut ikatan H-O-H dalam air sebesar 104,50, sedikit lebih kecil daripada sudut tetrahedron 104,50. Hal ini terjadi karena desakan pasangan elektron bebas.

3.

Molekul Polar dan Nonpolar

a.       Molekul Polar

o   Molekul  polar memiliki distribusi rapatan elektronnya tidak merata, sehingga ada sisi molekul yang distribusi rapatan elektronnya lebih besar, sementara sisi lainnya lebih rendah. o   Molekul polar mempunyai dwikutub karena pusat muatan atau pol positif terpisah dari pusat muatan atau pol negative. Suatu molekul akan bersifat polar jika memenuhi  syarat berikut. a.       Ikatan dalam molekul bersifat polar. Secara umum, ikatan antaratom yang berbeda dapat dianggap polar. b.      Bentuk molekul tidak simetris, sehingga pusat muatan positif tidak berimpit dengan pusat muatan negative. c.       Memiliki beda kelektronegatifan tinggi d.      Memiliki pasangan elektron bebas e.       momen dipol tidak sama dengan nol.   ilustrasi

Siswa mengalami kesulitan dalam membedakan molekul polar dan nonpolar.

b.      Molekul Nonpolar

o   Molekul nonpolar memiliki distribusi rapatan elektron dalam molekulnya tesebar secara merata. Suatu molekul akan bersifat polar jika memenuhi  syarat berikut. a.       Tidak ada\ kecil beda keelektronegatifannya b.       momen dipol sama dengan nol c.        Tidak memiliki Pasangan elektron bebas d.       Memiliki bentuk  simetris   ilustrasi

4.

Gaya Antarmolekul

a.       Gaya tarik menarik dipole sesaat-dipol terimbas

1.      Gaya tarik-menarik dipol sesaat-dipol terimbas (gaya London = gaya dispersi) A.    Pengertian  gaya tarik menarik dipol sesaat-dipol terimbas (Gaya London = gaya dispersi) Gaya dispersi adalah gaya tarik-menarik antara molekul-molekul dalam zat yang non-polar. Dipol sesaat pada suatu molekul dapat mengimbas molekul di sekitarnya sehingga membentuk suatu dipol terimbas. Hasilnya adalah suatu gaya tarik menarik antarmolekul yang lemah. Penjelasan teoritis mengenai gaya-gaya ini dikemukakan oleh ahli fisika Jerman, Fritz London pada tahun 1928, oleh karena itu disebut sebagai gaya London (disebut juga gaya dispersi). B.     Contoh gaya tarik menarik dipol sesaat-dipol terimbas Gaya tarik menarik dipol sesaat-dipol terimbas yang terjadi antara molekul polar dengan molekul nonpolar. Misalnya antara hidrogen klorida (HF) dengan tetraklorometana (CCl4). Dalam hal ini, dipol dari molekul polar akan mengimbas molekul nonpolar di sekitarnya, sehingga mengalami dipol sesaat. Hasilnya adalah suatu gaya tarik elektrostatik antara dipol dan dipol sesaat. C.     Faktor-faktor yang mempengaruhi kekuatan gaya tarik menarik dipol sesaat-dipol terimbas ·         Jumlah elektron Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu dipol disebut polarisabilitas. Polarisabilitas berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Pada umumnya, semakin banyak jumlah elektron dalam molekul semakin mudah mengalami polarisasi. ·         Ukuran molekul Faktor lain yang mempengaruhi kekuatan gaya London adalah ukuran molekul. Apabila kita memeriksa molekul-molekul dengan rumus umum yang sama, misalnya halogen (F2, Cl2, Br2 ), ternyata molekul-molekul yang lebih besar, gaya tarik menarik sesamanya akan lebih kuat daripada molekul-molekul yang kecil. ·         Area kontak antarmolekul Gaya tarik antarmolekul juga dipengaruhi oleh area kontak antarmolekul.  Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang kecil, membulat,  kompak, dan simetris. Misalnya, normal-pentana mempunyai titik cair dan titik didih yang lebih tinggi dibandingkan neopentana walaupun kedua zat itu mempunyai massa molekul relatif yang sama besar. ilutrasi

Siswa mengalami kesulitan dalam memahami perbandingan kekuatan gaya antarmolekul.

b.      Gaya tarik dipol-dipol

A.    Pengertian gaya tarik dipol-dipol Gaya tarik dipol-dipol adalah gaya antarmolekul dalam zat yang polar. Molekul yang distribusi rapatan elektronnya tidak simetris bersifat polar dan mempunyai dua ujung yang berbeda muatan (dipol). Dalam zat polar, molekul-molekulnya cenderung menyusun diri dengan ujung (pol) positif berdekatan dengan ujung (pol) negatif dari molekul di dekatnya. Susunan molekul seperti itu menghasilkan suatu gaya tarik-menarik, yang disebut gaya tarik dipol-dipol. B.     Contoh gaya tarik dipol-dipol Pada molekul HCl, atom klorin akan mencapai konfigurasi elektron gas mulia yang stabil, apabila satu elektron dari atom hidrogen berpasangan dengan satu elektron dari klorin. Akibatnya, muatan positif mengarah pada atom klor. Pergeseran kedudukan muatan positif dan negatif ke arah yang berlawanan disebut polarisasi. Pada kutub-kutub tersebut terdapat gaya elektrosatis dipol-dipol. ilutrasi

c.       Ikatan Hidrogen

A.    Pengertian ikatan hidrogen Ikatan hidrogen adalah gaya tarik menarik antara atom hidrogen yang terikat pada suatu atom berkeelektronegatifan besar dari molekul lain di sekitarnya. Ikatan hidrogen terdapat dalam senyawa-senyawa yang mengandung ikatan F-H, O-H, dan ikatan N-H. Kutub positif pada arah kedudukan atom H berikatan dengan kutub negatif pada arah kedudukan atom yang memiliki keelektronegatifan besar, seperti  fluorin, oksigen, dan nitrogen dalam molekul HF, H2O, dan NH3. B.     Contoh ikatan hidrogen Pada molekul HF, ujung molekul H lebih bermuatan positif dan ujung molekul F lebih bermuatan negatif sehingga atom fluorin menarik kuat pasangan elektron ikatan sehingga molekul HF menjadi sangat polar. Akibatnya, atom hidrogen dari satu molekul membentuk gaya tarik-menarik yang relatif kuat dengan atom fluorin dari molekul lain di sekitarnya. C.     Faktor-faktor yang mempengaruhi kekuatan ikatan hidrogen ·         Elektronegativitas, adalah suatu ukuran kecenderungan atom untuk menarik pasangan elektron ikatan. Jika atom-atom memiliki elektronegatifitas yang setara, keduanya memiliki kecenderungan yang sama untuk menarik pasangan elektron ikatan, dan karena itu akan ditemukan setengah rata-rata antar akedua atom,  sebagaicontoh, pada molekul H2 atau Cl2. “semakin besar perbedaan keelektronegatifan atom dalam suatu molekul atau antarmolekul, maka semakin kuat ikatan hidrogen” ·         Polaritas, adalah kepolaran suatu unsur yang berikatan dengan  unsur lain dan masih terdapat pasangan elektron bebas pada pusat molekulnya.. “Semakin banyak pasangan elektron bebas (pasangan elektron tak berikatan), maka semakin mudah membentuk ikatan hidrogen” ·            Kepolaran ikatan serta jumlah ikatan hidrogen yang dapat dibentuk oleh suatu molekul. Tiga contoh molekul yang dapat membentuk ikatan hidrogen yaitu molekul-molekul NH3, H2O, dan HF. Kepolaran NH3 <H2O < HF. Ikatan hidrogen maksimal yang dapat terbentuk dari setiap molekul NH3 dan  HF adalah sebanyak dua ikatan hidrogen. Sedangkan, pada setiap molekul H2O, ikatan hidrogen yang dapat terbentuk adalah empat buah yaitu dua ikatan hidrogen terbentuk melalui dua atom H dan dua ikatan hidrogen terbentuk melalui dua pasangan elektron bebas yang terdapat pada atom O. Sehingga urutan kekuatan ikatan hidrogen pada molekul-molekul tersebut adalah NH3 <HF < H2O. Bandingkan elektronegativitas unsur-unsur dalam satu golongan, seperti yang tertulis pada Tabel di atas. Tabel ini menunjukkan bahwa dalam satu golongan, yakni golongan VIIA, kemampuan menarik dari atom H lebih efektif pada unsur dengan Mr yang lebih kecil, karena perbedaan elektronegativitasnya yang tinggi. Padahal secara teoritis, semakin besar Mr semakin besar pula elektronegativitasnya. Mengapa bisa demikian? Kasus penyimpangan tersebut disebabkan oleh adanya ikatan hidrogen. Gaya yang dihasilkan oleh ikatan hidrogen lebih kuat dibandingkan Gayan Van der Walls. Pada unsur-unsur golongan VII dalam Tabel perbedaan keelektronegativan diatas, terbentuk ikatan hidrogen yang kuat dan menyebabkan penyimpangan sifat fisis pada molekul sehingga molekul dengan ikatan hidrogen mempunyai titik didih yang relatif tinggi.

d.      Perbandingan Kekuatan Gaya Antarmolekul

Kekuatan gaya antarmolekul pada molekul-molekul polar dan molekul-molekul nonpolar dapat diprediksikan pada kondisi: 1.       Membandingkan antarmolekul nonpolar Jika yang dibandingkan sama-sama molekul nonpolar maka gaya London yang berperan. Sebagaimana yang telah dijelaskan, molekul nonpolar yang memiliki massa molekul lebih besar (jumlah elektron lebih banyak) dan bentuk awan elektron yang kurang simetris (menyimpang dari bentuk bola) akan memiliki gaya London lebih kuat. 2.      Membandingkan molekul polar dan nonpolar          Jika molekul polar dan molekul nonpolar tersebut  memiliki massa molekul yang sama atau hampir sama maka gaya London yang terdapat pada molekul-molekul tersebut adalah sama. Perbedaannya adalah bahwa pada molekul polar, selain terdapat gaya London juga terdapat gaya dipol-dipol sehingga titik lebur dan titik didih pada molekul polar lebih tinggi daripada molekul nonpolar. Sebagai contoh adalah n-butana dan aseton.          Jika molekul polar dan molekul nonpolar tersebut memiliki massa molekul yang berbeda jauh maka peranan gaya London lebih dominan dibandingkan gaya dipol-dipol, yaitu molekul dengan massa molekul lebih besar memiliki gaya antarmolekul yang lebih kuat. Misalkan pada HCl dan HI. Kepolaran HI (momen dipol =0,38) lebih rendah dibandingkan HCl (momen dipol = 1,08) sehingga gaya dipol-dipol yang terjadi pada HI lebih lemah dibandingkan pada HCl. Namun, Mr HI (128) lebih besar daripada HCl (36,5) sehingga gaya London pada HCl lebih kuat daripada HI. Gaya London yang terdapat pada HI mampu mengimbangi kontribusi gaya dipol-dipol pada HCl. Fakta menunjukkan bahwa titik didih  HI (-35,20C) lebih tinggi dibandingkan titik didih HCl (84,90C). 3.      Membandingkan antarmolekul polar       Molekul polar tidak membentuk ikatan hidrogen dan memiliki massa yang sama/hampir sama, maka molekul polar dengan kepolaran yang lebih tinggi akan memiliki gaya antarmolekul yang lebih kuat       Molekul polar membentuk ikatan hidrogen, maka molekul polar yang dapat membentuk ikatan hidrogen akan memiliki gaya antarmolekul lebih kuat. Demikian pula dengan molekul polar yang dapat membentuk ikatan hidrogen yang lebih banyak akan memiliki gaya antarmolekul yang lebih kuat.

5.

Gaya Van der Waals

a.       Pengertian Gaya Van der Waals

1.      Pengertian gaya van der waals Gaya-gaya antarmolekul, yaitu gaya dispersi (gaya London) dan gaya dipol-dipol, secara kolektif disebut gaya van der waals. Namun demikian ada kebiasaan untuk melakukan pembedaan yang tujuannya untuk memperjelas gaya antarmolekul dalam suatu zat sebagai berikut. A.    Istilah gaya London atau gaya dispersi digunakan, jika gaya antarmolekul itulah satu-satunya, yaitu untuk zat-zat yang nonpolar. Misalnya untuk gas mulia, hidrogen, dan nitrogen. B.     Istilah gaya van der waals digunakan untuk zat yang mempunyai dipol-dipol di samping gaya dispersi, misalnya hidrogen klorida dan aseton.

Siswa mengalami kesulitan dalam memahami perbedaan konsep antara gaya van der waals dengan gaya antarmolekul.

b.      Contoh Gaya Van der Waals

Gas mulia : Gaya van der waals yang bekerja antara atom-atom pada golongan gas mulia sangat lemah, hal ini ternyata dari rendahnya titik lebur dan titik didihnya. Makin tinggi nomor atom, makin tinggi pula titik lebur dan titik didihnya, berarti gaya van der waalsnya semakin besar. Halogen : Jarak I-I: 2,68A, dalam gas jarak ini besarnya 2,66A. makin besar nomor atom dari halogen, gaya van der Waals makin besar, hingga titik lebur dan titik didih makin tinggi Grafit : Tersusun dari kristal molekuler atom, karbon yang berbentuk heksagonal, terikat dengan ikatan kovalen. Lapisan heksagonal ini terikat denga lapisan lain dengan ikatan van der Waals. Karena lemahnya ikatan ini, lapisan satu mudah bergerak terhadap lapisan lain, hingga grafit bersifat lunak dan dapat dipakai sebagai pelumas padat.

6.

Hibridisasi

a.       Sejarah Perkembangan Teori Hibridisasi

·         Teori hibridisasi di promosikan oleh Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul metana (CH4). ·         Orbital-orbital yang terhibridisasi sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu dengan yang lainnya. ·         Orbital-orbital yang digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrodingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui.

Siswa mengalami kesulitan dalam memahami langkah-langkah menentukan hibridisasi.

b.      Pengertian Teori Hibridisasi

·         Teori domain elektron yang kurang tepat akan lebih dijelaskan oleh hibridisasi . ·         Hibridisasi merupakan proses perhitungan matematik menggabungkan orbital-orbital atom membentuk orbital atom baru yang disebut orbital hibrida. ·         Orbital hibrida menggambarkan distribusi elektron yang lebih mendekati kenyataan pada atom-atom yang berikatan secara kimia. ·         Jadi hibridisasi adalah pelebura-peleburan orbital-orbital dari tingkt energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang energinya setingkat. ·         Molekul-molekul yang terdiri dari karbon (C), oksigen (O) dan nitrogen (N) akan lebih mudah dijelaskan menggunakan teori hibridisasi. ·         Hibridisasi merupakan penjelasan teori mengenai geometri molekul. ·         Jika suatu molekul diketahui geometrinya maka dapat dijelaskan hibridisasi yang terjadi ·         Geometri molekul/ion adalah geometri suatu molekul/ion yang terbentuk oleh atom-atom yang tidak termasuk pasangan elektron bebas.

c.       Hibridisasi sp3

·         Digunakan bila karbon membentuk empat ikatan tunggal. ·         Atom karbon lebih membentuk senyawa dengan orbital hibrida daripada orbital atom yang tak berhibridisasi karena hibridisasi memberikan ikatan yang lebih kuat karena tumpang tindihnya lebih besar, dan karena itu menghasilkan molekul berenergi lebih rendah yang lebih stabil. ·         Dalam metana (CH4), atom karbon mempunyai empat ikatan kovalen terhadap hidrogen. Masing-masing ikatan karbon hidrogen mempunyai jarak yang sama yaitu 1,1 A dan sudut antara setiap pasang elektron adalah 109,5°. Menurut teori domain elektron (VSEPR) struktur metana adalah tetrahedral dengan PEB = 0 dan PEI = 4. Karbon (C) nomor atom = 6 dengan konfogurasi : 1s2,2s2,2p2.   Ø  Pada keadaan dasar terdapat dua orbital p yang masing-masing mengandung 1 elektron yaitu 2Px1 dan 2Py1. Oleh karena itu, kedua orbital p tersebut diharapkan dapat bergabung dengan dua atom hidrogen membentuk senyawa CH2. Akan tetapi kenyataannya satu atom karbon dapat mengikat 4 atom hidrogen. Hal ini dapat terjadi jika sebuah elektron 2s dipindahkan ke orbital yang energinya lebih tinggi yaitu orbital 2Pz yang masih kosong (keadaan tereksitasi). Peningkatan ini memerlukan energi kira-kira 96 kkal/mol, tetapi energi ini lebih daripada yang didapat kembali pada pembentukan ikatan kimia secara serentak. Dengan demikian tersedia empat orbital yang masing-masing mengandung sebuah elektron tunggal. Kemudian keempat elektron tunggal tersebut dapat membentuk pasangan elektron dengan empat elektron tunggal dari 4 atom H membentuk molekul CH4 (terhibridisasi). Masing-masing orbital sp3 mengandung 1 elektron untuk ikatan, setelah berikatan masing-masing dengan atom hidrogen masing-masing orbital p memiliki sepasang elektron. Ø  Kotak-kotak tersebut diatas disebut diagram orbital. Ø  Elektron dinyatakan oleh panah dan arah dari spin elektron dinyatakan oleh arah dari panah. Ø  Orbital yang dihasilkan dari penampuran 2s dan 2p berbentuk seperti bola bowling, yaitu ada cuping besar dan cuping kecil dengan simpul pada inti. Ø  Ditinjau dari tingkat energinya, tingkat energi orbital 2s lebih rendah dari pada energi orbital 2p. Jika ditinjau bentuk orbitalnya (bentuk bola) berbeda dengan orbital 2p (bentuk bola tepilin). Adanya perbedaan tingkat energi dan bentuk orbital 2s dan 2p, secara teori tentunya kedudukan ikatan C-H yang berasal dari orbital 2s tidak sama dengan kedudukan ikatan C-H dari 2p. Ø  Suatu atom karbon sp3 sering disebut sebagai atom karbon tetrahedral karena geometri dari ikatannya. Keadaan tetrahedral yang simetris dapat tercapai jika ketiga orbital 2p sebelum mengadakan tumpang tindih (ikatan) dengan empta orbital s dari keempat atom H terlebih dahulu mengalami perubahan. Satu orbital s dan ketiga orbital p mengalami hibridisasi/pembauran sehingga menghasilkanj empat orbital sp3 yang berbentuk tetrahedral.

d.      Hibridisasi sp2

·         Bila atom karbon terikat ke atom lain oleh ikatan rangkap 2, atom karbon dalam keadaan hibridisasi sp2. (etilena) ·         Untuk membentuk orbital ikatan sp2, karbon menghibridisasi orbital 2s nya hanya dengan 2 orbital 2p nya. Satu orbital p pada atom karbon tetap tak terhibridisasi. Karena tiga orbital atom digunakan untuk membentuk orbital sp2, maka dihasilkan tiga orbital hibrida sp2.masing-masing orbital sp2 mempunyai bentuk yang sama seperti orbital sp3 dan mengandung 1 elektron yang dapat digunakan untuk ikatan. ·         Tiga orbital sp2 sekeliling inti karbon terletak sejauh mungkin yang satu dengan yang lain yaitu, orbital sp2 terletak dalam bidang sudut 120°. Suatu atom karbon terhibridisasi karbon trigonal. Pada hibridisasi sp2 3 orbital sp2 mengalami hibridisasi datu orbital tak terhibridisasi. ·         Dalam etilena dua karbon sp2 dapat digabung oleh ikatan sigma yang terbentuk karena tumpang tindih satu orbital sp2 dari masing-masing atom karbon. Ikatan sigma ini merupakan salah satu ikatan dari rangkap 2. Setiap atom karbon masih mempunyai 2 orbital sp2 tersisa ikatan dengan hidrogen. ·         Bila karbon bergabung dengan hidrogen pada senyawa etilena membentuk hibridisasi sp2-s.

e.       Hibridisasi sp

·         Bila atom karbon yang dihubungkan hanya terhadap dua atom lainnya seperti dalam asetilena kedaan hibridisasinya adalah sp. Satu orbital 2s bercampur dengan hanya 1 orbital 2p untuk membentuk 2 orbital hibrida sp. Dalam hal ini, dua orbital 2p yang tak terhibridisasi, masing-masing dengan satu elektron. ·         Kedua orbital sp terletak sejauh mungkin, dalam garis lurus dengan sudut 180° diantaranya. ·         Ikatan terjadi pada ikatan rangkap. ·         Dalam asetilena kedua atom karbon dihubungkan oelh ikatan sigma sp-sp. Masing-masing karbon juga terikat terhadap atom hidrohen oleh ikatan sigma sp-s.

7.

Ikatan Ion

Pengertian Ikatan Ion

·         Merupakan gaya tarik menarik listrik antar ion yang berbeda muatan. ·         Ikatan yang bekerja kesegala arah dalam struktur kristal zat. ·         Rumus kimia senyawa ion merupakan rumus empirisnya. ·         Terjadi akibat serah terima elektron (ada yang melepas elektron dan ada yang menerima elektron supaya stabil). ·         Antara ion positif (melepas elektron) dan ion negatif (menerima elektron). ·         Antara unsur golngan logam dan nonlogam. ·         Atraksi dari kation dan anionnya. Contohnya ikatan ion yang terbentuk antara atom logam Na dan atom non-logam Cl pada senyawa NaCl (natrium Klorida). Atom Natrium berubah menjadi ion positif, sedangkan aton Klorida berubah menjadi ion negatif. Atom Na dan Cl Na ( 2 8 1 )                    Na+ ( 2 8 ) + e- Cl ( 2 8 7 ) + e               Cl- ( 2 8 8 )

Siswa mengalami kesulitan dalam mengingat kembali materi ikatan ion yang telah dipelajari di kelas X.

8.

Jaringan Ikatan Kovalen

a.       Pengertian Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi jika ada pemakaian pasangan elektron secara bersama- sama oleh atom-atom yang berikatan, dikarenakan ketidak mampuan salah satu atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron ( terjadi pada atom – atom non logam). Sifat – sifat atom yang membentuk ikatan kovalen sebagai berikut: Terbentuk diantara dua atom yang sama-sama ingin menangkap electron.Sesudah berikatan tiap atom harus dikelilingi 2 atau 8 elektron Atom-atom yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Satu jenis ikatan antarpartikel yang sangat kuat adalah jaringan ikatan kovalen yang dapat membentuk struktur kovalen raksasa. Zat dengan ikatan seperti itu mempunyai titik leleh dan titik didih yang sangat tinggi. Contohnya grafit, intan, dan pasir. 1. Intan dan grafit Dalam intan, setiap atom terikat secara kovalen pada 4 atom karbon lainnya dalam suatu struktur tetrahedron. Dalam grafit, setiap atom terikat secara kovalen pada 3 atom karbon lainnya dalam suatu struktur berbentuk heksagonal yang berlapis-lapis. Intan mempunyai titik leleh 3.550 0C dan titik didih 4.827 0C. grafit mempunyai titik leleh 3.652-3.697 0C (menyublim) dan titik didih 4.200 0C 2. Silika (SiO2) Struktur silika menyerupai intan, di mana setiap atom silika terikat secara kovalen pada 4 atom oksigen, dan setiap atom oksigen terikat kepada 2 atom silikon. Silika juga mempunyai titik leleh dan titik didih yang luar biasa tinggi (berturut-turut 1.410 0C dan 2.355 0C)

Siswa mengalami kesulitan dalam membedakan berbagai macam ikatan kovalen.

b.      Macam-macam Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen terbagi atas dua macam berdasarkan kepolarannya antara lain : a)      Ikatan Kovalen Polar Ikatan kovalen polar terjadi jika pasangan elektronnya yang dipakai bersama-sama, tertarik lebih kuat ke salah satu atom yang berikatan (berdasarkan atas keelektronegatifan unsurnya berbeda). Elektron akan tertarik lebih kuat ke atom yang elektronegatif lebih besar (cenderung menangkap elektron) Contoh : Gambar Ikatan Kovalen Polar                                     b)     Ikatan Kovalen Non Polar Ikatan kovalen non polar terjadi jika pasangan elektron yang dipakai bersama, sama kuat ke semua atom yang berikatan. Ikatan ini terjadi dengan syarat dua atom yang berikatan mempunyai keelektronegativitas yang sama.  Pada molekul yang simetris seperti CaCl2, BaCl2 , AlCl3 dan CCl4 polaritas masing – masing ikatan akan saling meniadakan sehingga molekul tersebut bersifat non polar. Contoh : Gambar Ikatan Kovalen nonpolar 3.      Ikatan Kovalen Koordinasi Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen dengan pasangan elektron yang digunakan secara bersama hanya berasal / disumbangkan oleh salah satu atom Gambar Ikatan Kovalen Koordinasi