Atom and Molecules

IKATAN KIMIA
Juni Ekowati
Departemen Kimia Farmasi
Fakultas Farmasi Universitas Airlangga
2014
Page 1
Lingkup Pembahasan Kimia Dasar
Sebagian Hukum-hukum Dasar Ilmu Kimia telah
dipelajari di SMU, maka pada Semester I ini yang
dibahas adalah pendalaman Hukum-hukum Dasar,
pendalaman sifat-sifat dan struktur materi.
Page 2
Peran Kimia Dasar
Kimia Dasar berperan sebagai landasan (basis) bagi
Ilmu-ilmu Kimia yang lain dan bersangkutan
dengan cabang pengetahuan lanjutan.
Kimia Fisik
Kimia Organik
Kimia Analitik
Ilmu-ilmu
lain
Kimia Dasar
Page 3
IKATAN KIMIA
• Bila suatu atom berantaraksi dengan atom lain
membentuk suatu bangun baru yang disebut
molekul (dari bahasa Latin : molecula,artinya
massa yang kecil), maka antaraksi yang terjadi
membentuk ikatan kimia.
• Pada proses pembentukan ikatan kimia, yang
sangat berperan adalah elektron kulit terluar atau
elektron valensi atom-atom yang berantaraksi itu.
Page 4
Atom terdiri dari :
 Elektron – terletak di
luar nukleus;
bermuatan negatif.
 Proton – terletak di
dalam nukleus;
bermuatan positif,
setara dengan muatan
negatif elektron.
 Neutron – terletak di
dalam nukleus; tidak
bermuatan.
Page 5
Macam-macam Gaya yang bekerja :
Gravitational force: the force which pulls object toward the
center of the Earth.
Electrical force:
the attraction or repulsion
between two charged
objects.
Fig 2-12
Page 6
Magnetic force: the force generated by charged objects in
motion.
Fig 2-12
Page 7
Courtesy Patrick Watson
Atomic Architecture: Electrons & Nuclei
Table 2-1 Atomic Building Blocks
Name
Symbol
Electron
Proton
Neutron
e
p
n
Charge
-1.6022 x10-19 C
+1.6022 x10-19 C
0
Mass
9.1091 x10-31 kg
1.6726 x10-27 kg
1.6749 x10-27 kg
Page 8
Atomic number, Z : nulcear charge, number of protons
X = Atomic symbol of the element, or element symbol
A = The Mass number; A = Z + N
Z = The Atomic Number, the Number of Protons in the Nucleus
N = The Number of Neutrons in the Nucleus
Page 9
Isotop
•
•
•
•
Atom yang memiliki jumlah proton sama, tetapi
jumlah neutron yang berbeda.
Isotop ini menunjukkan sifat kimia yang hampir
sama.
Sifat kimia atom ini disebabkan sifat elektronnya.
Hampir semua senyawa yang ada di alam berada
dalam campurannya dengan isotopnya.
Page 10
Atomic Diversity
Isotop :
A
ZX
Contoh :
16
O
8
12 C
6
14
6C
8 proton, 8 neutron, 8 elektron
6 proton, 6 neutron, 6 elektron
6 proton, 8 neutron, 6 elektron
Page 11
Isotop dari Sodium
Page 12
Isotop
Kelimpahan isotop Cl di alam
Page 13
Page 14
Elektron valensi
- Elektron valensi (valence electrons)
adalah Elektron yang terlibat dalam
suatu ikatan
- Elektron valensi merupakan faktor
penting dalam ikatan kimia, letaknya
di kulit terluar orbital atom.
- Elektron tersebut ditulis sebagai titik
(dots) disebelah simbol dari elemen.
- Bentuk seperti itu dinamakan Lewis
Structures atau Lewis Dot Structures.
Page 15
Struktur Lewis dan Aturan Oktet
Page 16
JENIS-JENIS IKATAN KIMIA
• Pada proses pembentukan ikatan terjadilah
penataan ulang susunan elektron terluar kedua
atom itu sehingga menjadi susunan elektron
yang baru.
• Menurut sifat-sifat dan susunan elektron valensi
yang baru setelah dua atom berantaraksi, terdapat tiga
jenis ikatan kimia, yaitu :
1. Ikatan elektrovalen (ikatan ion)
2. Ikatan kovalen
3. Ikatan logam
Page 17
Ikatan ion
Page 18
Ikatan ion
•
•
•
Ikatan ion adalah ikatan yang dihasilkan oleh daya tarik menarik
elektrostatik antara ion-ion yang berlawanan muatan.
Kekuatan ikatan (20-40 kJ mol-1)
Kekuatan tarik menarik akan semakin berkurang bila jarak antar ion
semakin jauh dan pengurangan tersebut berbanding terbalik dengan
jaraknya.
Beberapa obat mengandung gugus fungsi
asam maupun amina yang terionisasi pada
pH fisiologis, memungkinkan terbentuknya
ikatan ion antara senyawa obat dan reseptor.
Page 19
IKATAN ION)
-Pada pembentukan ikatan ion, atom-atom akan berusaha
mencapai konfigurasi oktet dalam membentuk ion positif atau
ion negatif.
Kaidah Oktet
Atas dasar konfigurasi elektron gas mulia tersebut, Kossel
mengajukan Kaidah (Aturan) Oktet, yaitu bahwa susunan
(konfigurasi) elektron dengan jumlah delapan elektron
merupakan susunan elektron yang stabil.
Page 20
Konfigurasi elektron
Konfigurasi elektron adalah suatu pemerian mengenai
struktur elektron dari unsur.
Chapter 9
Page 21
Pembentukan ion positif
•
•
•
•
Ion positif terbentuk dengan pengeluaran elektron valensi.
Contoh :
Na

Na+ + e
Atom Na
Ion Na+
•
•
•
•
Konfigurasi :
Atom Na : 1s2 2s2 2p6 3s1
Ion Na+
: 1s2 2s2 2p6
Terlihatlah bahwa konfigurasi ion Na+ sama dengan konfigurasi
atom Ne.
Page 22
Pembentukan ion negatif
Ion negatif terbentuk dengan penarikan elektron dari luar ke
dalam kulit elektron valensi.
Contoh :
F
+ e  F–
Atom F
Ion F-
-Konfigurasi :
Atom F : 1s2 2s2 2p5
Ion F : 1s2 2s2 2p6
Ternyata konfigurasi elektron ion F – sama dengan konfigurasi
elektron atom Ne.
Jadi terlihatlah bahwa konfigurasi elektron yang stabil adalah
konfigurasi dengan jumlah elektron terluar delapan.
Page 23
Konfigurasi elektron
Page 24
Konfigurasi elektron
Page 25
Struktur Lewis untuk senyawa ionik
••
Cl
•
••
Mg
2+
2-
••
••
2+ ••
O
••
••
2 Cl
••
-
••
••
Cl
•
••
Ba
••
•
Mg •
••
O
• •
••
••
MgCl2
•
Ba •
••
BaO
Page 26
Pembentukan ikatan ionik
(ikatan elektrovalen)
Ikatan ionik akan terbentuk bila :
• Terdapat atom unsur dengan potensial ionisasi rendah
(yang akan menjadi ion positif) dan atom unsur dengan
afinitas elektron tinggi (yang akan menjadi ion negatif)
• Terjadi tarik menarik antara ion-ion tersebut melalui
gaya elektrostatik (gaya Coulomb)
Q1Q2
Ek
d
Q1, Q2 = charge on ions
k = 8.99 x 109 J-m/c2
d = distance between ions
Page 27
•
•
•
•
Contoh :
Na (2s2 2p6 3s1)  Na+ (2s2 2p6) + e
F (2s2 2p6) + e  F- (2s2 2p6)
Na + F
 Na+F-
Page 28
Chapter 9
29
Page 29
Keelektronegatifan :
Ukuran kemampuan atom untuk menarik elektron
luarnya, atau elektron valensi
• Karena elektron luar dari atom yang digunakan
untuk ikatan, maka keelektronegatifan berguna
untuk meramalkan dan menerangkan kereaktifan
kimia.
• Keelektronegatifan dipengaruhi oleh jumlah proton
dalam inti dan jumlah kulit yang mengandung
elektron
Page 30
Skala Pauling :
Skala numerik dari keelektronegatifan.
Page 31
• Ikatan ion terbentuk bila perbedaan
keelektronegatifan antara dua atom adalah besar
(> 1,7)
• Misalnya : atom Na (keelektronegatifan : 0,9),
atom Cl (keelektronegatifan : 3,0).
Page 32
Potensial ionisasi
rendah
Afinitas elektron
tinggi
+
Atom Na
Atom F
Na+
F-
Gaya elektrostatik
Page 33
Dalam pembentukan ikatan ionik berlaku
aturan :
jumlah elektron yang dilepas oleh suatu atom
sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh
atom yang lain.
Page 34
Ikatan ionik
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) DH°f = -410.9 kJ
- Reaksi ini bersifat sangat eksotermik
- Sodium kehilangan satu elektron menjadi ion
Na+
- Klorin menerima sebuah elektron menjadi ion
Cl- Na+ memiliki konfigurasi elektron dari atom Ne
dan Cl- memiliki konfigurasi elektron dari atom
Ar
Page 35
Unsur-unsur yang dapat membentuk ikatan ionik
Unsur-unsur yang mempunyai sifat-sifat sebagai
berikut :
• Unsur-unsur dengan potensial ionisasi rendah :
• Golongan IA (golongan logam alkali)
• Golongan IIA (golongan logam alkali tanah)
• Unsur-unsur dengan afinitas elektron tinggi :
• Golongan VIIA (golongan halogen)
• Golongan VIA (golongan kalkogen)
Page 36
Page 37
Dengan demikian ikatan ionik dapat terjadi pada
unsur golongan :
IA dengan VIIA (jadi senyawa AY)
IA dengan VIA (jadi senyawa A2X)
IIA dengan VIIA (jadi senyawa BY2)
IIA dengan VIA (jadi senyawa BX)
Page 38
Ciri-ciri senyawa ionik :
-
Kebanyakan senyawa ionik menyerupai NaCl yaitu
berwarna putih
- Mudah larut dalam air
- Leleh pada suhu tinggi
- Lelehan senyawa ionik dapat menghantarkan arus
listrik
- Bentuk padat juga terdiri atas ion-ion, yang tersusun
dalam suatu kristal.
Page 39
Jari-jari ion
• Ion positif : jari-jari ion positif lebih kecil daripada
jari-jari atomnya.
Hal ini disebabkan kation kehilangan elektron pada
kulit terluarnya
• Ion negatif : jari-jari ion negatif lebih besar daripada
jari-jari atomnya
Hal ini disebabkan pada anion kulit terluar
bertambah elektronnya
Jari-jari ion berpengaruh terhadap sifat fisik
senyawanya
Page 40
Jari-jari ion
• Makin kecil jari-jari kation, makin tinggi titik
lelehnya.
• Hal ini disebabkan makin kecil jarak antara
kation dan anion sehingga gaya tarik
keduanya makin besar dan sukar
dipisahkan dengan pemanasan
Page 41
Ionic Crystals
The highly ordered solid collection of ions is called an
ionic crystal
Contoh : pembentukan kristal NaCl
EOS
Page 42
Sifat kristal senyawa ion
Isomorfi
Polimorfi
Bila ada dua zat yang mempunyai
bangun kristal yang sama, maka
dikatakan bahwa kedua zat itu
isomorf. Contohnya campuran
NaCl dan KCl yang sama bangun
kristalnya dan perbedaannya
hanya pada besar ion Na+
dan K+.
Di alam banyak terdapat zat atau
senyawa yang berada dalam
berbagai bentuk kristal, mis.CaCO3
yang dapat berbentuk heksagonal
dalam mineral kalsit atau ortorombik
dalam mineral aragonit.
Kedaan demikian disebut polimorfi.
Senyawa-senyawa yang mempunyai
sifat polimorfi menunjukkan sifat-sifat
yang khas pada masing-masing
bentuk kristalnya, sehingga
manfaatnya pun berlainan.
Misalnya batu pualam dan gragal
yang merupakan bentuk polimorfi
CaCO3.
Page 43
Alotropi :
- Bangun kristal berlainan yang dimiliki oleh suatu unsur.
- Unsur-unsur yang mempunyai sifat alotropi adalah karbon (intan, arang dan
grafit), fosfor (merah dan kuning), belerang (rombik dan monoklinik) dan oksigen
(O2 dan O3).
- Suatu alotrop dapat berubah menjadi alotrop yang lain dengan perlakuan fisika
atau kimia. Contoh perlakuan fisika adalah pemanasan pada suhu tertentu yang
disebut suhu transisi.
Amorfi :
- Ada juga zat-zat yang tidak dapat membentuk kristal. Biasanya hal ini terjadi pada
senyawa-senyawa dengan massa rumus (berat molekul) tinggi, dan umumnya
terdapat sebagai polimer.
- Contoh-contoh polimer adalah karet (alam atau buatan), karbohidrat (amilum dan
selulosa), protein dan kaca.
- Zat yang amorf tidak mempunyai titik lebur yang tajam, melainkan suatu trayek
lebur.
Page 44
Air kristal
• Senyawa anorganik padat sering dinyatakan sebagai kristal hidrat,
yaitu suatu senyawa yang mengandung molekul-molekul air dan
yang turut menyusun kisi kristal, misalnya CuSO4. 5H2O; Na2SO4.
10H2O; CaSO4. 2H2O dan lain-lain.
• Sebagian atau semua air kristal dapat lepas dari ikatannya karena
pengaruh suhu atau tekanan uap, sehingga kristalnya menjadi
kering. Contoh reaksinya ialah :
MgSO4. 7H2O  MgSO4. H2O + 6 H2O
• Sebaliknya, kristal dapat pula mencair bila banyak molekul air
masuk dan terikat oleh kristal. Sifat ini dinamakan higroskopik.
Page 45
Chapter 9
46
Page 46
Page 47
48
Page 48
Skema interaksi ionik obat-reseptor
49
Page 49
Contoh obat yang bekerja berdasarkan ikatan ionik
antibakteri akridin :
Page 50
IKATAN KOVALEN
Page 51
IKATAN KOVALEN
PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN
•
Ikatan kovalen, yang juga disebut ikatan atom, terbentuk
dari pemakaian bersama pasangan-pasangan elektron
yang berasal dari atom-atom yang berikatan.
•
Bila suatu atom berdiri sendiri, maka elektron-elektronnya
hanya dipengaruhi oleh inti atomnya sendiri.
•
Bila dua buah atom saling mendekati, maka elektron dan
inti atom keduanya saling mempengaruhi, sehingga
tercapai keadaan yang lebih stabil (tingkat energi lebih
rendah) sewaktu terjadi ikatan kimia.
•
Ikatan kovalen sangat kuat (40-140 kkal/mol) dan secara
prakstis bersifat irreversible.
Page 52
• Contoh pada molekul H2, terdiri dari nukleus bermuatan
positif dan satu elektron valensi 1s yang bermuatan negatif.
• Jika dua atom hidrogen berdekatan, akan terjadi gaya tarik
elektrik, yaitu “repulsive” dan “attractive ” .
• Gaya elektrik “repulsive” terjadi antara dua muatan positif
dan dua muatan negatif.
• Gaya elektrik “attractive ” terjadi antara muatan positif
masing-masing nukleus dengan muatan negatif masingmasing elektron.
• Karena gaya tarik (“attractive ” ) lebih kuat daripada tolakan
(“repulsive”), maka ikatan kovalen terbentuk dan atom
hidrogen dapat berikatan bersama sebagai H2.
Page 53
ikatan kovalen
Page 54
ikatan kovalen
Page 55
Contoh pada pembentukan ikatan kovalen molekul klorin (Cl2)
- Atom Cl memiliki 7 elektron valensi dan konfigurasi elektron kulit
terluarnya adalah
- Jika digunakan simbol elektron dot , maka masing-masing atom Cl
dinyatakan sebagai
- Apabila dua atom Cl saling mendekat, elektron 3p yang tidak
berpasangan akan digunakan bersama-sama oleh kedua atom sebagai
ikatan kovalen.
- Masing-masing atom Cl pada molekul Cl2 memiliki 6 elektron pada kulit
terluar dan membentuk elektron valensi oktet seperti Ar.
Page 56
Ikatan kovalen dari atom-atom yang sama :
H2, N2, F2, Cl2, Br2, I2
Page 57
PENGGAMBARAN BANGUN IKATAN KOVALEN
Ada dua cara (metode) dalam menggambarkan ikatan kovalen,
yaitu :
1.Cara Ikatan Valensi (Valence Bond Method)
2.Cara Orbital Molekul (Molecular Orbital Method)
Cara Ikatan Valensi
disebut juga cara Heitler-London-Slater-Pauling (cara HLSP),
dg anggapan bahwa molekul terdiri atas atom-atom yang
Berdiri sendiri-sendiri, kecuali satu atau beberapa elektron kulit
terluar suatu atom digunakan oleh atom lain dalam kulit
terluarnya.
Page 58
elektron
terluar
elektron yang
dipakai bersama
+
Page 59
Cara Orbital Molekul
• disebut juga cara Hund-Mulliken-Hückel (cara
HMH), dengan anggapan bahwa seluruh molekul
beserta elektron-elektronnya sebagai satu
kesatuan.
• Elektron bergerak karena pengaruh semua inti dan
elektron-elektron lain dalam orbital baru, yang
disebut orbital molekul.
Page 60
orbital atom
orbital molekul
+
atom A
atom B
molekul AB
Page 61
PENGGAMBARAN RUMUS BANGUN SENYAWA KOVALEN
• Pembentukan ikatan s (sigma) dari tumpang
tindih orbital s
• G.N. Lewis mengajukan gambaran senyawa
kovalen dengan titik dan garis, yaitu :
1.Dua titik menggambarkan satu pasang elektron
2.Satu garis sama dengan dua titik
3.Dua titik atau satu garis menggambarkan satu
ikatan tunggal
Page 62
Lewis Simbol
Elektron valensi ditunjukkan
dengan titik (dots) disekitar
elemen
EOS
Page 63
• Banyaknya ikatan kovalen yang dibentuk
oleh sebuah atom tergantung pada
banyaknya elektron tambahan yang
diperlukan agar atom itu mencapai
konfigurasi gas mulia
Page 64
Page 65
Lewis Structures for Molecules Containing
C,N,O, X (Halogen), and H
Page 66
Contoh : metana (CH4)
H
H
H
C
H
H atau
H
C
H
H
Gambar 7.9. Rumus bangun senyawa kovalen CH4 dengan
titik dan garis
Satu atom H dikelilingi oleh 2 elektron (konfigurasi elektron
helium) dan satu atom C dikelilingi oleh 8 elektron (oktet).
Page 67
Struktur Kerangka
• Atom hidrogen selalu berada di ujung .
• Atom pusat umumnya atom yang memiliki
sifat keelektronegatifan paling rendah.
• Atom karbon hampir selalu menjadi atom
pusat .
• Umumnya struktur merupakan senyawa
yang kompak dan simetris .
Page 68
Pembentukan ikatan sigma dari tumpang tindih orbital p
Pada molekul H2, ikatan sigma dapat terbentuk dari tumpang tindih
(overlap) orbital-orbital s.
Ikatan sigma dapat juga terbentuk dari tumpang tindih orbital p
Kekuatan ikatan sigma :
• Ikatan sigma merupakan ikatan kovalen yang
paling kuat, dengan energi ikatan yang paling
besar.
Page 69
z
(a)
z
(b)
(c)
titik simpul
(a) : Dua orbital atom pz yang terpisah
(b) : Tumpang tindih segaris
(c) : Diagram batas orbital molekul s
Pada orbital molekul sigma yang berasal dari dua orbital s,
tidak ada titik simpul pada sumbu orbital tersebut, tetapi pada
orbital sigma yang berasal dari orbital p, terdapat dua simpul
pada sumbu orbital tersebut.
Page 70
Pembentukan ikatan p (pi)
• Selain dapat bertumpang tindih secara segaris,
orbital p dapat melakukan tumpang tindih secara
menyamping membentuk ikatan p
y
y
p
(b)
p
(c)
(a)
(a) : Dua orbital atom py yang terpisah
(b) : Tumpang tindih menyamping
(c) : Diagram batas orbital molekul p
- Ikatan p lebih lemah daripada ikatan s
Page 71
• Pembentukan orbital molekul dari orbitalorbital atom s dan p
• Kemungkinan pembentukan orbital molekul
dari berbagai orbital atom adalah :
1.Dari orbital atom s hanya dapat terbentuk
orbital molekul sigma (s)
2.Dari orbital atom p dapat terbentul orbital
molekul sigma (s) dan pi (p)
Page 72
Gambarkan Rumus Struktur :
a.
b.
c.
d.
e.
HCN
CO2
N2
C2H2
C2H3Cl
Page 73
Multiple Covalent Bonds
•
C
•
•
O
••
•
C
•
C
••
O
••
••
••
•
O
••
••
••
•
O
••
•
O
•
••
••
O
••
•
O
••
••
•
C
• •
•
••
•
O•
••
Page 74
Multiple Covalent Bonds
•
N
N
N
••
•
N
•
••
•
N
•
••
••
N
•
••
••
••
•
N
•
•
••
•
N•
•
Page 75
Page 76
Page 77
SIFAT KEPOLARAN, MUATAN DAN RESONANSI
SENYAWA KOVALEN
KONSEP KEPOLARAN
Kepolaran (dari bahasa Latin polus, tiang atau sumbu langit)
berarti sifat mengutub atau dimilikinya kutub, dalam pengertian
elektrostatik, oleh suatu senyawa.
Kepolaran dalam molekul diatomik
Dua atom yang berikatan membentuk suatu molekul belum
tentu masing-masing mempunyai keelektronegatifan yang
sama.
Sebagai akibatnya, penyebaran elektron dalam molekul belum
tentu merata dalam seluruh molekul tersebut.
Page 78
1. Ikatan Kovalen Non-polar
- Yaitu ikatan kovalen yang elektron-elektronnya tersebar
merata dan titik pusat muatan negatif (awan elektron) terletak
ditengah-tengah molekul dan berimpit dengan titik pusat
muatan positif (inti atom).
- Contoh : molekul H2.
titik pusat muatan negatif
dan positif berimpitan
H
+
o
D
H
Molekul H2
+
o = Titik pusat muatan negatif
D = Titik pusat muatan positif
-
Page 79
• Senyawa dengan ikatan kovalen non-polar
disebut senyawa non-polar
• Pada senyawa diatomik, keelektronegatifan
kedua atom sama
Contoh : H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2
Page 80
2. Ikatan polar
-Yaitu
ikatan kovalen yang elektron-elektronnya tersebar tidak
merata dan titik pusat muatan negatif (awan elektron) tidak
terletak ditengah-tengah molekul dan tidak berimpit dengan titik
pusat muatan positif (inti atom).
-Contoh : molekul HCl .
titik pusat muatan negatif
dan positif tidak berimpitan
H
+
D o Cl
+
D = titik pusat muatan positif
o = titik pusat muatan negatif
Molekul HCl
-Senyawa
dengan ikatan kovalen polar disebut senyawa polar
-Pada senyawa diatomik, keelektronegatifan kedua atom tidak
Page 81
sama.
Covalent Bonds
δ+
H
Cl
δ-
Page 82
Dwikutub (dipole) dan momen dwikutub
(dipole moment)
Molekul polar mempunyai pusat muatan positif dan negatif
yang tidak berimpit, maka seolah-olah molekul tersebut mempunyai
dua kutub, yaitu kutub positif dan kutub negatif.
- Keadaan demikian merupakan dwikutub (dipole).
- Suatu dwikutub dilambangkan sebagai anak panah dengan
ujung anak panah mengarah ke kutub negatif.
-
kutub
negatif
-

A
kutub
positif


yang dilambangkan sebagai :
B
Suatu dwikutub (dipole)
ke arah negatif
Gb.9.3. Gambaran dan Lambang dwikutub
Page 83
Momen dwikutub (dipole moment)
• Kemampuan suatu dwikutub untuk berorientasi
dalam medan listrik dikenal sebagai momen
dwikutub (dipole moment), yang besarnya dapat
dirumuskan sebagai berikut :
= zxd
•  (mu) =momen dwikutub, dengan satuan Debye.
• z = muatan dalam satuan elektrostatik (Statcoulomb)
• d =jarak dalam cm
Page 84
Momen dwikutub dan kepolaran :
• Molekul-molekul diatomik dengan kedua atom sama, maka momen
dwikutubnya = nol, karena d (jarak antara kutub negatif dan kutub
positif) adalah nol (berimpit) dan molekul bersifat non-polar.
• Molekul diatomik dengan atom-atom yang berbeda, maka   0,
jadi molekul tersebut polar.
• Momen dwikutub merupakan besaran vektor, jadi untuk molekulmolekul triatomik atau lebih, momen dwikutub total merupakan
resultan dwikutub-dwikutub yang berasal dari tiap-tiap ikatan yang
ada.
• Bila resultan momen-momen dwikutub tersebut = 0, maka molekul
tersebut bersifat non-polar, dan bila resultannya  0, maka molekul
tersebut bersifat polar.
Page 85
Analisis momen dwikutub beberapa senyawa
diatomik atau lebih
Berikut ini adalah gambaran beberapa molekul triatomik atau lebih dengan resultan dwikutub-dwikutubnya :
momen dwikutub
total (R)
R  0
R  0
(NH 3 polar)
O
H
N
O
H
momen dwikutub
masing-masing
ikatan O
H
H
H
H
C
O
R = 0
(CO 2 non-polar)
Page 86
H
Cl
C
C
H
H
R=0
H
CH4 bersifat non-polar
Cl
H
R =/= 0
Cl
CHCl3 bersifat polar
Page 87
Momen Dipol
Prentice-Hall ©
2002
Slide 88 of 43
Page 89
Kepolaran
Page 90
Electronegativity Differences
Page 91
Prediksikan manakah dari kedua molekul dibawah ini yang
bersifat polar :
HCN dan H2C=CHCl
Page 92
ENERGI PADA IKATAN KOVALEN
Energi Ikatan adalah energi yang diperlukan untuk
memecah atau membentuk suatu ikatan kovalen
• Struktur Lewis tidak menggambarkan kekuatan
relatif dari ikatan kovalen.
• Contoh: ikatan H2 dan Cl2 digambarkan garis
tunggal identik, tetapi dalam eksperimen
ternyata diperlukan energi yang lebih besar
untuk memecah ikatan H2 daripada Cl2.
• Maka Ikatan H2 > Cl2
Page 93
Suatu besaran kuantitatif yang mengukur
kestabilan suatu molekul disebut Energi disosiasi
(pemecahan) Ikatan.
Energi disosiasi (pemecahan) ikatan yaitu:
Perubahan entalpi yang diperlukan untuk
memecah suatu ikatan tertentu dalam 1 mol
senyawa diatomik yang berwujud gas.
Satuannya: kJ/mol
Contoh: untuk molekul hidrogen
H2 (g)  H (g) + H (g)
AHo= + 436,4 kJ
Page 94
• Artinya : untuk memecah ikatan kovalen dalam
1 mol gas H2 diperlukan 436,4 kJ energi.
• Sebaliknya :
• H(g) + H(g)  H2(g)
AH0= - 436,4 kJ
• Artinya : dalam pembentukan ikatan kovalen 1
mol gas H2 dari 2 atom H(g) diperoleh 436,4 kJ
energi.
• Energi yang diperoleh ini disebut energi
pembentukan ikatan.
Page 95
Kekuatan ikatan kovalen
Entalpi Ikatan (Energy) – Energi yang dibutuhkan untuk memecah ikatan kovalen pada substansi gas.
Cl2(g)  2Cl(g)
DH = DCl-Cl
- Jika lebih dari satu ikatan pecah, entalpi ikatan
adalah fraksi dari DH pada reaksi atomisasi :
CH4(g)  C(g) + 4H(g)
DH = 1660 kJ
DC-H = ¼DH = ¼(1660 kJ) = 415 kJ.
- Entalpi ikatan dapat bernilai positif atau negatif.
Page 96
Kekuatan Ikatan Kovalen
Page 97
Interaksi obat-reseptor dengan pembentukan ikatan
kovalen diperlukan pada kondisi tertentu, misalnya untuk
tujuan antikanker
X R
+
Alkyl halide
..
H2N
Alkylation
Target
Nucleophilic group
H
R N
Target
+
X
Good leaving
group
Gugus fungsi yang sangat reaktif seperti alkil halida
membentuk ikatan kovalen yang bersifat irreversibel
dengan reseptor target. Contoh : cycloposphamide
Page 98
•
Contoh : anti kanker cyclophosphamide :
Page 99
Kestabilan suatu senyawa/molekul
Kestabilan suatu senyawa/molekul dipengaruhi
oleh beberapa faktor a.l. :
•
•
•
•
•
•
1. Suhu
2. Cahaya
3. Adanya oksigen di udara
4. Kelembaban
5. Tekanan
6. Keasaman/Kebasaan
Page 100
Contoh :
1. Pengaruh suhu / pemanasan dan tekanan
misalnya Pelepasan air kristal pada
MgSO4.7H2O jadi MgSO4
2. Cahaya dan Oksidasi udara
misalnya Vit C putih jadi coklat
3. Kelembaban
mis. Amoksisilin, Aspirin
4. Keasaman / kebasaan : Aspirin
Page 101
IKATAN KOVALEN KOORDINASI
(IKATAN DATIF)
Page 102
IKATAN KOVALEN KOORDINASI
(IKATAN DATIF)
DEFINISI
Ikatan kovalen koordinasi atau ikatan datif adalah ikatan
kovalen yang pasangan elektronnya yang dipakai bersama
berasal dari satu atom saja.
Contoh 1 : Ion amonium (NH4+)
H
H N
H
+ H
H
pasangan elektron bebas
yang dapat disumbangkan
H N
H
H
ikatan datif
Page 103
-Molekul
NH3 mempunyai pasangan elektron bebas,
sedangkan ion H+ mempunyai orbital kosong yang
dapat ditempati oleh pasangan elektron bebas yang
disumbangkan tersebut.
Page 104
TERBENTUKNYA IKATAN KOVALEN KOORDINASI
•
Ikatan kovalen koordinasi (datif) terbentuk
jika :
1.Salah satu atom mempunyai pasangan
elektron bebas
2.Atom yang lain mempunyai orbital kosong
atau setengah penuh.
Page 105
SENYAWA KOMPLEKS
(SENYAWA KOORDINASI)
Senyawa koordinasi adalah suatu senyawa netral yang
mengandung satu atau lebih ion kompleks.
Ion kompleks adalah ion yang terdiri atas satu ion pusat
(kation logam) yang terikat dengan satu atau lebih molekul
atau ion.
Ligan adalah molekul atau ion yang mengikat ion pusat itu.
Secara ringkas dapat dikatakan di sini bahwa senyawa
kompleks dapat terdiri atas :
[Kation kompleks] + Anion - (bukan kompleks) atau
Kation+(bukan kompleks) [Anion kompleks]- atau
[Kation kompleks]+[Anion kompleks]Page 106
Terbentuknya ion kompleks
• Antaraksi antara ion logam dengan ligan dapat
dianggap sebagai reaksi asam-basa Lewis.
• Basa Lewis adalah suatu substansi yang dapat
menyumbangkan satu atau lebih pasangan elektron.
• Setiap ligan mempunyai paling sedikit satu
pasangan elektron bebas, misalnya :
O
H
N
H
H
H
Cl
_
C
O
_
H
Jadi ligan berperan sebagai basa Lewis.
Page 107
- Sebaliknya, suatu atom logam dari golongan
unsur transisi, baik dalam keadaan netral atau
bermuatan positif, berperan sebagai asam
Lewis, yang menerima dan memakai bersama
pasangan elektron bebas dari basa Lewis.
- Dengan demikian, ikatan logam-ligan biasanya
berupa ikatan kovalen koordinasi.
Page 108
Bilangan Koordinasi
• Bilangan koordinasi dalam senyawa
koordinasi adalah jumlah atom donor yang
mengelilingi atom atau ion pusat dalam
suatu senyawa kompleks.
•
•
•
•
Contoh bilangan koordinasi :
Ion Ag+ dalam [Ag(NH3)2]+ adalah 2
Ion Cu2+ dalam [Cu(NH3)4]2+ adalah 4
Ion Fe3+ dalam [Fe(CN)6]3+ adalah 6.
Page 109
Bilangan Koordinasi
Atom donor
• Atom dalam ligan yang terikat langsung
dengan ion atau atom pusat disebut atom
donor.
• Contoh : nitrogen adalah atom donor
dalam ion kompleks [Cu(NH3)4]2+.
Page 110
Penggolongan ligan
Ditinjau dari jumlah atom dalam molekul atau
ion ligan, maka ligan dapat digolongkan
menjadi ligan monodentat, ligan bidentat dan
Ligan polidentat.
• Ligan semisal H2O dan NH3 adalah ligan
monodentat, karena hanya mempunyai satu
atom donor tiap ligan.
Page 111
Ligan bidentat yang umum adalah etilendiamina
• Kedua atom nitrogen dapat mengadakan
ikatan kovalen koordinasi dengan suatu
atom logam
H2N
CH2
CH2
NH2
Page 112
Pembentukan kelat
• Ion etilendiaminatetraasetat (EDTA) adalah
suatu ligan polidentat yang mengandung
enam atom donor, yaitu dua atom nitrogen
dan empat atom oksigen. Keempat atom
oksigen tersebut berada dalam empat
gugus COO- yang berikatan tunggal
dengan atom karbon.
• Ligan-ligan bidentat dan polidentat juga
disebut pembentuk kelat, karena
kemampuannya mengikat atom logam
bagaikan cakar (dari bahasa Yunani : chele
yang berarti cakar).
Page 113
(EDTA)
Page 114
Kegunaan senyawa kompleks
Beberapa peranan dan kegunaan senyawa kompleks :
• Hemoglobin dan klorofil merupakan senyawa
kompleks dengan atom pusat besi dan magnesium
dengan ligan berbagai protein.
• Dalam kimia analitik dikenal kompleksometri, yaitu
penentuan kadar logam dengan EDTA, juga
kolorimetri dengan menggunakan kompleks yang
berwarna.
• EDTA dan BAL (dimerkaptopropanol) yang
digunakan untuk penawar keracunan logam berat,
juga senyawa kompleks platina yang digunakan
untuk anti kanker.
Page 115
GAYA ANTAR MOLEKUL
• Molekul-molekul dalam wujud gas, cair dan padat
saling berantaraksi satu dengan yang lainnya.
• Antaraksi ini berpengaruh terhadap sifat-sifat fisika
senyawa tersebut, misalnya titik leleh, titik didih,
kelenturan, kekerasan dll.
• Secara garis besar, antaraksi antar molekul dapat
digolongkan menjadi :
1. Gaya Van der Waals
2. Ikatan hidrogen
3. Ikatan kimia antar molekul
4. Gaya antar ion.
Page 116
GAYA VAN DER WAALS
Gaya Dispersi (gaya London)
•
•
•
•
Gaya ini terjadi di antara molekul-molekul non-polar.
Pada senyawa non-polar, pada saat-saat tertentu, secara
kebetulan, elektron-elektron terkonsentrasi pada suatu
tempat tertentu dalam molekul.
Perpindahan elektron ini menyebabkan molekul yang normalnya non-polar menjadi polar. Maka terbentuklah
dwikutub sesaat, kemudian elektron-elektron molekul
tetangganya bergeser sehingga menjadi dwikutub pula.
Proses ini disebut induksi dan dwikutub yang baru saja
terbentuk disebut dwikutub terinduksi. Sebagai
akibatnya, terjadilah gaya tarik antar molekul, yaitu gaya
tarik antara dwikutub sesaat dengan dwikutub terinduksi
yang dikenal sebagai gaya dispersi atau gaya London
(penafsiran secara mekanika kuantum oleh Fritz London
(1930).
Page 117
-
(a)

(b)
-
-

(c)

-

(d)
Page 118
Terjadinya gaya dispersi (gaya London)
• 1.Sebuah molekul non-polar
2.Molekul non-polar itu menjadi dwikutub
sesaat
3.Dwikutub sesaat menginduksi molekul
tetangganya
4.Molekul tetangga menjadi dwikutub
terinduksi dan terjadilah gaya tarik.
Page 119
Antaraksi dwikutub-dwikutub
• Pada senyawa polar, molekul-molekul
cenderung menyusun diri dengan cara
ujung ujung positif suatu molekul
mengarah kepada ujung negatif molekul
yang lain, gambar berikut ini :
+ - + - +
- + - + + - + - +
- + - + -
-
+ -
+ - + - +
+ - + - + - + - + - + - + - +
+ - + - + - + -
-
+ -
+ - +
- + +
- +
Page 120
Ikatan hidrogen
•
•
•
•
•
Kekuatan ikatan bervariasi
Lebih lemah daripada interaksi elektrostatik, tetapi lebih kuat daripada
Van der Waals interaksi
Ikatan hidrogen terbentuk antara suatu atom hidrogen yang terikat pada
heteroatom yang kaya elektron dengan heteroatom yang kaya elektron
(N atau O)
Atom hidrogen yang terikat pada heteroatom yang kaya elektron disebut
a hydrogen bond donor
Heteroatom yang kaya elektron (N atau O) disebut a hydrogen bond
acceptor
- +
X H
Drug
Y Target
HBD
HBA
Drug Y
HBA
+ H X
Target
HBD
Page 121
IKATAN HIDROGEN
•
Ikatan hidrogen terbentuk jika satu atom H yang terikat
kepada salah satu dari atom yang sangat elektronegatif
(F, O atau N).
•
Ikatan hidrogen adalah gaya tarik antar molekul yang
cukup kuat, dengan energi ikatan berkisar antara 15 - 40
kJ/mol.
•
Pada pembentukan ikatan hidrogen, atom yang sangat
elekronegatif yang mengikat atom H secara kovalen,
menarik elektron atom H tersebut menjauhi inti atomnya
yang berupa suatu proton. Hal ini menyebabkan proton
tersebut terpapar (terbuka) sehingga tertarik oleh suatu
pasangan elektron bebas atom tetangganya yang sangat
elektronegatif pula.
• Ikatan hidrogen dalam air
• Air adalah senyawa yang paling umum yang di
dalamnya terdapat ikatan hidrogen.
atom O
atom H
molekul H2O yang dikelilingi
4 molekul H2O yang lain
• Gambar 12.5. Ikatan hidrogen dalam air
Page 123
Ikatan hidrogen pada senyawa-senyawa lain.
•
Ikatan hidrogen dapat menyebabkan terjadinya
dimerisasi (penggabungan dua molekul menjadi
satu molekul yang lebih besar) asam asetat.
160 pm
H3C
O
O 100 pm
C
C
O
•
H
H
O
Gambar 12.6. Dimer asam asetat
CH3
• Ikatan hidrogen juga dapat menerangkan
terjadinya kenaikan kekentalan pada senyawa2
tertentu,mis. Alkohol dan sorbitol.
• sorbitol lebih kental karena kemampuan
senyawa sorbitol (polihidroksi) dalam
membentuk ikatan hidrogen lebih banyak.
• Walaupun sebagian besar ikatan hidrogen
melibatkan senyawa-senyawa N, O dan F yang
mengikat hidrogen, tetapi ikatan hidrogen yang
lemah juga terdapat pada senyawa-senyawa Cl
dan S yang mengikat hidrogen.
Page 125
Page 126
Ikatan Hidrogen intra dan intermolekular
mempengaruhi sifat fisiko kimia maupun aktivitas
• -OH posisi orto membentuk
ikatan-H intramolekular kelarutan
dalam air menurun, kemampuan
menembus membran sistem saraf
pusat meningkat
• efek analgesik
• -OH posisi para membentuk
ikatan-H intermolekular
• kelarutan dalam air lebih besar,
lebih sulit menembus membran
sistem saraf pusat
• tidak memiliki efek analgesik
• gugus karboksilat dan –OH fenolik
terlindung,
• aktivitas anti bakteri lebih rendah
daripada asam orto-hidroksi- 127
benzoat
Page 127
Ikatan Logam
Page 128
• Dalam bentuk padat, tiap atom Cu terikat dengan 12 atom tetangganya.
Hal ini karena pada Cu bangun kristal logam berbentuk kubus berpusat
muka, dengan bilangan koordinasi 12.
• Bilangan koordinasi ini menunjukkan jumlah atom yang mengelilingi atom
tertentu
• Ikatan antara 2 atom Cu terjadi seperti hibrida resonansi, yaitu elektronelektron valensi tiap atom Cu dapat berpindah ke atom yang lain
sehingga atom-atom Cu dapat berganti-ganti menjadi ion positif dan
negatif, dan terjadilah ikatan antara atom-atom Cu tersebut.
Page 129
SIFAT LOGAM
Model Lautan Elektron :
• Teori sederhana yang dapat menerangkan
sifat logam adalah logam padat sebagai
jaringan ion-ion positif yang tercelup dalam
lautan elektron.
• Misalnya pada Li, ion positipnya adalah Li+
dan satu elektronnya disumbangkan untuk
lautan elektron tsb. Elektron-elektron tersebut
bebas dan mudah bergerak.
Page 130
Ciri khas logam :
1. Penghantaran listrik : jika elektron dari sumber
luar masuk kawat logam dari satu ujung, maka
elektron-elektron yang bebas melewati kawat dan
menuju ujung yang lain sehingga aliran elektron
(aliran listrik) dapat lancar melalui kawat/logam.
Page 131
Beberapa ciri khas logam:
2. Sifat mengkilap : Elektron-elektron bebas pada
permukaan logam mampu menyerap foton dan
memancarkan kembali cahaya yang jatuh pada
permukaan tersebut dengan frekuensi yang sama,
sehingga permukaan logam tampak mengkilap.
3. Kemampuan untuk diubah bentuknya (deformasi) :
bila satu lapisan logam mendapat beban melewati
lapisan lain, tidak ada ikatan yang putus dan
struktur bagian dalam logam tidak mengalami
perubahan dan lautan elektron segera menyesuaikan diri dengan keadaan yang baru.
Page 132
SIFAT KEMAGNITAN
Bila dua kutub magnet yang berlawanan muatan berada dalam vakum, maka terjadilah
garis-garis gaya yang homogen :
- Paramagnetik (a) yaitu :
zat yang bersifat meningkatkan permeabilitas medan magnit.
- Diamagnetik (b) yaitu :
zat yang bersifat menurunkan permeabilitas medan magnit.
(b)
(a)
U
S
zat ditarik
magnit
medan magnit menjadi
lebih kuat, zat bersifat
lebih permeabel terhadap medan magnit
U
S
zat ditolak
magnit
medan magnit menjadi
lebih lemah, zat bersifat
kurang permeabel terhadap medan magnit
Page 133
Sifat paramagnetisme dan diamagnetisme
Digambarkan sebagai berikut :
(a) dua elektron pada dua orbital berbeda, spin sama akan
menghasilkan medan magnit yang saling memperkuat (paramagnetik).
(b) saling meniadakan(spin berlawanan)(diamagnetik)
U
U
U
S
S
S
S
U
(a)
(b)
Page 134
Paramagnetik : Unsur yang punya jumlah elektron gasal.
Diamagnetik : Unsur yang mempunyai jumlah elektron genap, tetapi tidak
semua unsur yang mempunyai jumlah elektron genap akan bersifat
diamagnetik.
Beberapa contoh :
H : 1s
1
Elektron tunggal, jadi bersifat paramagnetik
2
He : 1s
2
Elektron genap, jadi bersifat diamagnetik
2
1
B : 1s 2s 2p
Terdapat satu elektron tunggal, bersifat
paramagnetik
C : 1s2 2s2 2p2
Terdapat dua elektron tunggal, dalam
orbital yang berbeda,masing-masing
mempunyai spin paralel, sehingga
bersifat paramagnetik
Sifat Feromagnetisme
• Unsur-unsur besi, kobalt, nikel dan gadolinium (Gd)
mempunyai sifat-sifat kemagnitan yang sangat tinggi.
• Besi merupakan unsur yang paling penting, maka sifat ini
dinamakan feromagnetisme dan kelompok unsur di atas
disebut bersifat feromagnetik.
• Ciri utama unsur feromagnetik adalah kelompok-kelompok
atom, yang ukurannya di sekitar 0,001 mm sehingga dapat
diamati dengan mikroskop, sifat kemagnitannya maksimum,
karena atom-atomnya tersusun sehingga momen magnetiknya sejajar dan jarak antar atomnya tertentu.
• Sifat kemagnitan ini kira-kira seribu kali kekuatan unsur paramagnetik.
Page 136
Susunan molekul unsur feromagnetik & paramagnetik
Kelompok atom unsur feromagnetik,
ada atau tidak ada
medan magnit luar
bila ada medan
magnit luar
bila tak ada medan
magnit luar
Kelompok atom unsur paramagnetik
Page 137
BANGUN MOLEKUL
Page 138
BANGUN MOLEKUL
Bangun molekul adalah gambaran geometrik yang diperoleh dengan cara
menghubungkan inti-inti atom yang berikatan, dengan garis lurus.
Contoh : Bangun molekul air yang triatomik
(terdiri atas tiga atom) :
d 1 = d 2, a =104,45
- panjang ikatan (d) : jarak antara inti-inti atom yang
berikatan
- sudut ikatan (a) : sudut antara dua garis yang
menggambarkan ikatan
Page 139
• Semua molekul Diatomik mempunyai
bangun linier
• Molekul Triatomik dapat mempunyai
bangun linier (sudut =180o), dan
bersudut/bentuk V (sudut<180o).
• Molekul Poliatomik, beberapa ada yang
punya bangun linier, tetapi umumnya
melukiskan gambaran bangun geometrik
tiga dimensi.
Page 140
Bangun molekul dalam hubungannya dengan
jenis hibridisasi orbital molekul :
• Bangun molekul senyawa kovalen yang
dihasilkan dari hibridisasi orbital-orbital atom
pusatnya ditentukan oleh jenis hibridisasinya.
Page 141
Tabel 7.2. Orbital-orbital hibrida & bangun geometriknya
Orbital atom
Orbital
hibrida
Bangun Geometrik
Contoh
s+p
sp
Linier
BeCl2, C2H2
s+p+p
sp2
Trigonal planar
BF3, C2H4
s + p + p +p
sp3
Tetrahedral
CH4
d+s+p+p
dsp2
Segiempat datar
[Pt(NH3)4]2+
s + p + p +p + d
sp3d
Trigonal bipiramidal
PCl5
s + p + p +p +d + d
sp3d2
Oktahedral
SF6
d + d + s + p + p +p
d2sp3
Oktahedral
[Co(NH3)6]2+
Page 142
Bangun Molekul :
Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR)
- Teori VSEPR didasarkan adanya ide yang
berdasarkan gaya tolakan elektrostatik dari
elektron diturunkan sampai minimum jika
beberapa daerah yang memiliki densitas
elektron yang cukup tinggi diletakkan sejauh
mungkin.
- Daerah yang memiliki densitas elektron tinggi
antara lain :
- Pasangan elektron bebas
- Ikatan kovalen bonds (tunggal, rangkap dua,
rangkap tiga)
Page 143
Molecular Shapes
To minimize e--erepulsion, lone pairs are
always placed in equatorial
positions.
Page 144
Balloon Analogy
Prentice-Hall © 2002
Page 145
Page 146
Bentuk Molekul
Page 147
Molecular Shapes
Predicting Molecular Geometries
Page 148
Predicting Molecular Geometries
Page 149
Molecules with Expanded Valence Shells
Page 150
Prediksi Bentuk Molekul
- Gambarlah struktur Lewis
- Tentukan jumlah ikatan total dan pasangan
elektron bebas di sekitar atom pusat
- Atur daerah ikatan dan pasangan elektron
bebas sedemikian rupa sehingga tolakan e--emenjadi minimal
- Ikatan rangkap dianggap sebagai satu daerah
ikatan
Page 151
larutan
Page 152
Larutan
Larutan adalah materi homogen yang tidak mempunyai susunan
(komposisi) kimia tertentu.
Suatu larutan terdiri dari :
1. Pelarut (= solven)
Pelarut dapat berupa zat tunggal atau campuran
2. Zat terlarut (= solut = linarut)
Zat terlarut juga dapat terdiri dari dari zat tunggal atau
campuran
Page 153
Komponen Larutan
Page 154
Penggolongan larutan
Menurut wujud akhirnya, larutan dapat dibagi menjadi :
1.Larutan Gas
Larutan gas : baik pelarut maupun linarut (solven dan solut)
berupa gas.
Contoh : Uap air dalam udara
Larutan gas disebut juga campuran gas.
2.Larutan cair
Larutan cair : pelarutnya berwujud cair, sedangkan menurut
wujud linarutnya, larutan cair dibagi menjadi :
2.a. Larutan gas dalam cair
Contoh : Larutan oksigen (O2) dalam air
2.b. Larutan cair dalam cair
Contoh : Larutan etanol dalam air
2.c. Larutan padat dalam cair
Contoh : Larutan Gula dalam air
Page 155
Page 156
Contoh berbagai macam
Larutan
Page 157
3. Larutan padat
Larutan padat : pelarutnya berwujud padat,
sedangkan menurut wujud linarutnya, larutan padat dapat
dibagi menjadi :
3.a. Larutan gas dalam padat
Linarut berupa gas, misalnya gas hidrogen (H2) yang larut
dalam paladium (Pd)
3.b. Larutan cair dalam padat
Linarut berupa cairan, misalnya amalgam (larutan logam dalam
raksa).
Contoh : amalgam perak, yaitu Ag dalam Hg
3.c. Larutan padat dalam padat
Linarut berupa padatan, umumnya berupa larutan logam atau
paduan logam (aliasi = alliage), misalnya kuningan (Cu
dalam Zn).
Page 158
Peristiwa melarut
Terjadinya larutan dapat melalui salah satu dari tiga proses
berikut :
1.Zat terlarut bereaksi secara kimia dengan pelarut dan
membentuk zat baru.
Keadaan ini terjadi bila ada antaraksi antara pelarut
dengan linarut, yaitu dengan pemecahan satu atau lebih
ikatan kimia.
Contoh :
P2O5 + 3 H2O  2 H3PO4
NH3 +
H2O  NH4OH
Page 159
2. Zat terlarut berantaraksi dengan pelarut
tanpa perubahan sifat zat terlarutnya.
• Peristiwa ini dikenal sebagai solvasi dan
khusus untuk pelarut air disebut hidrasi.
• Contoh : pelarutan NaCl dalam air
• Solvasi terjadi antara pelarut polar
dengan linarut polar atau ionik.
• Contoh lain adalah larutan etanol (polar)
dengan air (polar).
Page 160
Proses hidrasi NaCl
H
H
H
NaCl
H2O
H
H
H


O
H
Air sebagai dwikutub
H
O
O
Na+
O
O
H
H
O
H
H
O
H
H H
H
H
O
H
H
ClH H
O
H
H
O
O
H O
O
H
H
Ion Na + dan Cl- yang tersolvasi dalam air
Page 161
162
Page 162
3. Zat terlarut mengalami dispersi (penyebaran)
dalam pelarut.
• Keadaan ini terjadi pada pelarut dan linarut
yang keduanya non-polar.
• Contoh : Benzena yang terdispersi dalam CCl4.
+
Benzena
CCl4
Benzena terdispersi
dalam CCl4
Gambar 13.3. Dispersi benzena dalam CCl4
Kedua molekul, benzena dan CCl4, bersifat nonpolar. Kelarutan terjadi karena kecenderungan
benzena dan CCl4 terdispersi sejauh mungkin.
164
Page 164
SIFAT-SIFAT KOLIGATIF LARUTAN
Sifat koligatif adalah sifat yang ditentukan oleh banyaknya zat (materi) yang ada dan bukan ditentukan
oleh macamnya zat.
Sifat-sifat koligatif larutan adalah :
1. Penurunan Tekanan Uap
2. Penurunan Titik Beku
3. Kenaikan Titik Didih
4. Tekanan Osmotik
Page 165
Titik Beku
• Adalah temperatur dimana terjadi keseimbangan
antara wujud padat dan wujud cair.
• Pada keadaan ini kedua wujud tersebut tidak
mengalami perubahan.
• Contoh : titik beku air pada 1 atm. adalah 0oC.
Tekanan Uap
• Molekul-molekul suatu zat yang berada dalam fasa
cair mempunyai kecenderungan lolos keluar dari
wujud cair menjadi wujud gas.
• Bila cairan tersebut berada dalam ruang tertutup,
maka molekul-molekul yang lolos ini menimbulkan
tekanan yang besarnya tergantung kepada
temperatur waktu itu.
• Tekanan ini disebut tekanan uap zat tersebut pada
Page 166
temperatur itu.
Titik Didih
• Titik didih suatu cairan adalah temperatur
yang menunjukkan tekanan uap cairan
sama dengan tekanan udara luar.
• Bila tekanan tersebut = 1 atm., maka titik
didih itu disebut titik didih standar cairan
tersebut.
• Pada titik didihnya, terjadi gelembung uap
pada cairan yang naik ke permukaan cairan.
Peristiwa ini disebut pendidihan cairan.
Page 167
Penentuan Titik Didih Cairan
• Titik didih cairan pada tekanan udara normal
dapat diukur dengan cara penyulingan
(destilasi) cairan tersebut pada tekanan
udara normal (fasa cair berhubungan dengan
udara terbuka).
• Temperatur diukur sewaktu cairan mulai
menetes.
Gelembung uap cairan
Cairan yang sedang mendidih
Page 168
Penurunan Tekanan Uap Larutan
Bila suatu cairan berisi zat terlarut yang tidak
mudah menguap, maka kecenderungan lolos
molekul cairan tersebut berkurang.
Karena ada hambatan pada permukaan
maka kecenderungan lolos berkurang
: pelarut
: linarut
Gambar 13.9.Berkurangnya kecenderungan
lolos
Page 169
Hukum Raoult
• F.M. Raoult (1887) secara eksperimental
menemukan : Tekanan parsial uap pelarut
yang berkeseimbangan dalam larutan encer
berbanding lurus dengan fraksi mol pelarut
dalam larutan.
• Dapat dirumuskan sbb. :
P = P0 . X
• P : tekanan parsial pelarut dalam larutan
• P0 : tekanan uap pelarut murni
• X : fraksi mol pelarut dalam larutan
Page 170
Fraksi mol pelarut =
jumlah mol pelarut
jumlah mol (pelarut + linarut)
Page 171
Penurunan Titik Beku larutan
• Pada diagram fasa air dan larutan dalam air, maka titik beku larutan
selalu lebih rendah daripada titik beku pelarut murninya.
• Penurunan titik beku larutan encer berbanding lurus dengan
konsentrasi zat terlarut, yang dapat dirumuskan sebagai berikut
(Raoult, 1883) :
DTf = Kf . m
•
DTf :Penurunan titik beku larutan
•
Kf : Tetapan penurunan molal pelarut (tetapan krioskopik)
•
m : Konsentrasi linarut dalam molal, yang dapat dirumuskan
sbb :
1000 x W2
m =
W1 x M2
W1: Berat pelarut W2 : Berat linarut M2 : massa molekul linarut
Kenaikan titik didih larutan
• Besarnya kenaikan titik didih larutan juga
berbanding lurus dengan konsentrasi zat
terlarut, yang dapat dirumuskan sebagai
berikut
DTb = Kb .m = Kb x
•
•
•
•
•
•
1000 x W2
W1 x M2
DTb : kenaikan titik didih larutan
Kb : tetapan kenaikan molal pelarut
(tetapan ebulioskopik)
m : molalitas linarut
W1 : berat pelarut
W2 : berat linarut
M2 : massa molekul linarut
Tekanan Osmotik Larutan
Tekanan osmotik adalah tekanan
hidrostatik yang terjadi akibat peristiwa
osmosis.
• Peristiwa osmosis adalah adalah peristiwa
perpindahan molekul-molekul melalui
membran semi-permeabel.
• Membran semi-permeabel (selaput
setengah tembus) adalah suatu lapisan
yang dapat dilewati oleh molekul-molekul
yang kecil tetapi tidak dapat dilewati oleh
molekul-molekul yang besar.
Page 174
Peristiwa Osmosis
: molekul pelarut
: molekul linarut
Membran semi permeabel
Gambar 13.11. Peristiwa osmosis melalui membran semipermeabel
Page 175
Terjadinya tekanan osmotik
- Peristiwa difusi
• Pada peristiwa difusi, suatu linarut akan
bergerak dari konsentrasi tinggi menuju
konsentrasi rendah, sehingga konsentrasinya
merata.
H2O
Dif usi : yang bergerak
linarut
KMnO4
Pengukuran dan perhitungan tekanan
osmotik
Rumus gas yang umum :
P x V = n x R x T (Boyle-Gay Lussac-Avogadro)
• dengan :
• P : tekanan gas (atm.)
• V : volume gas (liter)
• n : jumlah mol gas
• R : tetapan gas (0,082 L . atm . mol-1. oK-1)
• T : temperatur mutlak (oK)
untuk larutan berlaku :
p x V = n x R x T
• dengan :
• p : tekanan osmotik (atm)
• V : volume larutan (liter)
• n : jumlah mol linarut
(Boyle-Gay Lussac- van ‘t Hoff)
Page 177
TETAPAN-TETAPAN CAIRAN LAIN
Tegangan permukaan
• Tegangan permukaan adalah energi dalam
erg yang diperlukan untuk membentuk
permukaan cairan seluas 1 cm2.
• Terjadinya tegangan permukaan
Gaya pada permukaan
dengan resultan =/= 0
Gaya di bawah permukaan
dengan resultan = 0
• Pada molekul cairan, terjadi gaya tarik jarak
pendek (gaya van der Waals). Sebagian besar
molekul cairan tersebut, gaya van der Waals
saling meniadakan sehingga hasil akhir = 0.
• Pada molekul yang berada di permukaan, gaya
dari atas tidak ada, sehingga resultan gaya
tersebut adalah ke arah bawah, dan molekulmole-kul menekan ke bawah seolah-olah cairan
tersebut mem-punyai kulit.
Inilah yang disebut tegangan permukaan.
• Adanya tegangan permukaan, memungkinkan
cairan berusaha untuk mempunyai permukaan
sesempit mungkin (bentuk bola).
Page 179
Pengaruh temperatur terhadap tegangan
permukaan :
• Bila temperatur suatu cairan meningkat, maka
gerakan molekulnya makin cepat.
• Akibatnya, gerakan ini akan melawan gaya tarik antar
molekul cairan tersebut, sehingga tegangan
permukaan cairan akan menurun.
• Pada temperatur kritisnya, cairan akan kehi-langan
tegangan permukaannya.
Page 180
KEKENTALAN (VISKOSITAS)
Kekentalan adalah besaran yang menyatakan hambatan suatu sistem
untuk mengalir, bila terhadap sistem itu dikenakan suatu tekanan.
• Satuan kekentalan adalah poise, yaitu gaya geser
yang diperlukan untuk memperoleh kecepatan 1
cm/detik antara dua bidang sejajar suatu cairan yang
masing-masing luasnya 1 cm2 dan dipisahkan
dengan jarak 1 cm.
• 1 poise = 1 dyne.det.cm-2 = 1 dyne.det/cm2
= gram x cm/det2 = gram
cm2
cm.det
Page 181
- Fluiditas ( = phi) adalah kebalikan dari viskositas
Pentingnya pengukuran viskositas
• Pengetahuan dan pengukuran viskositas sangat
penting dalam pembuatan preparat-preparat cair
dan setengah cair, misalnya pada pembuatan obat
semprot hidung, krim salep dan obat gosok.
• Viskositas juga penting dalam kedokteran, misalnya
dalam pengukuran tekanan darah. Bila viskositas
darah naik, maka tekanan darah naik pula, yang
dapat membebani kerja jantung.
Page 182
Indeks bias Indeks bias suatu zat adalah perbandingan
antara kerapatan optik zat itu dengan kerapatan optik
ruang hampa.
Pengukuran Indeks bias
• Indeks bias suatu zat diukur dengan alat yang
disebut refraktometer. Salah satu contoh
refraktometer adalah refraktometer Abbe.
• Prinsip kerja
• Refraktometer Abbe membandingkan indeks
bias zat yang akan diukur dengan indeks bias
prisma yang telah diketahui.
• Lambang : nD20
Page 183
KEJENUHAN LARUTAN
Hubungan antara keadaan larutan dengan
jumlah relatif linarut dan pelarut ada 3
macam, yaitu :
1. Larutan jenuh
2. Larutan tak jenuh
3. Larutan lewat jenuh
Page 184
Larutan jenuh
• Larutan jenuh adalah suatu larutan yang di
dalamnya zat terlarut (solut/linarut) yang berada
dalam larutan, berkesetimbangan dengan zat
terlarut murni yang berada dalam wadah tempat
larutan itu berada tetapi di luar sistem larutan
itu.
• Larutan tak jenuh
• Larutan tak jenuh adalah suatu larutan yang di
dalamnya konsentrasi zat terlarut lebih kecil
daripada kelarutan zat terlarut dalam pelarutnya
pada temperatur tertentu.
Page 185
Gambar13.21. Gambaran larutan jenuh
pelarut
Konsentrasi solut dalam larutan tersebut
dikenal sebagai : kelarutan linarut dalam
pelarut tersebut (pada temperatur tertentu)
Pada umumnya kelarutan suatu zat meningkat dengan kenaikan temperatur.
linarut dalam
larutan
linarut murni
Page 186
Larutan lewat jenuh
• Larutan lewat jenuh adalah suatu larutan yang
mengandung linarut dengan konsentrasi lebih besar
daripada kelarutan linarut tersebut pada temperatur
tertentu.
• Contoh :
Larutan Na2S2O3 (natrium tiosulfat) dan
CH3COONa (natrium asetat)
• Sejumlah Na2S2O3 atau CH3COONa yang melebihi
kelarutannya dapat dilarutkan dalam air dengan
pemanasan. Bila dibiarkan dingin, linarut tersebut tidak
mengkristal walaupun konsentrasinya melebihi
kelarutannya.
• Larutan semacam ini disebut larutan lewat jenuh dan
bersifat metastabil.
Page 187
Larutan jenuh metastabil dapat dijadikan
larutan jenuh yang stabil dengan cara :
1. Mengkristalkan linarut dengan
memancingnya
dengan menambahkan kristal linarut dari
luar.
2. Mengocok wadah dengan keras.
3. Menggores dinding wadah dengan
pengaduk.
Page 188
189
Page 189
Tabel 13.5. Istilah perkiraan kelarutan
Bagian (volume)
pelarut untuk
melarutkan satu
bagian (berat) linarut
Istilah
Sangat larut
<1
Sedikit larut
100 - 1000
Larut bebas
1 - 10
Sangat Sedikit
larut
1000 – 10.000
-Larut
-Agak larut
10 -30
30 - 100
(Praktis) tidak
larut
> 10.000
Istilah
Bagian (volume)
pelarut untuk
melarutkan satu
bagian (berat) linarut
Page 190
Larutan elektrolit dan bukan elektrolit
Bila ke dalam air dilarutkan :
Gula atau Alkohol atau Urea
• maka berlaku rumus-rumus penurunan tekanan uap, penurunan titik
beku dan kenaikan titik didih sebagai berikut :
P = PoX; DTf = Kf x m dan DTb = Kb x m
• Larutan-larutan tersebut mengikuti Hukum Raoult dan tidak
menghantarkan arus listrik.
• Oleh karena itu disebut larutan non-elektrolit (larutan bukan
elektrolit).
• Tetapi bila ke dalam air dilarutkan :
– Asam atau Basa atau Garam
• maka terjadi penyimpangan dari Hukum Raoult, yaitu bahwa
hasilnya lebih besar daripada rumus-rumus di atas.
• Larutan ini disebut Larutan elektrolit (penghantar listrik cair)
Page 191
192
Page 192
SISTEM HETEROGEN
ADALAH SISTEM YANG MEMPUNYAI BAGIAN2 YANG TIDAK SAMA
DALAM KESELURUHAN SISTEM
PENGGOLONGAN:
1.
SUSPENSI
adalah sistem heterogen dengan ukuran partikel terdispersi > 0,1  (1
 = 10-4)
2.
KOLOID (DISPERSI KOLOID)
adalah sistem heterogen dengan ukuran partikel terdispersi antara
0,001 - 0,1  (1,0 - 100 m)
EMULSI
merupakan jenis koloid yang medium pendispersi maupun fasa
terdispersinya berupa cairan yang tidak saling campur.
-Kedua fase terdiri dari fase minyak dan air atau sebaliknya.
-Emulgator = zat penstabil emulsi
Contoh emulsi : susu, santan, minyak ikan, minyak rambut (cream)
Page 193
Perbedaan antara larutan, koloid dan suspensi
Karakteristik
Larutan
Koloid
Suspensi
-Tidak tampak
- Tidak tampak
-Tidak tampak
-Tampak
-Tampak
-Tampak
-Kertas saring
-Membran semipermiabel
-Lolos
-Lolos
-Lolos
-Tertahan
-Tertahan
-Tertahan
-Sifat difusi
-Fasa
-Kejernihan
-Bila dibiarkan
-Cepat
-Satu fasa
-Jernih
-Tidakmengendap
-Sangat lambat
-Dua fasa
-Baur
-Tidakmengendap
-Tak mendifusi
-Dua fasa
-Tdk tmbs chy
-Mengendap
Penampakan
-Mikroskop biasa
-Mikroskop
elektronik
Penyaringan
Page 194
SIFAT-SIFAT KOLOID
1. SIFAT OPTIK
Efek Faraday-Tyndall
berupa kerucut cahaya bila sistem koloid disinari dari samping.
Efek ini disebkan oleh penghamburan sinar oleh partikel-partikel
terdispersi.
2. SIFAT KINETIK
a. Gerak Brown : gerakan acak partikel terdispersi dalam medium
terdispersi.
b. Difusi : partikel terdispersi scr spontan bergerak (berdifusi)
dari konsentrasi tinggi ke konsentrasi rendah. Akibat langsung dari
gerak Brown.
Page 195
3. SIFAT ELEKTRIK
a. Elektroforesis
adalah pergerakan partikel terdispersi dengan
adanya pengaruh listrik.
b. Elektro-osmosis
adalah pergerakan medium pendispersi dengan
adanya pengaruh listrik, sedangkan fasa
terdispersi diam. (kebalikan elektroforesis)
Page 196
CARA PENGENDAPAN KOLOID
1. Penambahan sejumlah besar elektrolit
2. Pemanasan
3. Dengan muatan listrik
Page 197
Selamat Belajar
198
Page 198