KIMIA ASIK BERSAMA ASAM-BASA

1. Pengertian ASAM-BASA

Kata “asam” berasal dari bahasa Latin “acidus” yang berarti masam. Asam adalah zat (senyawa) yang menyebabkan rasa masam pada berbagai materi. Basa adalah zat(senyawa) yang dapat beraksi dengan asam, menghasilkan senyawa yang disebut garam. Sedangkan basa adalah zat-zat yang dapat menetralkan asam. Secara kimia, asam dan basa saling berlawanan. Sifat basa pada umumnya ditunjukkan dari rasa pahit dan licin.

Asam dan basa sangat erat kaitannya dalam kehidupan kita, didalam tubuh manusia juga terdapat keseimbangan asam basa untuk beradaptasi dan tetap menjaga fungsinya dengan baik. Contohnya saja seperti asam lambung yang dapat membunuh mikroorganisme yang terdapat pada makanan yang kita konsumsi. Begitu juga dengan gaya hidup kita sehari-hari sangat sering dihadapkan dengan asam basa tersebut, seperti asam cuka, minuman bersoda, jeruk, aki bersifat asam. Sedangkan sabun dan bahan pembuatan pupuk yang bersifat basa. Beberapa hewan tertentu juga mempertahankan diri dengan menghasilkan basa, seperti sengatan tawon.

Namun yang jelas jika didalam Ilmu Kimia antara Asam dan Basa ini saling berlawanan, hanya saja Asam Basa sangatlah erat didalam Kehidupan kita karena didalam tubuh Manusia pun mempunyai Keseimbangan Asam Basa seperti contohnya didalam Manusia terdapat Asam Lambung yang mampu membunuh Mikroorganisme yang terdapat didalam Makanan yang kita makan setiap hari. Begitu juga dikehidupan sehari – hari yang tak lepas dari Asam Basa seperti Asam Cuka, Aki, Minuman Bersoda yang mempunyai Sifat Asam dan Sabun, Bahan Pembuatan Pupuk yang mempunyai Sifat Basa.

2. TEORI ASAM-BASA

* Teori Asam Basa Arrhenius

Teori Asam dan Basa ini dikemukakan oleh Svante August Arrhenius yang merupakan Seorang Ilmuwan Kimia berasal dari Swedia yang lahir pada tanggal 19 Februari 1859 sampai 02 Oktober 1927 silam. Svante August Arrhenius pada tahun 1884 Silam menjelaskan bahwa Kekuatan Asam didalam Air tergantung pd Konsentrasi Ion – Ion Hidrogen didalam-nya.

Menurut Svante August Arrhenius bahwa Asam adalah Zat yang jika didalam Air dapat melepaskan Ion Hidrogen (H+), sebenarnya Ion – Ion Hidrogen yang dihasilkan oleh Asam tersebut ketika dilarutkan didalam Air akan terkait dengan Molekul – Molekul Air (H2O) dalam bentuk Ion Hidronium yakni Ion Positif yg dibentuk atas penambahan sebuah Ion Hidrogen (Proton) pada sebuah Molekul Air.

Namun tidak semua Senyawa Hidrogen itu Asam misalnya Etanol yang mempunyai Rumus Kimia C2H5OH, walaupun didalam Etanol terdapat Unsur H namun Etanol bukanlah Asam. Kemudian Asam berdasarkan Kekuataannya menurut Svante August Arrhenius ini terdiri dari Asam Kuat dan Asam Lemah, sedangkan jika dilihat dari Jumlah Ion H+ yang dilepaskannya maka dibedakan menjadi Asam Monoprotik, Asam Diprotik dan Asam Triprotik.

Lalu Teori Asam Basa Menurut Arrhenius ini bahwa Asam adalah senyawa yg dalam Air mampu menghasilkan Ion Hidroksida (OH-) dan Basa berdasarkan pada Ion OH- yang dilepaskan tersebut pada reaksi Ionisasi Basa maka dibedakan menjadi dua macam yang antara lain Basa Monohidrolik dan Basa Polihidroksi.

* Teori Asam Basa Bronsted – Lowry

Teori Asam Basa Bronsted dan Lowry ini merupakan sebuah Teori yang melengkapi dari kekurangan Teori Asam dan Basa Arrhenius karena tak semua Senyawa itu bersifat Asam ataupun Basa dapat menghasilkan sebuah Ion H+ atau OH- jika dilarutkan didalam Air.

Teori Asam Basa Menurut Bronsted – Lowry bahwa Asam ialah Senyawa yg bisa menyumbang proton yakni Ion H+ ke Senyawa atau Zat Lain. Sedangkan Basa ialah Senyawa yg bisa menerima Proton, yakni Ion H+ dari Senyawa ataupun Zat Lain. Lalu menurut Johannes Nicolaus Bronsted dan Thomas Martin Lowry bahwa Zat mampu berperan baik sebagai Asam ataupun Basa, jika Zat tertentu lebih mudah melepas Proton dan Zat tersebut akan berperan sebagai Asam dan Lawannya berperan sebagai Basa.

Sebaliknya jika Suatu Zat lebih mudah menerima Proton maka Zat tersebut akan berperan sebagai basa dan dalam suatu Larutan Asam dalam Air, Air tersebut berperan sebagai Basa. Namun didalam Teori Asam – Basa Bronsted Lowry ini memiliki kelemahan yakni tak dapat memperlihatkan Sifat Asam maupun Sifat Basa suatu senyawa jika tidak terdapat proton yang terlibat didalam Reaksi.

* Teori Asam Basa Lewis

Gilbert Newton Lewis merupakan Ilmuwan Kimia berasal dari Amerika Serikat yang lahir pada 23 Oktober 1875 dan meninggal pada 23 Maret 1946 yang terkenal dengan penemuan – penemuannya seperti Ikatan Kovalen, Struktur Lewis dan Asam Basa Lewis. Menurut Gilbert Newton Lewis bahwa Teori Asam – Basa merupakan masalah dasar yg harus diselesaikan dengan landasan Teori Struktur Atom, bukan berdasarkan oleh hasil percobaan.

Teori terakhir yaitu Teori Lewis yang mengatakan Asam adalah senyawa yang dapat

Menerima pasangan elektron bebas dari senyawa lain, sedangkan Basa adalah senyawa yang dapat memberi pasangan elektron bebas kepada spesi (senyawa) yang lain. Reaksi asam basa adalah adalah reaksi pembentukan ikatan antara asam dan basa.

Adapun Teori Asam Basa Menurut Lewis bahwa Asam ialah Zat yang dapat menerima Elektron dan menurut Lewis bahwa Basa ialah Zat yang bisa mendonorkan Pasangan Elektron. Semua Zat yg didefinisikan sebagai Asam didalam Teori Asam – Basa Arrhenius juga merupakan Asam di dlm Kerangka Teori Lewis ini karena Proton ialah Aksepator Pasangan Elektron dan didalam Reaksi Netralis Proton dapat membentuk ikatan koordinat dengan Ion Hidroksida.

* SIFAT ASAM DAN BASA

1. Sifat-sifat asam yaitu :

• Rasanya masam/asam
• Bersifat korosif atau merusak
• Bila dilarutkan dalam air dapat menghasilkan ion H+ atau ion ion hidrogen dan ion sisa asam yang bermuatan negatif. Peristiwa terurainya asam menjadi ion-ion dapat di tuliskan sebagai berikut:

       HA (aq) -> H+ (aq) + A- (aq)

• Bila diuji dengan indikator kertas lakmus biru dapat mengubah lakmus tersebut menjadi merah. Sedangkan jika diuji dengan indikator kertas lakmus yang berwarna merah, kertas lakmus tersebut tidak akan berubah warna. Indikator adalah suatu alat untuk menunjukkan suatu zat apakah bersifat asam maupun basa.

2. Sifat-sifat basa yaitu:

• Rasanya pahit
• Bersifat kaustik atau dapat merusak kulit
• Bila dilarutkan dalam air dapat menghasilkan ion OH- atau ion hidroksil dan ion logam atau gugus lain yang bermuatan negatif. Apabila ion OH- hampir seluruhnya dilepaskan atau ionisasinya sempurna, maka termasuk basa kuat atau dikatakan memiliki derajat keasaman yang rendah dan begitu juga sebaliknya. Secara umum peristiwa peruraian basa menjadi ion-ion dapat dituliskan sebagai berikut:

       BOH (aq) -> B+ (aq) + OH- (aq)

• Bila diuji dengan indikator yang berupa lakmus merah, maka akan mengubah warna lakmus tersebut menjadi warna biru, sedangkan dengan kertas lakmus biru, tidak akan mengubah warna kertas lakmus tersebut.

* PERBEDAAN ASAM DAN BASA

Rangkuman perbedaan asam dan basa dapat dituliskan sebagai berikut :

*KESEIMBANGAN ASAM DAN BASA

Keseimbangan asam dan basa terdapat pada beberapa makhluk hidup, contohnya saja manusia. Keseimbangan asam basa adalah homeostasis dari kadar hidrogen didalam tubuh. Kadar normal ion hidrogen (H) didalam darah yaitu 4x10-8 atau dengan pH = 7,4. Keseimbangan ini penting untk mengendalikan afinitas Hb terhadap O2 (kemampuan mengikat), yang mana ketika terjadi gangguan keseimbangan asam dan basa di dalam tubuh, maka akan mengganggu beberapa sistem seperti pernafasan dan pencernaan

Keadaan dimana konsentrasi ion hidrogen atau pH terlalu tinggi, disebut dengan asidosis, sendangkan keadaan yang mana konsentrasi ion hidrogen atau pH terlalu rendah disebut dengan alkalosis. Agar tidak terjadi dua kelainan tersebut maka diperlukan pengatur khusus, yaitu:

• Sistem penyangga (buffer) asam-basa yang segera bergabung dengan asam atau basa yang kemudian akan mencegah terjadinya perubahan pH atau konsentrasi ion hidrogen yang berlebihan.
• Apabila konsentrasi ion hidrogen berubah, maka pusat pernafasan di otak akan teransang atau terstimulasi untuk mengubah kecepatan pernafasan pada paru-paru, yang akan mengakibatkan perubahan kecepatan pengeluaran karbondioksida dari tubuh sehingga akan membuat konsentrasi ion hidrogen kembali normal.
• Perubahan konsentrasi ion hidrogen juga akan menyebabkan ginjal mengeluarkan urin yang bersifat asam atau basa tergantung senyawa apa yang berlebih, sehingga membantu konsentrasi ion hidrogen didalam cairan tubuh kembali nomal.
• Sistem buffer ini dapat bekerja dalam sepersekian detik untuk mencegah perubahan konsentrasi ion hidrogen secara berlebihan. Sebaliknya sistem pernafasan membutuhkan waktu 1-3 menit untuk menyesuaikan kembali konsentrasi ionhidrogen setelah terjadinya perubahan mendadak. Kemudian ginjal yang merupakan komponen pengatur asam-basa yang paling kuat, memerlukan waktu beberapa jam hingga lebih dari 24 jam untuk menyesuaikan kembali konsentrasi ion hidrogen tersebut.

* KEKUATAN ASAM DAN BASA

Suatu asam atau basa disebut kuat jika terurai sempurna (atau mendekati sempurna) di dalam air, kekuatan ini disebut juga dengan kekuatan ionisasi.

Beberapa contoh asam kuat yaitu: HCl, HBr, H2SO4, HNO3, HI, HIO4, dan HbrO4. Sedangkan beberapa contoh basa kuat yaitu: NAOH (natrium hidroksida), KOH (kalium hidroksida), Ba(OH)2 dan juga yang berasal dari golongan alkali (golongan IA) seperti Na dan K, dan logam alkali tanah (golongan IIA) seperti Mg, dan Ca.

Asam dan basa yang lemah tidak akan terurai atau terionisasi secara sempurna ketika dilarutkan kedalam air. Contohnya asam lemah seperti HA. Sedangkan basa lemah contohnya adalah NH4OH (ammonium hidroksida)

* REFERENSI:

1. adminnami01. (2019, July 27). Rumus.com. Retrieved from Pengertian,Sifat,dan Teori Asam Basa dalam Kimia: https://rumusrumus.com/teori-asam-basa/

2. Unknown. (2015, November 11). SoftIlmu.com. Retrieved from Pengertian Sifat dan Teori Asam Basa: https://www.softilmu.com/2015/11/Pengertian-Sifat-Teori-Kekuatan-Keseimbangan-Perbedaan-Asam-dan-Basa-Adalah.html

IKATAN KIMIA DAN STRUKTUR (BAGIAN 2)

- FAKTOR ELEKTRONIK

Ikatan dan struktur senyawa ditentukan oleh sifat elektronik seperti kekuatan atom-atom penyusun dalam menarik dan menolak elektron. Orbital molekul yang diisi elektron valensi, susunan grometrisnya dipenaruhi oleh interaksi elektronik antar elektron non ikatan.


- MUATAN INTI EFEKTIF

Muatan positif inti sedikit banyak dilawan oleh elektron negatif bagian dalam (di bawah elektron valensi), muatan inti yang dirasakan oleh elektron valensi suatu atom dengan nomor atom Z akan lebih kecil dari muatan inti Ze. Penurunan ini disebut

Konstanta Perisai ( σ ) dan muatan inti netto disebut dengan Muatan Inti Efektif (Zeff).

Muatan inti efektif adalah muatan total dari inti yang dirasakan elektron terluar.

Muatan inti efektif (Zeff) dinyatakan dengan :

Zeff = Z – σ

dengan Z adalah muatan inti sebenarnya (yaitu, nomor atomnya) dan σ (sigma) disebut konstanta perisai (shielding constant). Konstanta perisai merupakan konstanta yang dihasilkan efek perisai (efek yang “melindungi” sebagian terhadap gaya tarik inti akibat elektron-elektron pada kulit redah), besarnya konstanta perisai (σ) lebih besar dari nol tetapi lebih kecil dari Z.

* Muatan Inti Efektif

Muatan inti efektif kecenderungannya di dalam sistem periodik adalah semakin ke kanan dalam satu periode semakin besar, semain ke bawah dalam satu golongan semakin kecil.

- ENERGI IONISASI

Energi ionisasi (IE) adalah energi yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari tiap mol spesies dalam keadaan gas. Energi untuk mengeluarkan satu elektron pertama (dari atom netralnya) disebut sebagai energi ionisasi pertama dan untuk mengeluarkan satu elektron ke dua disebut energi ionisasi kedua, dan begitu seterusnya untuk pengeluaran satu elektron berikutnya. Mudah dipahami bahwa mengeluarkan satu elektron pertama dari atom netralnya akan lebih mudah daripada mengeluarkan satu elektron kedua dan seterusnya dari kation yang bersangkutan karena pengaruh muatan inti menjadi semakin lebih efektif terhadap elektron yang semakin berkurang jumlahnya.

Betapapun lemahnya, pasti ada interaksi ikatan antara elektron valensi dengan inti atom, sehingga untuk mengeluarkan selalu diperlukan energi ; dengan demikian, energi ionisasi selalu berharga positif. Energi ionisasi ini dapat ditentukan secara eksperimen dengan menempatkan spesies gas di dalam tabung. Kemudian tegangan (voltase) dalam tabung dinaikkan secara perlahan, praktis tidak ada arus listrik sampai dengan harga voltase tertentu pada saat sebuah elektron dilepas oleh spesies yang bersangkutan. Harga voltase pada saat mulai terjadinya arus listrik inilah yang didefinisikan sebagai energi ionisasi; oleh karena itu, energi ionisasi biasanya dinyatakan dalam satuan SI, elektron volt, eV (1 eV = 1,60 × 10^–19 J = 96,485 kJ.mol^–1, dan sering pula disebut sebagai potensial ionisasi.

Dengan batasan tersebut berarti bahwa energi ionisasi bergantung pada seberapa kuat elektron terikat oleh atomnya atau seberapa kuat muatan inti efektif Z_ef berpengaruh terhadap elektron terluar yang akan dikeluarkan. Dengan demikian, energi ionisasi bervariasi seiring dengan bervariasinya gaya tarik elektrostatik Coulomb, yaitu mempunyai harga terendah untuk Z_ef terkecil dan r (jari-jari atom) terbesar.

- GRAFIK ENERGI IONISASI

- AFINITAS ELEKTRON

Afinitas Elektron merupakan negatif entalpi penangkapan elektron oleh atom dalam fasa gas.

Sehingga didefinisikan Afinitas Elektron Pertama adalah energi yang dilepaskan ketika 1 mol atom gas mendapatkan satu elektron untuk membentuk 1 mol ion gas.

 

 Afinitas dapat dianggap sebagai entalpi ionisai anion. 

A ( = -ΔH_eg).

- KE-ELEKTRONEGATIFAN

* L Pauling

Ke-elektronegatifan merupakan parameter paling fundamental yang mengungkapkan secara numerik kecenderungan atom untuk menarik elektron dalam molekul.

Skala Pauling justifikasinya paling dekat yang mendefinisikan besaran kuantatif karakter ion ikatan.

Metode yang umumnya sering digunakan adalah metode Pauling. Hasil perhitungan ini menghasilkan nilai yang tidak berdimensi dan biasanya dirujuk sebagai skala Pauling dengan skala relatif yang berkisar dari 0,7 sampai dengan 4,0 (hidrogen = 2,2). Bila metode perhitungan lainnya digunakan, terdapat sebuah konvensi (walaupun tidak diharuskan) untuk menggunakan rentang skala yang sama dengan skala Pauling: hal ini dikenal sebagai elektronegativitas dalam satuan Pauling.

*KEELEKTRONEGATIFAN PAULING

*A.L ALLERD dan E.G ROCHOW

Ke-elektronegatifan merupakan medan listrik di permukaan atom Mereka menambahkan konstanta untuk membuat keelektronegatifan mereka sedekat mungkin dengan nilai Pauling dengan menggunakan melibatkan jari-jari ikatan kovalen dalam persamaan :

Hasilnya  unsur-unsur dengan jari-jari kovalen yang kecil dan muatan inti efektif yang besar memiliki ke-elektronegatifan yang besar.

Allred dan Rochow beranggapan bahwa elektronegativitas haruslah berhubungan dengan muatan sebuah elektron pada "permukaan" sebuah atom: semakin tinggi muatan per satuan lebar permukaan atom, semakin agung kecenderungan atom tersebut untuk menarik elektron-elektron. Muatan inti efektif, Z* yang terdapat pada elektron valensi dapat diperkirakan dengan memakai kaidah Slater. Sedangkan lebar permukaan atom pada sebuah molekul dapat dihitung dengan asumsi lebar ini proposional dengan kuadrat jari-jari kovalen (r_cov). r_cov memiliki satuan ångström.

* R. MULLIKEN

Ke-elektronegatifan sebagai rata-rata energi ionisasi I dan afinitas elektron A 

Persamaan :

Energi Ionisasi -> energi eksitasi dari HOMO dan afinitas elektron adalah energi penambahan elektron ke LUMO. Sehingga ke-elektronegatifan adalah rata-arat energi HOMO dan LUMO.

- ORBITAL MOLEKUL

Fungsi gelombang elektron dalam suatu atom disebut orbital atom.

Karena kebolehjadian menemukan elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang dan peta elektron nampak seperti fungsi gelombang

Suatu gelombang fungsi mempunyai daerah beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes) Syarat pembentukan orbital :

1. Cuping orbital atom penyusunannya cocok untuk tumpang tindih

2. Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama

3. Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat.

REFERENSI:

1. Mulva, K. (2017, January 19). Khaderyamulva.blog. Retrieved from Muatan Inti Efektif: http://khaderyamulva.blogspot.com/2017/01/muatan-inti-efektif.html

2. Wikipedia. (2018, July 10). Wikipedia. Retrieved from Energi Ionisasi: https://id.wikipedia.org/wiki/Energi_ionisasi

IKATAN KIMIA DAN STRUKTUR (BAGIAN 1)

HALO TEMAN" SEMUA, DISINI SAYA AKAN MELANJUTKAN MATERI YANG AKAN SAYA BAHAS, YAITU MATERI IKATAN KIMIA DAN STRUKTUR LAINNYA, MARI KITA LIHAT YUK APA SAJA ISI MATERI DIBAWAH INI. :D

1. Pengertian Ikatan Kimia

Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul. Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi. Adapun gaya-gaya yang menahan atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk karena unsur-unsur cenderung membentuk struktur elektron stabil. Walter Kossel dan Gilbert Lewis pada tahun 1916 menyatakan bahwa terdapat hubungan antara stabilnya gas mulia dengan cara atom berikatan. Mereka mengemukakan bahwa jumlah elektron terluar dari dua atom yang berikatan, akan berubah sedemikian rupa sehingga susunan kedua elektron kedua atom tersebut sama dengan susunan gas mulia. Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau konfigurasi elektron gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar disebut kaidah oktet. Elektron yang berperan   dalam reaksi kimia yaitu elektron pada kulit terluar atau elektron valensi. Elektron valensi menunjukan kemampuan suatu atom untuk berikan dengan atom lain.

2. Jenis-Jenis Ikatan Kimia

Secara umum, ikatan kimia dapat digolongkan menjadi dua jenis, yaitu:

1. Ikatan antar atom

* Ikatan Elektrovalen atau Ion

Ikatan ion terbentuk akibat adanya melepas atau menerima elektron oleh atom-atom yang berikatan. Atom-atom yang melepas elektron menjadi ion positif (kation) sedang atom-atom yang menerima elektron menjadi ion negatif (anion). Ikatan ion biasanya disebut ikatan elektrovalen. Senyawa yang memiliki ikatan ion disebut senyawa ionik. Senyawa ionik biasanya terbentuk antara atom-atom unsur logam dan nonlogam. Atom unsur logam cenderung melepas elektron membentuk ion positif, dan atom unsur nonlogam cenderung menangkap elektron membentuk ion negatif .

Contoh: NaCl, MgO, dan lain-lain.

Na  + Cl [Na] +  [   Cl  ]-

Ca  + 2 Br [Ca]++ [  Br  ]2-

2 K + O [K ]2  [  O  ]2+

Dalam hal ini, kation terionisasi dan melepaskan sejumlah elektron hingga mencapai jumlah oktet yang disyaratkan dalam aturan Lewis. 

Sifat-Sifat ikatan ionik adalah:

- Senyawa ion berupa elektrolit

- Biasanya zat padat yang memiliki titik leleh yang tinggi

- Tidak larut dalam pelarut organik tetapi larut dalam pelarut air

* Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen merupakan ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian elektron bersama oleh atom-atom pembentuk ikatan. Ikatan kovalen biasanya terbentuk dari unsur-unsur nonlogam. Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan tertarik ke dalam nukleus kedua atom. Tarik menarik elektron inilah yang menyebabkan kedua atom terikat bersama.

Ikatan kovalen terjadi ketika masing-masing atom dalam ikatan tidak mampu memenuhi aturan oktet, dengan pemakaian elektron bersama dalam ikatan kovalen, masing-masing atom memenuhi jumlah oktetnya. Hal ini mendapat pengecualian untuk atom H yang menyesuaikan diri dengan konfigurasi atom dari yang tidak terlibat dalam ikatan kovalen disebut elektron bebas. Elektron bebas ini berpengaruh dalam menentukan bentuk dan geometri molekul.

* Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinat merupakan ikatan kimia yang terjadi apabila pasangan elektron bersama yang dipakai oleh kedua atom disumbangkan oleh salah satu atom saja. Sementara itu atom yang lain hanya berfungsi sebagai penerima elektron berpasangan saja.

Syarat-syarat terbentuknya ikatan kovalen koordinat:

- Salah satu atom memiliki pasangan elektron bebas

- Atom yang lainnya memiliki orbital kosong

- Susunan ikatan kovalen koordinat sepintas mirip dengan ikatan ion, namun kedua ikatan ini berbeda oleh karena beda keelektronegatifan yang kecil pada ikatan kovalen koordinat sehingga menghasilkan ikatan yang cenderung mirip kovalen.

* Ikatan logam

Ikatan logam merupakan salah satu ciri khusus dari logam, pada ikatan logam ini elektron tidak hanya menjadi milik satu atau dua atom saja, melainkan menjadi milik dari semua atom yang ada dalam ikatan logam tersebut. Elektron-elektron dapat terdelokalisasi sehingga dapat bergerak bebas dalam awan elektron yang mengelilingi atom-atom logam. Akibat dari elektron yang dapat bergerak bebas ini adalah sifat logam yang dapat menghantarkan listrik dengan mudah. Ikatan logam ini hanya ditemui pada ikatan yang seluruhnya terdiri dari atom unsur-unsur logam semata.

 Sifat-sifat umum sebagai berikut:

- Penghantar listrik dan panas yang baik

- Keras, mudah ditempa dan ditarik.

- Titik lebur dan titik didih tinggi

- Mengkristal dengan bilangan koordinasi  tinggi, yaitu 12 atau 14 Sifat-sifat diatas tidak dapat dijelaskan dengan ikatan ion atau kovalen, hingga ikatan yang khusus, yang disebut ikatan logam.

2. Ikatan Antara Molekul

A. Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion.

Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya.

Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.

B. Ikatan Van Der Walls

Gaya Van Der Walls dahulu dipakai untuk menunjukan semua jenis gaya tarik menarik antar molekul. Namun kini merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol seketika. Ikatan ini merupakan jenis ikatan antar molekul yang terlemah, namun sering dijumpai diantara semua zat kimia terutama gas. Pada saat tertentu, molekul-molekul dapat berada dalam fase dipol seketika ketika salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Dalam keadaan dipol ini, molekul dapat menarik atau menolak elektron lain dan menyebabkan atom lain menjadi dipol. Gaya tarik menarik yang muncul sesaat ini merupakan gaya Van der Walls.

Gaya tarik Van Der Walls, tersusun dari beberapa gaya tarik antar molekul. Gaya-gaya tersebut ialah: gaya orientasi (dalam Kiesom, 1912), gaya induksi ( dalam Debey, 1920), dan gaya dispersi (dalam London, 1930). Bila molekul-molekul yang membentuuk kristal molekuler mempunyai momen dipol, seperti molekul HCl, H2O, dan NH3, maka akan terjadi gaya tarik dipol-dipol, apabila molekul-molekul mempunyi orientasi yang tepat. Gaya yang timbul dusebut gaya orientasi.

Gaya tarik molekul atau atom non polar dengan molekul polar cukup besar karena adanya induksi kepada molekul atau atom yang non polar. Gaya tarik yang terjadi disebut gaya induksi.

- Faktor geometri yang menentukan ikatan dan struktur

A. Jari – jari Atomik dan Ion

* Jari-jari atom

Kerapatan elektron dalam atom secara perlahan akan menuju, tetapi tidak pernah mencapai nol ketika jarak dari inti meningkat. Oleh karena itu, secara ketat dapat dinyatakan bahwa jari-jari atom atau ion tidak dapat ditentukan. Namun, secara eksperimen mungkin untuk menentukan jarak antar inti atom. Jari-jari atomik yang ditentukan secara eksperimen merupakan salah satu parameter atomik yang sangat penting untuk mendeskripsikan kimia struktural senyawa. Cukup beralasan untuk mendefinisikan jari-jari logam sebagai separuh jarak atom logam. Separuh jarak antar atom didefinisikan juga sebagai jari-jari kovalen zat elementer.

*Jari-jari Ionik

Karena kation dan anion unsur yang berbeda dalam senyawa ion diikat dengan interaksi elektrostatik, jarak ikatan adalah jumlah jari-jari ionik yang diberikan untuk kation dan anion.

Jari-jari ionik standar satu spesies ditetapkan terlebih dahulu dan kemudian dikurangkan dari jarak antar ion untuk menentukan jari-jari ion partnernya. Sebagai standar, jari-jari ion O2- dalam sejumlah oksida ditetapkan sebesar 140 pm (1 pm = 10-12 m) (R. D. Shannon).

* Entalpi Kisi

Ketika ion-ion dalam keadaan gas bereaksi satu dengan yang lainnya membentuk senyawa kemudian melepaskan entalpi atau mengubah nilai entalpi, itulah yang disebut entalpi kisi. Sebagai contoh adalah pembentukan NaCl yang biasanya melepaskan kalor ke lingkungan:

Na+ (g) + Cl - (g) ⇌ NaCl (s)

* Tetapan Madelung

Energi potensial Coulomb total antar ion dalam  senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan B adalah penjumlahan energi potensial Coulomb interaksi ion individual, Vab.  Karena lokasi ion-ion dalam kisi kristal ditentukan oleh tipe struktur, potensial Coulomb total antar ion dihitung dengan menentukan jarak antar ion d. A adalah tetapan Madelung  yang khas untuk tiap struktur kristal.

NA adalah tetapan Avogadro dan  zA dan  zB adalah muatan listrik kation dan anion.  Interaksi elektrostatik antara ion-ion yang bersentuhan merupakan yang terkuat, dan tetapan Madelung biasanya menjadi lebih besar bila bilangan koordinasinya meningkat.  Sebab muatan listrik mempunyai tanda yang berlawanan, potensialnya menjadi negatif, menunjukkan penstabilan yang menyertai pembentukan kisi kristal dari ion-ion fasa gas yang terdispersi baik. Walaupun potensial listrik terendah biasanya menghasilkan struktur paling stabil, namun ini  tidak selalu benar sebab ada interaksi lain yang harus dipertimbangkan.

Faktor terbesar selanjutnya yang berkontribusi pada entalpi kisi adalah gaya van der Waals, dan gaya dispersi atau  interaksi London.  Interaksi ini bersifat tarikan antara dipol listrik, yang berbanding terbalik dengan pangkat 6 jarak antar ion. Gaya van der Waals nilainya sangat kecil.

3. Struktur Kristal Logam

Logam adalah suatu unsur yang mempunyai sifat-sifat seperti : kuat, liat, keras, mengkilat, dan penghantar listrik dan panas. Sifat-sifat metal pada umumnya dapat digolongkan atas :

a. Sifat-sifat Ekstraktif/kimia (Chemical Properties):

Meliputi cirri-ciri dari komposisi kimia dan pengaruh unsur terhadap metal (logam).

b. Sifat –sifat mekanik (Mechanical Properties):

Yang disebut sifat mekanik ialah sifat bahan bilamana dipengaruhi gaya dari luar, yaitu : kekuatan tarik, kuat bengkok, kekerasan, kuat pukul, kuat geser, dan lain-lain. Sering pula dimasukkan sifat teknologi dari material ialah mampu mesin, mampu cor dan sebagainya.

c. Sifat – sifat Fisik (Physical Properties):

Meliputi sifat logam yang tidak dipengaruhi oleh tenaga luar, yaitu : berat jenis, daya hantar listrik dan panas, sifat magnet, dan struktur mikro logam.

* Struktur kristal logam Kebanyakan bahan logam mempunyai tiga struktur             kristal:

- kubus berpusat muka (face-centered cubic).

- kubus berpusat badan (body-centered cubic).

- heksagonal tumpukan padat (hexagonal close-packed).

1.  FACE CETERED CUBIC (FCC)

- Gambar 2a menunjukkan model bola pejal sel satuan FCC.

- Gbr 2b: pusat-pusat atom digambarkan dengan bola padat kecil.

- Sel satuan FCC yang berulang dalam padatan kristalin sama seperti yang ditunjukkan pada

- Struktur FCC mempunyai sebuah atom pada pusat semua sisi kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus. Beberapa logam yang memiliki struktur kristal FCC yaitu tembaga, aluminium, perak, dan emas.

- Sel satuan FCC mempunyai empat (4) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan-atom pada delapan titik sudutnya plus enam setengah-atom pada enam sisi kubusnya (8 1/8  + 6 1/2).

- Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal sisi. Hubungan panjang sisi kristal FCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, ditunjukkan oleh persamaan berikut:

Tiap atom dalam sel satuan FCC ini dikelilingi oleh duabelas (12) atom tetangga, hal ini berlaku untuk setiap atom, baik yang terletak pada titk sudut maupun atom dipusat sel satuan (lihat Gambar 2a). Jumah atom tetangga yang mengelilingi setiap atom dalam struktur kristal FCC yang nilainya sama untuk setiap atom disebut dengan bilangan koordinasi (coordination number). Bilangan koordinasi struktur FCC adalah 12.

Faktor tumpukan atom (atomic packing factor, APF) adalah fraksi volum dari sel satuan yang ditempati oleh bola-bola padat, seperti ditunjukkan oleh persamaan berikut:

2. BODY CENTERED CUBIC (BCC)

Struktur kristal kubus berpusat badan (BCC):

(a) gambaran model bola pejal sel satuan BCC.

(b)Sel satuan BCC digambarkan dengan bola padat kecil.

(c) Sel satuan BCC yang berulang dalampadatan kristalin.

- Logam–logam dengan struktur BCC mempunyai sebuah atom pada pusat kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus.

- Sel satuan BCC mempunyai dua (2) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan atom pada delapan titik sudutnya plus satu atom pada pusat kubus (8 1/8 + 1).

- Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal ruang. Hubungan panjang sisi kristal BCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, diberikan sebagai berikut:

Tiap atom dalam sel satuan BCC ini dikelilingi oleh delapan (8) atom tetangga (lihat Gambar 3a), sebagai akibatnya bilangan koordinasi struktur BCC adalah 8.Karena struktur BCC mempunyai bilangan koordinasi lebih kecil dibandingkan dengan bilangan koordinasi FCC, maka faktor tumpukan atom struktur BCC, yang bernilai 0.68, adalah juga lebih kecil dibandingkan dengan faktor tumpukan atom FCC.

3. HEXAGONAL CLOSE PACKED (HCC)

Gambar Struktur kristal heksagonal tumpukan padat (HCP):

(a) sel satuan HCP digambarkan dengan bola padat kecil,

(b) sel satuan HCP yang berulang dalam padatan kristalin. 

- Ciri khas logam–logam dengan struktur HCP adalah setiap atom dalam lapisan tertentu terletak tepat diatas atau dibawah sela antara tiga atom pada lapisan berikutnya

- Sel satuan HCP mempunyai enam (6) buah atom, yang diperoleh dari jumlah dua-belas seperenam-atom pada dua belas titik sudut lapisan atas dan bawah plus dua setengah-atom pada pusat lapisan atas dan bawah plus tiga atom pada lapisan sela/tengah (12 1/6 + 2  1/2 + 3).

- Jika a dan c merupakan dimensi sel satuan yang panjang dan pendek (lihat Gambar 4), maka rasio c/a umumnya adalah 1.633. Akan tetapi, untuk beberapa logam HCP, nilai rasio ini berubah dari nilai idealnya.   

- Bilangan koordinasi struktur HCP dan faktor tumpukannya sama dengan struktur FCC, yaitu 12 untuk bilangan koordinasi dan 0.74 untuk faktor tumpukan.

4. Kristal Ionik

Struktur dasar kristal ion adalah ion yang lebih besar (biasanya anion) membentuk susunan terjejal dan ion yang lebih kecil (biasanya kation) masuk kedalam lubang oktahedral atau tetrahedral di antara anion.

Kristal anion diklasifikasikan kedalam beberapa tipe struktur berdasarkan jenis kation dan anion yang terlibat dan jari-jarinya ionnya.

5. Aturan Jari-Jari

Biasanya, energi potensial Coulomb total Ec senyawa ionik univalen MX diungkapkan dengan persamaan

NA adalah konstanta Avogadro, A konstanta Madelung dan R jarak antar ion. Menurut rumus ini, struktur dengan rasion A/R akan lebih stabil. Konstanta Madelung senyawa MX meningkat dengan meningkatnya bilangan koordinasi. Di pihak lain, akan menguntungkan menurunkan bilangan koordinasi untuk menurunkan nilai R dalam hal ukuran M kecil, agar kontak antara M dan X dapat terjadi lebih baik. Dalam kristal ionik, rasio rM dan rX dengan anion saling kontak satu sama lain dan juga berkontak dengan kation bergantung pada bilangan koordinasi.

Dalam bagian struktur yang terdiri hanya anion, anion membentuk koordinasi polihedra di sekeliling kation. Jari-jari anion rX adalah separuh sisi polihedral dan jarak kation di pusat polihedral ke sudut polihedral adalah jumlah jari-jari kation dan anion rX + rM. Polihedra dalam CsCl adalah kubus, struktur NaCl adalah oktahedral, dan ZnS adalah tetrahedral. Jarak dari pusat ke sudut polihedral adalah berturut-turut √3rX, √2 rX dan ½√6rX. Sehingga, rasio jari-jari kation dan anion adalah are (√3rX-rX)/ rX = √3-1 = 732 untuk CsCl, (√2rX-rX)/ rX = √2-1 = 0.414 untuk NaCl, dan (½√6rX-rX)/ rX = ½√6-1 = 0.225 untuk ZnS ( Gambar di bawah).

Telah dijelaskan bahwa bilangan koordinasi menurun bila rasio jari-jari lebih kecil dari nilai yang diberikan sebab kation dan anion tidak bersentuhan satu sama lain, yang menyebabkan ketidakstabilan. Di lain pihak, bilangan koordinasi meningkat untuk kation yang lebih besar, yang akan meningkatkan rasio jari-jari. Namun demikian, hubungan antara bilangan koordinasi dan rasio jari-jari tidak sederhana. Misalnya, semua halida logam alkali mengadopsi struktur NaCl pada suhu normal kecuali cesium khlorida CsCl, cesium bromida CsBr dan cesium iodida CsI. Tidak dimungkinkan untuk menetapkan struktur ion dari rasio jari-jari bahkan untuk senyawa yang paling sederhana seperti alkali halida sekalipun. Namun, kecenderungan kualitatif bahwa ion yang lebih kecil cenderung berkoordinasi dengan lebih sedikit ion lawan biasanya benar.

6. Variasi Ungkapan Struktur Padatan

Banyak padatan anorganik memiliki struktur 3-dimensi yang rumit.  Ilustrasi yang berbeda dari senyawa yang sama akan membantu kita memahami struktur tersebut.  Dalam hal senyawa anorganik yang rumit, menggambarkan ikatan antar atom, seperti yang digunakan dalam senyawa organik biasanya menyebabkan kebingungan.  Anion dalam kebanyakan oksida, sulfida atau halida logam membentuk tetrahedral atau oktahedral di sekeliling kation logam.  Walaupun tidak terdapat ikatan antar anion, strukturnya akan disederhanakan bila struktur diilustrasikan dengan polihedra anion yang menggunakan bersama sudut, sisi atau muka.  Dalam ilustrasi semacam ini,atom logam biasanya diabaikan.

Seperti telah disebutkan struktur ionik dapat dianggap sebagai susunan terjejal anion.  Gambar mengilustrasikan ketiga representasi ini untuk fosfor pentoksida molekular P2O5 (= P4O10) dan molibdenum pentakhlorida MoCl5 (= Mo2Cl10).  Representasi polihedra jauh lebih mudah dipahami untuk struktur molekul besar atau padatan yang dibentuk oleh tak hingga banyaknya atom. Namun, representasi garis ikatan juga cocok untuk senyawa molekular.

REFERENSI: 

1. (Baru, Makalah Klasifikasi Ikatan, 2016; Baru, Ordebaru.blogspot.com, 2016)