TUGAS-MAKALAH-IKATAN-KIMIA(3) FIX

7/23/2019 TUGAS-MAKALAH-IKATAN-KIMIA(3) FIX

1/24

1

TUGAS MAKALAH IKATAN KIMIA

HIBRIDISASI DAN GAYA ANTAR MOLEKUL

DISUSUN OLEH :

1. Indri Savitri NIM 06101181320024

2. Diah Permata Sari NIM 06101181320002

3. Pirden Simanjuntak NIM 06121010032

Dosen Pembimbing: Drs. M. Hadeli L., M.Si.

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS SRIWIJAYA

2015


2/24

2

KATA PENGANTAR

Puji syukur kami panjatkan kehadirat Tuhan Yang Maha Esa karena dengan

rahmat, karunia, serta taufik dan hidayah-Nya kami dapat menyelesaikan makalah

tentang Hibridisasi dan Gaya Antar Molekul ini dengan baik meskipun banyak

kekurangan didalamnya. Dan juga kami berterima kasih pada Bapak M. Hadeli selaku

Dosen mata kuliah Ikatan Kimia Universitas Sriwijaya yang telah memberikan tugas

ini kepada kami. Kami sangat berharap makalah ini dapat berguna dalam rangka

menambah wawasan serta pengetahuan kita mengenai dampak yang ditimbulkan dari

sampah, dan juga bagaimana membuat sampah menjadi barang yang berguna.

Kami juga menyadari sepenuhnya bahwa di dalam makalah ini terdapat

kekurangan dan jauh dari kata sempurna. Oleh sebab itu, kami berharap adanya kritik,

saran dan usulan demi perbaikan makalah yang telah kami buat di masa yang akan

datang, mengingat tidak ada sesuatu yang sempurna tanpa saran yang membangun.

Semoga makalah sederhana ini dapat dipahami bagi siapapun yang membacanya.

Sekiranya laporan yang telah disusun ini dapat berguna bagi kami sendiri maupun

orang yang membacanya. Sebelumnya kami mohon maaf apabila terdapat kesalahan

kata-kata yang kurang berkenan dan kami memohon kritik dan saran yangmembangun demi perbaikan di masa depan.

Indralaya, 04 November 2015

Penyusun


3/24

3

DAFTAR ISI

DAFTAR ISI..............................................................................................................................3

BAB I .........................................................................................................................................4

PENDAHULUAN .....................................................................................................................4

1.1 Latar Belakang .................................................................................................................4

1.2 Rumusan Masalah ............................................................................................................4

1.3 Tujuan Penulisan..............................................................................................................5

BAB II........................................................................................................................................6

PEMBAHASAN........................................................................................................................6

2.1 HIBRIDISASI ..................................................................................................................6

2.1.1 Sejarah Penemuan Hibridisasi ...................................................................................6

2.1.2 Pengertian Hibridisasi................................................................................................7

2.1.3 Proses Hibridisasi ......................................................................................................8

2.1.4 Macam-macam Hibridisasi........................................................................................9

2.2.5 Hibridisasi Dan Bentuk Molekul.............................................................................14

2.2 GAYA ANTAR MOLEKUL.........................................................................................15

2.2.1 Pengertian Gaya Antar Molekul..............................................................................15

2.2.2 Jenis Gaya Tarik Antar Molekul ............................................................................15

2.2.3 Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Sifat Fisis dan kimia zat ...........................22

BAB III ....................................................................................................................................23

PENUTUP................................................................................................................................23

3.1 Kesimpulan.....................................................................................................................23

3.2 Saran...............................................................................................................................23

DAFTAR PUSTAKA ........................................................................................................................24


4/24

4

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Karakteristik materi bentuk geometri molekul ialah bersifat abstrak serta

gabungan antara pemahaman konsep dan aplikasi. Karakteristik abstrak terdapat pada

kajian yang membahas tentang elektron, padahal elektron tidak tampak dilihat secara

nyata, sehingga ketika elektron membentuk ikatan juga tidak akan tampak secara

nyata. Begitu juga ketika mempelajari bentuk geometri molekul seperti tetrahedral,

trigonal bipiramida, oktahedral, dll yang digambarkan dalam bidang dua dimensi,

maka bentuknya masih abstrak dan sulit untuk dibayangkan. Pemahaman konsep

digunakan pada penjelasan teori domain elektron dan teori hibridisasi. Pada teori

domain elektron terdapat konsep yang harus dipahami seperti konsep domain ikatan

dan domain bukan ikatan, serta konsep tipe molekul. Sebagai contoh, jika rumus tipe

molekul adalah AB2 maka bentuk molekulnya adalah linear, jika notasinya AB3

maka bentuk geometrinya adalah segitiga datar. Pada teori hibridisasi juga terdapat

konsep-konsep yang harus dipahami seperti: aturan Hund, prinsip Aufbau, dan asas

larangan Pauli, serta hibrid yang terbentuk dari basil hibridisasi. Sebagai contoh, jika

hibridisasnya adalah sp maka bentuk geometrinya adalah linear, jika hibridisasinya

sp3 maka bentuk molekulnya adalah tetrahedral. Konsep-konsep ini kemudian harus

diaplikasikan untuk merarnalkan bentuk geometri molekul. Sebagai contoh untuk

penentuan bentuk geometri CH4 maka konsep yang harus diaplikasikan antara lain

konsep konfigurasi elektron, pengisian elektron pada 5 orbital s dan p, eksitasi

elektron, dan pengisian atom H pada orbital hibridisasi sehingga terbentuk hibridisasi

sp3(tetrahedral).

1.2 Rumusan Masalah

Berdasarkan latar belakang masalah di atas, penyusun merumuskan rumusan

masalah sebagai berikut:


5/24

5

1. Bagaimanakah sejarah penemuan hibridisasi pertama kali?

2. Apakah yang dimaksud dengan hibridisasi?

3. Bagaimanakah proses hibridisasi dapat berlangsung?

4. Apa sajakah macam-macam hibridisasi?

5. Apakah yang dimaksud dengan gaya tarik antar molekul?

6. Apa sajakah jenis gaya tarik antar molekul polar?

7. Bagaimanakah pengaruh gaya Antar molekul terhadap sifat fisis dan kimia

zat?

1.3 Tujuan Penulisan

1. Mengetahui sejarah penemuan hibridisasi

2. Mengetahui kajian teori dari hibridisasi

3. Mengetahui proses hibridisasi

4. Mengetahui macam-macam hibridisasi

5. Mengetahui kajian teori gaya tarik antar molekul

6. Mengetahui jenis gaya tarik antar molekul polar

7. Mengetahui pengaruh gaya Antar molekul terhadap Sifat Fisis dan kimia

zat


6/24

6

BAB II

PEMBAHASAN

2.1 HIBRIDISASI

2.1.1 Sejarah Penemuan Hibridisasi

Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam

menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini

dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini

selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah

heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik. Teori hibridisasi

tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-

masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti

yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema

hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.

Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model

representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasushibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom

hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari

orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang

bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena

ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrdingernya memiliki

penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan

terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan

oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan.

Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul,

namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori

hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah. Teori hibridisasi sering

digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang

terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari

bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.


7/24

7

2.1.2 Pengertian Hibridisasi

Hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk

orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom.

Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan

bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan

dari teori ikatan valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori

VSEPR, teori ikatan valensi dan hibridisasisebenarnya tidak ada hubungannya sama

sekali dengan teori VSEPR. Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui

penggabungan antar orbital senyawa kovalen atau kovalen koordinasi.

Hibridasi

Perhatikan konfigurasi elektron Be, B dan C

Be : 1s2

2s2

B : 1s2

2s2

2p1

C : 1s2

2s2

2p2

Berilium dapat membentuk senyawa yang bersifat kovalen seperti BeH 2 dan

BeCl2. Boron dapat membentuk senyawa dengan perbandingan 1:3 seperti BF3 dan

BCl3. Pada senyawa karbon yang lebih dari sejuta banyaknya dapat dijumpai atom

karbon yang terikat melalui empat pasangan elektron ikatan. Jika ditinjau dari

konfigurasi elektron saja, maka dapat diduga bahwa, berilium yang orbitalnya terisi

penuh tidak dapat membentuk satu ikatan kovalen, sedangkan karbon hanya dapat

membentuk dua ikatan kovalen. Kontradiksi antara pengamatan eksperimen dan

ramalan berdasarkan model atom, menunjukkan bahwa model orbital atom masih jauh

dari sempurna untuk menjelaskan ikatan kimia. Oleh sebab itu, penyusunan elektron

dalam orbital setiap bilangan kuantum utama perlu ditata kembali. Penyusunan

kembali orbital dalam sebuah atom, untuk membentuk seperangkat orbital yang

ekivalen dalam molekul disebut hibridisasi. Hibridisasi adalah proses pembentukan

orbital-orbital hibrida dengan tingkat energi yang sama (orbital-orbital degenerat) dari

orbital-orbital asli yang jenis dan tingkat energinya berbeda.


8/24

8

2.1.3 Proses Hibridisasi

Proses hibridisasi berlangsung dalam tahap-tahap berikut :

(1) Elektron mengalami promosi ke orbital yang tingkat energinya lebih tinggi.

Misalnya pada Be : dari 2s ke 2p)

(2) Orbital-orbital bercampur atau berhibridisasi membentuk orbital hibrida yang

ekivalen.

Contoh 1 : Be mempunyai konfigurasi elektron 1s2

2s2. Satu elektron dari 2s

mengalami promosi menghasilkan konfigurasi 1s2

2s1

2p1

x. Orbital 2s dan 2p1

xberhibridisasi membentuk dua orbital hibrida sp yang ekivalen berbentuk garis lurus.

Contoh 2 : B mempunyai konfigurasi elektron terluar 2s2

2p1. Suatu elektron dari 2s

mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 2s1

2p1x 2p

1y. Orbital 2s 2px

dan 2py berhibridisasi membentuk tiga orbital hibrida sp2 yang ekivalen berbentuk

segitiga datar.

Contoh 3 : C mempunyai konfigurasi elektron terluar 2s2 2p2. Satu elektron dari 2s

mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 2s1 2p1x 2p1y 2p1z. Orbital

2s. 2px. 2py dan 2pz berhibridisasi membentuk 4 orbital hibrida sp3 yang ekivalen

berbentuk tetrahedral.

Contoh 4 : P mengalami konfigurasi elektron terluar 3s2 3p3. Satu elektron dari 3s

mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 3s1 3p1x 3p1y 3p1z 3d1.

Orbital 3s, 3px, 3py, 3pz dan 3d1z membentuk 5 orbital hibrida sp3d yang ekivalen

berbentuk trigonal bipiramida.

Contoh 5 : S mempunyai konfigurasi elektron terluar 3s2 3p4. Satu elektron dari 3s

dan satu elektron dari 3p mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 3s1

3p2x 3p

1y 3p

1z 3d

13d

1x2-y2. Keenam orbitak diatas berhibridisasi membentuk 6 orbital

hibrida sp3d2 yang ekivalen dengan bentuk oktahedral.


9/24

9

2.1.4 Macam-macam Hibridisasi

2.1.4.1 Hibridisasi sp3

Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah

atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedral (seperti metana,

CH4), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang

tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1

2py1

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital

2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p). Teori ikatan valensi

memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah,

bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH2. Namun, metilena adalah

molekul yang sangat reaktif (lihat pula: karbena), sehingga teori ikatan valensi saja

tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH4. setiap hidrogen pada CH4 dapat

dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama. Untuk menjelaskan keberadaan

molekul CH4 ini, maka teori hibridisasi digunakan.

Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih)elektron:

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron

valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p.

Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan

meningkatkan potensial inti efektif.

Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru

yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan

empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan)

"bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp3 (dibaca s-p-tiga) menjadi


10/24

10

Pada CH4, empat orbital hibrid sp3 bertumpang tindih dengan orbital 1s

hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan

kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C4

.

Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:

Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton,

H+) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal),

maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen

tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga

orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibridsp3 (25% s dan 75% p). Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi

metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum

fotoelekronnya [3] menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu

pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan

ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan

yang terjadi ketika orbital-orbital sp3 bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

2.1.4.2 Hibridisasi sp2

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang

dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C2H4) yang memiliki ikatan rangkap dua

di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 karena orbtial-orbital hibrid hanya akan


11/24

11

membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan

rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan

kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.

Dalam hibridisasi sp2, orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:

membentuk 3 orbital sp2 dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua

atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua

orbital sp2 karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan

hidrogen dengan tumpang tindih s-sp2 yang bersudut 120. Dalam kasus ini, geometri

orbital terdistorsi dari yang seharusnya.

2.1.4.3 Hibridisasi sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga.

Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p,

menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam

asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk

ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p.

Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut

1800.

Pembentukan ikatan, juga sering dikatakan sebagai penataan kembali orbital

atom menjadi orbital molekul, yang merupakan hasil tumpang tindih dari kedua

orbital atom. Contoh sederhana proses penataan orbital molekul dengan model ini

dapat ditunjukkan pada proses pembentukan molekul Asam Florida (HF).

Konfigurasi atom H : 1s1 dan atom F : 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1, tampak

kemungkinan terjadi pasangan elektron antara 1s1 dari atom H dan 2pz1, sehingga

terjadi tumpang tindih kedua obital tersebut, dan membentuk orbital molekul sp, dan

menghasilkan bentuk molekul yang linier, perhatikan Gambar 5.14.


12/24

12

Gambar 5.14. Model hibridisasi dan bentuk molekul sp

Seperti yang dibahas pada pembentukan molekul BF3, proses perpindahan

elektron dari tingkat orbital yang rendah ke yang lebih tinggi umum terjadi proses

perpindahan ini dikenal dengan proses hibridisasi. Orbital hasil hibridisasi disebut

orbital hibrid, dalam pembentukan BF3, terjadi orbital hibrid sp2, dimana ikatan akan

terjadi pada orbital tersebut. Proses hibridisasi sp2, secara sederhana melalui tahap

sebagai berikut. Elektron yang berada pada orbital 2s dipromosikan dan berpindah

pada orbital 2Py.

Sehingga terbentuk orbital hibrid sp2, yang dapat bereaksi dengan atom lain

dengan membentuk ikatan yang hampir sama. Hal ini menyebabkan bentuk

molekulnya sebagai segi tiga datar, lihat Gambar 5.15.

Gambar 5.15. Bentuk molekul dengan hibridisasi sp2


13/24

13

Proses hibridisasi tipe lain, terjadi pada molekul gas metana (CH4), atom memiliki

konfigurasi konfigurasi atom H: 1s1 dan konfigurasi atom C: 1s2 2s2 2Px1 2py1

2pz0.

Dalam mengikat 4 atom H menjadi CH4, maka 1 elektron (orbital 2s) dari

atom C akan dipromosikan ke orbital 2pz, sehingga konfigurasi elektronnya menjadi:

1s1 2s1 2px1 2py1 2pz1.

Perubahan yang terjadi meliputi 1 orbital 2s dan 3 orbital 2p, maka disebut hibridisasi

sp3, Kekuatan ikatan untuk keempat orbital relatif setara sehingga membentuk

molekul tetrahedron, seperti Gambar 5.16. Struktur molekul tetrahedral cukup stabil,

sehingga banyak molekul yang memiliki struktur ini.

Gambar 5.16. Bentuk molekul dengan hibridisasi sp3

Bentuk hibridisasi yang lebih kompleks jika banyak orbital yang terlibat dalam proses

promosi elektron seperti orbital s, p, dan d, seperti pada hibridisasi dsp3 dengan

bentuk molekul trigonal bipiramidal, sp2d ; dsp2 dengan bentuk molekul segiempat

datar dan d2sp3 ; sp3d2 dengan bentuk molekul octahedron.


14/24

14

2.2.5 Hibridisasi Dan Bentuk Molekul

Penggunaan orbital hibrida untuk menerangkan dan mengaitkan struktur tidak

begitu lazim lagi pada tahun-tahun ini, untuk memberikan jalan bagi penggunaan

yang umum dari teori orbital molekul. Bagaimanapun konsep orbital hibrida tetap

memiliki kelebihan tertentu karena kesederhanaanya, dan dalam banyak hal

memberikan cara yang sangat mudah untuk mengaitkan dan menerangkan struktur

molekul.

Orbital

hibrida

Jumlah PEI

dan PEB

Bentuk molekul Sudut ikatan Contoh

Sp 2 Garis lurus, diagonal 180 BeCl2

sp2 3 Trigonal 120

C2H2sp3 4 Bujur sangkar 90 Ni(CN)4

-

sp3d 5 Bipiramida trigonal 120 dan 90 PCl5

d2sp3 6 Oktahedral 90 Fe(CN)6-

sp3d2 6 Oktahedral 90 SF6

FeF63-

Tabel susunan pasangan elektron, bentuk molekul dan hibridisasi

No. senyawa PE Ikatan PE Non-ikatan Jumlah Susunanelektron Bentukmolekul Hibridisasiatom pusat

1 BeCl2 2 0 2 linier linier Sp

2 BCl3 3 0 3 Segitiga Segitiga Sp2

3 CH4 4 0 4 Tetrahedral Tetrahedral Sp3

4 NH3 3 1 4 tetrahedral Piramida Sp3

5 PCl5 5 0 5 Trigonal

bipiramida

Trigonal

bipiramida

Sp3d

6 AlCl3 3 0 3 Segitiga

datar

Segitiga datar Sp2

7 KrF2 2 3 5 Trigonalbipiramida Linier Sp3d

8 BrF3 3 2 5 Trigonal

bipiramida

Bentuk T Sp3d

9 PH4+

4 0 4 Tetrahedral Tetrahedral Sp3d

10 PCl6 6 0 6 Oktahedral Oktahedral Sp3

11 XeF4 4 2 6 Oktahedral Bujur sangkar Sp3d3

12 OCl2 2 2 4 Tetrahedral Sudut Sp3d2

13 BrF4 4 2 6 Oktahedral Bujur sangkar Sp3d2

14 ICl3 3 2 5 Trigonal Bentuk T sp3d

15 SiF5

5 0 5 Trigonalbipiramida

Trigonalbipiramida

sp3d


15/24

15

2.2 GAYA ANTAR MOLEKUL

2.2.1 Pengertian Gaya Antar Molekul

Gaya antarmolekul adalah gaya elektromagnetik yang terjadi antara molekul-

molekul atau antara bagian yang terpisah jauh dari suatu makromolekul. Gaya

tersebut dapat berupa kohesi antara molekul serupa, seperti contohnya pada tegangan

permukaan, atau adhesi antara molekul tak serupa, contohnya pada kapilaritasi. Gaya

antar molekul ini memiliki sifat tarik menarik dan juga tolak-menolak antar molekul.

Ketika dua molekulnya berdekatan, gaya tolak antara muatan yang sama akan timbul

dan semakin tinggi energi tolaknya. Oleh karena itu akan dibutuhkan energi yang

lebih tinggi pula untuk memampatkan suatu molekul. Penelitian gaya antarmolekul

bermula dari pengamatan makroskopik yang menunjukkan adanya aksi gaya-gaya

pada tingkat molekul atau mikroskopik. Pengamatan ini meliputi sikap termodinamik

gas non-ideal yang dicerminkan oleh koefisien virial, tekanan uap, viskositas,

tegangan permukaan dan data adsorpsi. Gaya antar molekul pada umumnya lebih

lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen. Misalnya untuk memutuskan gaya tarik

antara molekul HCl dengan molekul HCl lain, hanya diperlukan energi sebesar 16

kJ/mol, sedangkan untuk memutuskan ikatan kovalen antara atom H dan Cl pada

molekul HCl dibutuhkan energi sebesar 431 kJ/mol. Ikatan kovalen dan gaya

antarmolekul pada molekul HCl seperti tertera pada Gambar.

Gambar ikatan kovalen (gaya intramolekul) dan gaya antarmolekul dalam molekul-molekul HCl

2.2.2 Jenis Gaya Tarik Antar Molekul

2.2.2.1 Gaya Antar Molekul Nonpolar

Gaya tarik antarmolekul nonpolar pertama kali diuraikan oleh ilmuwan fisika,

berasal dari Jerman, Fritz London, pada tahun 1930-an sehingga sering disebut gaya

London, dan sering pula disebut gaya dispersi.


16/24

16

Molekul nonpolar penyebaran elektron dapat dianggap merata, sehingga

molekul nonpolar digambarkan berbentuk bola dengan muatan positif dan negatif

berimpit pada pusat bola seperti yang ditunjukan pada Gambar.

Seperti yang diketahui elektron dalam molekul selalu dalam keadaan bergerak dan

posisinya tidak dapat ditentukan secara pasti akibat berlakunya azas ketidakpastian

heisenberg. Gerakan elektron menyebabkan pada saat-saat tertentu dalam waktu yang

sangat singkat penyebaran elektron yang awalnya merata menjadi tidak merata

sehingga molekul yang awalnya tidak memiliki dipol menjadi menjadi memiliki dipol

atau menyebabkan muatan positif dan negatif yang awalnya berimpit dipusat bola

menjadi memisah. Dipol yang timbul dalam waktu yang sangat singkat kemudian

kembali lagi ke keadaan awal atau hilang. Karena hal inilah dipol yang timbul disebut

dipol sesaat. Dipol sesaat yang timbul pada satu molekul, tentu saja akan

mempengaruhi molekul tetangganya. Oleh sebab itu jika satu molekul mengalami

dipol sesaat, maka akan mempengaruhi molekul yang paling dekat dengan dirinya

sehingga timbul dipol juga atau muatan positif dan negatif yang awalnya berimpit

menjadi memisah juga. Atau dapat dikatakan molekul yang mengalami dipol sesaat

akan mengimbas atau menginduksi molekul-molekul yang berada di dekatnya. Karena

hal inilah maka gaya antar molekul nonpolar disebut sebagai gaya dipol sesaat-gaya

dipol terimbas atau terinduksi. Proses pembentukan dipol sesaat dan dipol induksian

pada atom Ne yang memiliki dua elektron ditunjukan pada Gambar.

Keterangan angka-angka pada molekul

Nomor 1 molekul dengan dua elektron yang selalu dalam keadaan bergerak

Nomor 2 molekul yang telah mengalami dipol sesaat


17/24

17

Nomor 3 molekul yang telah mengalami dipl sesaat karena diimbas diinduksi oleh

molekul nomor 2.

Gaya tarik antara molekul yang memiliki dipol sesaat dengan molekul yang

memiliki dipol imbasan inilah yang disebut gaya London. Kemudahan suatu molekul

untuk membentuk dipol sesaat ditunjukan dengan kebolehpolarran. Makin banyak

elektron molekul memiliki kebolehpolaran yang besar atau makin mudah mengalami

dipol sesaat. Jumlah elektron berbanding lurus dengan massa atom dan massa molekul

relatif. Oleh sebab itu dapat dapat disimpulkan bahwa makin tinggi massa molekul

relatif atau massa atom relatif suatu molekul maka makin mudah mengalami dipol

sesaat atau gaya london yang terjadi makin kuat. Adanya gaya London antara

molekul-molekul nonpolar menyebabkan pada waktu peleburan dan pendidihan

diperlukan sejumlah energi untuk memperbesar jarak antara molekul-molekul

nonpolar. semakin kuat gaya London antara molekul-molekul semakin besar pula

energi yang diperlukan untuk terjadinya peleburan dan pendidihan.

2.2.2.2 Gaya Antar molekul Polar

Gaya tarik antar molekul polar disebut gaya tarik dipol-dipol. Hal ini disebabkan

molekul polar memiliki penyebabran elektron yang tidak merata sehingga memiliki

dipol yang tetap, tidak seperti pada molekul nonpolar yang dipolnya muncul pada

saat-saat tertentu saja. Molekul-molekul polar yang memiliki fasa cair jika berada

pada satu tempat, maka molekul-molekul yang ada akan menyusun diri sehingga dipol

positif (muatan positif) dekat dengan dipol negatif, begitupun sebaliknya dipol negatif

akan menyusun diri agar lebih dekat dengan dipol positif dari molekul tetangganya,

seperti yang ditunjukan pada Gambar.

Gambar Gaya tarik dan gaya tolak antara molekul-molekul polar


18/24

18

Dengan posisi seperti ini gaya tarik yang terjadi lebih kuat dibanding tolaknya.

Karena dalam fasa cair molekulmolekul selalu bergerak dan bertumbukan satu

dengan yang lain, maka posisi molekul-molekul selalu berubah namun pusat muatan

positif dari satu molekul selalu berdekatan dengan pusat muatan negatif molekul-

molekul yang lain, begitupun sebaliknya. Kenaikan energi termal (kenaikan suhu)

menyebabkan tumbukan antarmolekul sering terjadidan susunan molekul-molekul

menjadi semakin acak (random). Kekuatan gaya tarik antara molekul-molekul

semakin berkurang sedangkan kekuatan gaya tolaknya bertambah, akan tetapi

kekuatan gaya tarik masih lebih dominan daripada gaya tolak. Pada waktu temperatur

mencapai titik didih cairan maka kekuatan antara gaya tarik dan gaya tolak adalah

seimbang, cairan mulai mendidih. Titik didih berkaitan dengan energi yang

diperlukan untuk memutuskan gaya antarmolekul bukan memutuskan ikatan

antaratom. Semakin kuat gaya antarmolekul, semakin besar energi yang diperlukan

untuk memutuskannya.

Dalam fasa padat susunan molekul-molekul polar lebih teratur dibanding dalam fasa

cair seperti yang ditunjukan pada Gambar berikut.

Gambar Susunan molekul polar dalam fasa padat

2.2.2.3 Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya antar molekul polar yang paling kuat

dibanding dua gaya lainnya. Ikatan hidrogen hanya terbentuk jika hidrogen di ikat

oleh dua atom (selama ini hanya dua) yang berkeelektronegatifan tinggi, seperti yang

ditunjukan pada gambar.


19/24

19

Atom-atom yang berkeelektronegatifan tinggi tersebut yaitu N, O dan F. Jadi dapat

disimpulkan bahwa ikatan hidrogen hanya terbentuk bila molekul tersebut memiliki

ikatan NH, OH dan OF. Pada gambar di atas jika A adalah N maka B dapat berupa

N, O atau F selain ketiga atom tersebut maka ikatan yang terbentuk bukan merupakan

ikatan hidrogen. Dilihat dari panjang ikatan, ikatan hidrogen selalu lebih panjang

daripada ikatan kovalen. Contoh senyawa yang memiliki ikatan hidrogen yaitu

molekul H2O, HF dan NH3. Dalam fasa cair H2O dengan dua atom hidrogen dan 2

PEB mampu membentuk 4 atom hidrogen antarmolekul dengan 4 molekul H 2O lain

yang ada di dekatnya seperti yang ditunjukan pada Gambar.

Gambar ikatan hidrogen antar molekul H2O

Pada molekul HF dengan satu atom hidrogen dan 3 PEB (pasangan elektron bebas)

dan NH3 dengan 3 atom hidrogen dan 1 PEB hanya mampu membentuk 2 ikatan

hidrogen dengan 2 molekul sejenis yang ada di dekatnya.

Gambar Ikatan hidrogen molekul HF yang berbentuk zig-zag


20/24

20

Berdasarkan perbedaan keelktronegatifan atom N, O dan F diketahui bahwa

kelektronegatifan F > O > N maka ikatan hidrogen yang dibentuk

H-F > O- -H > N H (keterangan : = ikatan hidrogen)

Walaupun demikian diperoleh bahwa titik didih H2O > HF > NH3. Hal ini disebabkan

oleh banyaknya ikatan hidrogen yang terbentuk. Ikatan hidrogen molekul air lebih

banyak dibanding ikatan hidrogen HF dan NH3. Sedangkan titik didih HF > NH3

karena F lebih elektronegatif dibanding N sehingga ikatan hidrogennya antar molekul

lebih kuat. Dalam fasa padat H2O tetap membentuk 4 ikatan hidrogen, demikian juga

untuk HF dan NH3 tetap membentuk 2 ikatan hidrogen dengan dua molekul lain yang

ada di dekatnya. Walaupun demikian pada keadaan padat titik lebur H2O > NH3 > HF.

Hal ini terjadi dimungkinkan karena kemasan molekul-molekul tersebut dalam

kristalnya. Ikatan hidrogen pada air cair inilah yang menyebabkan air mendidih pada

suhu 100C walaupun massa molekul relatif air hanya 18. Sebagai perbandingan

perhatikan titik didih beberapa senyawa berikut.

Senyawa Massa molekul

relatif (Mr)

Titik didih (C)

H2O

H2S

H2Se

H2Te

18

34

81

130

100

-65

-45

-15

Ikatan hidrogen digolongkan menjadi dua jenis yaitu

1. Ikatan hidrogen intermolecule atau antarmolekul. Ikatan hidrogen yang terbentuk

dari satu molekul dengan molekul tetangganya. Contohnya ikatan hidrpgen pada

molekul H2O, HF dan NH3 yang telah dijelaskan di atas.


21/24

21

2. Ikatan hidrogen intramolekul atau ikatan hidrogen dalam satu molekul. Contoh

ikatan hidrogen pada molekul asam benzoat seperti yang ditunjukan pada gambar

berikut.

Ikatan hidrogen antarmolekul dalam fasa cair dipengaruhi oleh konsentrasi

artinya semakin besar konsentrasi semakin semakin kuat ikatan hidrogen yang

terbentuk, sedangkan ikatan hidrogen intramolekul tidak dipengaruhi oleh jonsentrasi

zat.

2.2.2.4 Gaya Antar Molekul Polar atau Molekul Nonpolar dengan Ion

Bila suatu ion dilarutkan dalam suatu pelarut polar, maka ion positif (kation) akan

didekati oleh dipol negatif dari molekul polar, begitupun sebaliknya ion negatif

(anion) akan didekati oleh dipol positif dari molekul polar, seperti yang ditunjukan

pada Gambar.

Gambar Gaya tarik antara molekul polar dengan kation dan anion

Jika ion dimasukan ke dalam suatu molekul nonpolar, maka pembentukan dipol sesaat

dan dipol induksian dapat terjadi dengan karena:

1. gerakan elektron dalam molekul itu sendiri

2. diinduksi oleh molekul yang telah mengalami dipol sesaat atau disebabkan oleh

dipol sesaat dari molekul pada nomor 1.

3. Karena diinduksi oleh ion baik anion maupun kation


22/24

22

4. Molekul nomor 3 dapat menginduksi molekul lain yang ada di dekatnya sehingga

mengalami dipol induksian, demikian seterusnya.

Susunan molekul yang mengalmi dipol sesaat dan dipol terimbas sama seperti

pada molekul polar yaitu dipol sesaat atau dipol induksi yang bermuatan positif

(ujung positif) lebih mengarah ke anion dan begitupun sebaliknya dipol sesaat atau

dipol terimbas yang bermuatan negatif (ujung negatif) lebih dekat ke arah kation.

Walaupun demikian gaya yang terjadi antar molekul nonpolar dengan suatu sangat

lemah. Hal inilah yang menyebabkan molekul polar cenderung melarutkan zat-zat

yang bersifat ion, karena gaya molekul polar dengan ion lebih kuat dibanding molekul

nonpolar. Sedangkan molekul nonpolar cenderung melarutkan molekul atau zat yang

bersifat nonpolar.

2.2.3 Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Sifat Fisis dan kimia zat

Gaya yang terjadi antarmolekul terutama gaya tarik apat mempengaruhi sifat

dan kimia zat. Sifat fisika zat yang dipengaruhi gaya antarmolekul antara lain, titik

didih, titik lebur, kalor penguapan viskositas. Sedangkan sifat kimia yang dipengaruhioleh gaya antarmolekul terutama adalah sifat asam basa zat. Titik didih, titik lebur,

kalor penguapan makin besar atau makin tinggi bila gaya antarmolekul makin kuat,

begitupun sebaliknya.

Viskositas atau kekentalan merupakan kemudahan suatu zat untuk mengalir.

Semakin besar viskositas, maka zat tersebut semakin sukar mengalir, begitupun

sebaliknya suatu zat akan semakin mudah mengalir bila viskositasnya kecil atau

rendah. Contohnya air lebih mudah mengalir dibanding oli sehingga air memiliki

viskositas yang lebih kecil atau lebih rendah dibanding oli.

Viskositas zat berkaitan dengan gaya antarmolekulnya. Bila gaya

antarmolekul kuat zat memiliki viskositas tinggi begitupun sebaliknya. Oleh sebab itu,

viskositas dipengaruhi oleh suhu, suhu makin tinggi viskositas zat akan menurun

sehingga lebih mudah mengalir.


23/24

23

BAB III

PENUTUP

3.1 Kesimpulan

Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam

menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Hibridisasi adalah sebuah konsep

bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai

dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Proses hibridisasi berlangsung dalam

tahap-tahap berikut : (1) Elektron mengalami promosi ke orbital yang tingkat

energinya lebih tinggi. Misalnya pada Be : dari 2s ke 2p). (2) Orbital-orbital

bercampur atau berhibridisasi membentuk orbital hibrida yang ekivalen. Hibridisasi

menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk

sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedral (seperti metana, CH4), maka

karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4

atom hidrogen. Gaya antarmolekul adalah gaya elektromagnetik yang terjadi antara

molekul-molekul atau antara bagian yang terpisah jauh dari suatu makromolekul.

Gaya antar molekul ini memiliki sifat tarik menarik dan juga tolak-menolak antar

molekul. Gaya antar molekul memiliki beberapa jenis antara lain Gaya Antar molekul

Polar, gaya antar molekul non polar dan gaya antar molekul ikatan hydrogen.

3.2 Saran

Semoga makalah hibridisasi dan gaya antar molekul ini dapat membantu

mahasiswa dalam memahami konsep dari hibridisasi dan gaya antar molekul baik itu

dalam bentuk kajian teori maupun aplikasi nya dalam pembelajaran.


24/24

DAFTAR PUSTAKA

Bohr, Niels. 1913. On the Constitution of Atoms and Molecules. Philosophical

Magazine 26 (1): 476.29

Bryson, Bill 2003. A Short History of Nearly Everything. Broadway Books.

hlm. 141143.

Daintith, J. 2004. Oxford Dictionary of Chemistry. New York: Oxford University

Press

Griffiths, David 1995. Introduction to Quantum Mechanics. Prentice Hall. hlm.

190191.

Nuraini. Intan. 2012. Hibridisasi. (Online).http//:www.scribe. hibridisasi.html.com

(diakses pada 9 Oktober 2015)

Documents

TUGAS-MAKALAH-IKATAN-KIMIA(3) FIX