eBook Kimia Anorganik Logam, Sugiyarto

KIMIA ANORGANIK LOGAM Oleh. : Kristian H. Sugiyanto. Retno D. Suyanti. Edisi Pertama. Cetakan Pertama, 2010 Hak Cipta  2010 pada penulis, Hak Cipta dilindungi undang-undang. Dilarang memperbanyak atau memindahkan sebagian atau seluruh isi buku ini dalam bentuk apa pun, secara elektronis maupun mekanis, termasuk memfotokopi, merekam, atau dengan teknik perekaman lainnya, tanpa izin tertulis dari penerbit.. Candi Gebang Permai Blok R/6 Yogyakarta 55511 Telp. : 0274-882262; 0274-4462135 Fax. : 0274-4462136 E-mail : info@grahailmu.co.id. Sugiyanto, Kristian H; Suyanti, Retno D KIMIA ANORGANIK LOGAM/Kristian H. Sugiyanto; Retno D. Suyanti - Edisi Pertama – Yogyakarta; Graha Ilmu, 2010 xviii + 356 hlm, 1 Jil. : 23 cm. ISBN:. 978-979-756-582-4. 1. Kimia . I. Judul.

KATA PENGANTAR. Buku Kimia Anorganik Logam ini merupakan kelanjutan dari buku Dasar-dasar Kimia Anorganik Nonlogam yang terkonsentrasi pada Teori Atom, Struktur Molekular, Asam-Basa, Reaksi Kimia, dan unsur-unsur non logam dengan senyawaannya. Oleh karena itu, Dasar-dasar Kimia Anorganik Logam diarahkan pada pembicaraan unsur-unsur logam khususnya golongan s dan p dan d dengan senyawaannya yang dianggap penting. Pemisahan bahasan nonlogam-logam bukanlah merupakan satu-satunya model bahasan kimia anorganik yang paling tepat. Buku ini diawali dengan pembahasan konsep Ikatan Metalik, Ikatan Ionik, dan Dasar-dasar pengolahan Logam, dengan harapan pembahasan unsur-unsur logam lebih terarah baik secara deskriptif maupun teoretik. Unsur-unsur logam golongan s yaitu golongan 1 (Alkali) dan golongan 2 (Alkali tanah), dan unsur-unsur logam golongan p hanya dipilih menyangkut golongan 13 (aluminium, galium, indium, dan talium), golongan 14 (timah dan timbal) bersama-sama dengan golongan 15 (bismut). Pembahasan unsur-unsur kelompok d disajikan dalam tiap golongan, mulai dari golongan 4, Ti-Zr-Hf, hingga golongan 12, Zn-Cd-Hg. Unsur-unsur golongan d dibahas terutama untuk unsurunsur periode 4 (3d), karakteristikanya dan senyawaannya. Logam golongan 3, Sc-Y-Lu, oleh karena kesamaan ion trivalennya, dibahas dalam unsur kelompok f bersama-sama dengan kimia koordinasi dalam buku (III). Karena memang besarnya jumlah unsur-unsur logam.

kelompok d, maka besarnya bab ini melebihi bab-bab yang lain tak terelakkan. Pembahasan kemas rapat (closest pack) merupakan dasar pemahaman geometri molekul kristal, dan ini dapat dilakukan melalui kegiatan “praktikum” pemodelan (yang disediakan dalam Lampiran). Bahan yang digunakan adalah berbagai ukuran bola (ping-pong, plastik, kelereng, gotri, dan sebagainya) yang tahan lama, dapat dipakai berulang-ulang, sangat murah, dan mudah dilaksanakan. Pembahasan senyawa ionik padatan yang tentu saja mengandung ion logam, didasari model kemas rapat yang sesungguhnya berlaku bagi atom-atom logam. Dalam menjelaskan berbagai aspek kimiawi ditampilkan banyak data kuantitatif, khususnya penulis mencoba mengenalkan peran rapatan muatan yang didefinisikan sebagai besarnya muatan (dalam coulomb) dibagi oleh volume ion yang bersangkutan atas dasar jari-jari ioniknya. Dalam banyak hal ternyata menunjukkan hasil yang konsisten. Akhirnya penulis menyadari bahwa karena “belum” adanya pembakuan terjemahan istilah-istilah kimia, penulis memilih terjemahan istilah-istilah yang sedekat mungkin dengan menggunakan kaidahkaidah terjemahan secara umum. Penulis yakin bahwa dalam waktu dekat akan terjadi perubahan-perubahan kandungan materi untuk agar lebih bermanfaat bagi pembaca khususnya demi kemajuan wawasan kimia anorganik, dan semoga buku ini dapat membantunya. Yogyakarta, November 2008. Kristian H. Sugiyarto Guru Besar Kimia Anorganik Transisi Universitas Negeri Yogyakarta. Dr. Retno Dwi Suyanti MSi Pengajar Kimia Anorganik Universitas Negeri Medan vi. Kimia Anorganik Logam.

UCAPAN TERIMAKASIH. ������������������������������������������������������������ Penulisan Buku ini dapat diselesaikan atas bantuan berbagai pihak yang layak penulis sebutkan, yakni lembaga sponsor, personal yang terlibat dalam review dan uji coba baik internal maupun eksternal, yang kesemuanya memberikan koreksi maupun masukan demi kesempurnaan buku ini. Oleh karena itu ucapan terima kasih penulis sampaikan pada mereka, yaitu: 1. JICA serta counterpart-nya di Indonesia, yaitu Direktorat Jenderal Dikti melalui proyek IMSTEP di UPI, UNY, dan UM yang telah mem­ fasilitasi dana, tempat, dan tenaga ahli. 2. Drs. Ali Kusrijadi, M.Si. (UPI), dan Drs. M. Su’aidy, M.Pd. (UM) sebagai internal review 3. Drs. Kasmadi IS, M.S. (UNES), dan Prof. Drs. Seri Bima Sembiring, M.Sc., Ph.D. (USU) sebagai eksternal review 4. Dr. Asep Supriatna, M.Si (UPI), Drs. Maksum Nitiatmodjo (UM), dan Prof. A. K. Prodjosantoso, Ph. D. (UNY) yang telah melakukan uji coba buku di universitas masing-masing. 5. Prof. A. K. Prodjosantoso, Ph. D. (UNY) sebagai penulis pendamping yang telah membantu memberi masukan dalam revisi buku ini. 6. Semua pihak yang tidak tersebutkan oleh penulis, namun memberi kontribusi apapun hingga terwujudnya buku ini..



DAFTAR ISI. Kata Pengantar ................................................................................................. Ucapan Terima kasih ....................................................................................... Daftar Isi .............................................................................................................. Daftar Gambar ................................................................................................... Daftar Tabel ........................................................................................................ 1. IKATAN PADA LOGAM DAN SENYAWA-SENYAWANYA 1.1 Ikatan Metalik ................................................................................ 1.2 Ikatan Ionik ...................................................................................... . i iii v vii xi. 1 32. 2. DASAR-DASAR PENGOLAHAN LOGAM 2.1 Pendahuluan .................................................................................. 83 2.2 Preparasi Logam ........................................................................... 84 2.3 Logam Paduan (Aloi) ................................................................... 98 2.4 Soal-Soal Latihan .......................................................................... 101. 3. LOGAM GOLONGAN s 3.1 Pendahuluan .................................................................................. 103 3.2 Golongan Alkali ............................................................................ 104 3.3 Golongan Alkali Tanah ............................................................... 129.

4. 5. LOGAM GOLONGAN p 4.1 Pendahuluan .................................................................................. 4.2 Golongan 13 .................................................................................. 4.3 Golongan 14 dan 15 .................................................................... Logam golongan d 5.1 Pendahuluan .................................................................................. 5.2 Golongan 4 .................................................................................... 5.3 Golongan 5 .................................................................................... 5.4 Golongan 6 ..................................................................................... 5.5 Golongan 7 .................................................................................. 5.6 Golongan 8 .................................................................................... 5.7 Golongan 9 .................................................................................... 5.8 Golongan 10 .................................................................................. 5.9 Golongan 11 .................................................................................. 5.10 Golongan 12 .................................................................................. . 151 151 172 191 224 234 250 264 279 293 298 302 316. DAFTAR PUSTAKA GLOSARIUM LAMPIRAN. . Kimia Anorganik Logam.

DAFTAR GAMBAR. Gambar 1.1 Gambar 1.2 Gambar 1.3 Gambar 1.4. Diagram energi orbital molekular spesies dwiatomik ..... 3 Dua macam orbital atomik s-s, s-p, dan p-p ......................... 5 Diagram orbital molekular spesies diatomik periode dua 7 Diagram perubahan energi orbital molekular spesies diatomik homonuklir unsur-unsur periode dua .................. 7 Gambar 1.5 Diagram orbital molekular Li4 dan Lin .................................. 10 Gambar 1.6 Diagram orbital molekular Ben .................................................. 12 Gambar 1.7 Skema struktur pita ........................................................................ 15 Gambar 1.8 Model pita energi ............................................................................ 17 Gambar 1.9 Semikonduktor ............................................................................... 20 Gambar 1.10 Operasi sambungan p-n sebagai penyearah ........................ 21 Gambar 1.11 Model lapis sebelah-menyebelah ............................................ 22 Gambar 1.12 Model lapis heksagon .................................................................. 24 Gambar 1.13 Rongga tetrahedral ....................................................................... 25 Gambar 1.14 Satuan sel sistem kristal ................................................................ 26 Gambar 1.15 Penentuan satuan sel untuk arah dua dimensi ................... 27 Gambar 1.16 Hubungan ikatan metalik, kovalen, dan ionik dalam model segitiga ikatan ..................................................................... 33 Gambar 1. 17 Model proses pelarutan NaCl dalam air ................................ 43 Gambar 1.18 Posisi sumbu dan Sudut dalam suatu bangun kristal ........ 45 Gambar 1.19. Tujuh klas kristal dengan 14 jenis kisi Bravais ...................... 46.

Gambar 1.20 Satu satuan sel kisi tetragonal pusat muka .......................... 47 Gambar 1.21 Model kemas rapat bola ............................................................... 49 Gambar 1.22 Satuan sel kubus sederhana CsCl .............................................. 52 Gambar 1.23 Kemas rapat kubus, heksagon ................................................ 53 Gambar 1.24 Struktur kisi fluorit .......................................................................... 54 Gambar 1.25 Struktur kisi rutil .............................................................................. 55 Gambar 1.26 Pola rongga isi-kosong ................................................................. 55 Gambar 1.27 Model tipe cacat ............................................................................. 56 Gambar 1.28 Perbandingan antara rkov , rvdW , rM , r+ dan r- .............. 58 Gambar 1.29 Posisi kation ..................................................................................... 65 Gambar 1.30 Perbandingan jarak Na-Cl-Na dalam kristal NaCl ................ 71 Gambar 1.31 Siklus pembentukan MX .............................................................. 75 Gambar 1.32 Diagram perhitungan energi kisiNaCl ..................................... 77 Gambar 2.1 Bagan metode zone refining untuk pemurnian metal ...... 88 Gambar 2.2 Bagan sel Downs untuk produksi natrium ............................. 89 Gambar 2.3 Bagan sel Heroult-Hall untukproduksi aluminium ............. 91 Gambar 2.4 Bagan sel pemurnian tembaga .................................................. 93 Gambar 2.5 Bagan tanur tinggi pengolahan besi ....................................... 96 Gambar 3.1 Siklus entalpi dan siklus entropi untuk larutan ionik M+X-. 107 Gambar 3.2 Diagram terjadinya warna nyala kuning pada reaksi nyala senyawa natrium ............................................................................. 110 Gambar 3.3 Diagram orbital molekular ........................................................... 117 Gambar 3.4 Skema preparasi NaOH secara elektrolisis NaCl .................. 119 Gambar 3.5 Geometri tetrahedral .................................................................... 135 Gambar 4.1 Model pembentukan lapisan tunggal .................................... 154 Gambar 4.2 Bagan ekstraksi logam aluminium ............................................ 162 Gambar 4.3 Struktur molekul Al2Cl6 ................................................................ 166 Gambar 4.4 Bagian dari unit sel spinel ........................................................... 167 Gambar 4.5 Struktur SnCl2 dan SnCl3- ............................................................ 181 Gambar 4.6 Struktur jaringan berkerut bismut ............................................ 187 Gambar 5.1.1 Perubahan energi ikat elektron menurut nomor atom ..... 197 Gambar 5.1.2 Model fisisorpsi (a) dan kemisorpsi (b) molekul gas H2 pada permukaan logam nikel .................................................... 204 Gambar 5 1.3 Jumlah garis gaya antara dua kutub magnet per satuan area . ...................................................................................................... 216. xii. Kimia Anorganik Logam.

Gambar 5.2.1 Geometri spesies zirkonium(IV) oksida dalam zirkonia .... Gambar 5.2.2 Bangun zig-zag ZrCl6 oktahedral dalam struktur ZrCl4 ... Gambar 5.3.1 Struktur V2O5 ................................................................................... Gambar 5.3.2 Berbagai struktur ion vanadat ................................................... Gambar 5.3.3 Struktur (unit sel) NbO dan ion [M6O19]8- ........................... Gambar 5.3.4 Struktur rantai oktahedron MX6 pada ................................... Gambar 5.3.5 Struktur MX4 membentuk rantai oktahedron MX6 ............ Gambar 5.3.6 Struktur geometri [Nb6Cl12]2+ ................................................. Gambar 5.4.1 Struktur rantai CrO3 dalam unit tetrahedral CrO4 ............. Gambar 5.4.2 Struktur MoO3, dalam jaringan unit persekutuan ............. Gambar 5.4.3 Struktur geometri WO3, [Mo7O24]6-, dan [Mo8O26]4- . ... Gambar 5.5.1 Diagram Frost untuk Mn, Tc, dan Re ......................................... . Daftar Gambar. 230 232 243 244 244 246 246 247 256 257 259 268. xiii.



DAFTAR TABEL. Tabel 1.1 Tabel 1.2 Tabel 1.3 Tabel 1.4 Tabel 1.5 Tabel 1.6 Tabel 1.7. Tabel 1.8 Tabel 1.9 Tabel 1.10. Tabel 1.11 Tabel 1.12. Tabel 1.13 Tabel 1.14 Tabel 1.15 Tabel 2.1 Tabel 3.1. Tabel 3.2 Tabel 3.3. Data panjang ikatan, orde ikatan dan energi disosiasi ikatan spesies diatomik unsur-unsur periode dua ............................... 8 Celah energi beberapa bahan ...................................................... 14 Beberapa bahan semikonduktor yang umum ........................ 19 Jari-jari ionik (dalam pm) dan bilangan koordinasi beberapa unsur ....................................................................................................... 39 Jenis klas kristal dan kondisi unit sel .......................................... 45 Beberapa senyawa dengan struktur kristal khusus ............... 50 Jari-jari van der Waals beberapa atom nonmetalik .............. 59 Jari-jari kovalen beberapa unsur .................................................. 60 Komparasi jarak antarnuklir perhitungan dan eksperimen 61 Jari-jari ionik (dalam pm) beberapa ion ..................................... 64 Hubungan rasio jari-jari dengan geometri ............................... 66 Contoh beberapa senyawa dengan kemasan-nyata yang menyimpang dari kemasan-duga ............................................... 68 Energi kisi (dalam kJ mol-1) seri halida ...................................... 70 Tetapan Madelung beberapa senyawa ...................................... 72 Energi kisi berbagai garam alkali halida .................................... 78 Kaidah Hume – Rothery dalam beberapa logam paduan ... 100 Kerangka Sistem Periodik Unsur menunjukkan posisi Unsur-unsur logam kelompok s, p, d, dan f .............................. 103 Data beberapa sifat logam alkali .................................................. 105 Data kelarutan, energi kisi, entalpi hidrasi, dan selisih entalpi seri natrium halida ............................................................................. 107.

Tabel 3.4 . Tabel 3.5. Tabel 3.6 Tabel 3.7 Tabel 3.8 Tabel 3.9 Tabel 3.10. Tabel 3.11 Tabel 4.1 Tabel 4.2 Tabel 4.3 Tabel 4.4 Tabel 5.1.1. Tabel 5.1.2 Tabel 5.1.3 Tabel 5.1.4 Tabel 5.1.5 Tabel 5.1.6 Tabel 5.1.7 Tabel 5.1.8 Tabel 5.2.1 Tabel 5.3.1 Tabel 5.3.2 Tabel 5.3.3. Tabel 5.3.4 xvi. Faktor entropi, H, dan G hitungan pada proses pelarutan seri natrium halida ............................................................................. 108 Jari-jari (dalam ppm) dan rapatan muatan ion golongan alkali dan alkali tanah. ...................................................................... 127 Data beberapa sifat logam alkali tanah ..................................... 129 Jumlah maksimum molekul air dalam kristal hidrat MX2.nH2O.............................................................................................. 130 Faktor Entalpi pada proses pelarutan MgCl2 dan NaCl ....... 132 Faktor Entropi pada proses pelarutan MgCl2 dan NaCl ...... 132 Perbandingan harga-harga H, S, dan G dengan energi kisi dan entalpi hidrasi pada proses pelarutan MgCl2 dan NaCl ............................................................................................... 133 Kelarutan hidroksida logam alkali tanah ................................... 141 Beberapa sifat unsur-unsur golongan 13 ................................. 152 Data energi ionisasi aluminium dan talium ............................. 170 Komparasi sifat-sifat ion talium(I), Tl+, dengan ion kalium, K+, dan ion perak, Ag+. ................................................................... 172 Karakteristika timah, timbel dan bismut ................................... 174 Kerangka Sistem Periodik Unsur menunjukkan posisi unsur-unsur transisi ...................................................................... 193 Beberapa data fisik logam-logam Periode 4 ............................ 194 Konfigurasi elektronik dan tingkat oksidasi logam periode 4 . .............................................................................................. 196 Kecenderungan jari-jari kationik dan jari-jari atom beberapa unsur Periode 4, 5, dan 6 untuk Golongan 2, 4, 5, 6, 7, dan 11 .................................................................................................... 200 Tingkat oksidasi yang paling umum logam-logam transisi Periode 4, 5, dan 6 ............................................................................. 200 Kecenderungan melakukan proses kemisorpsi beberapa logam (logam transisi 3d dicetak tebal) terhadap beberapa molekul gas .......................................................................................... 205 Nilai momen magnetik spin, µs , untuk senyawa unsur-unsur transisi (n = jumlah elektron nirpasangan) .............................. 208 Suseptibilitas diamagnetik molar, L, berbagai spesies (semua harga dikalikan dengan 10-6 mol-1) ........................................... 211 Data beberapa sifat unsur-unsur transisi golongan 4 .......... 227 Data beberapa sifat unsur-unsur transisi golongan 5 .......... 238 Karakteristika oksida dan beberapa ion vanadium ............... 239 Warna beberapa senyawa halida sederhana (monomer) dari logam-logam golongan 5 ...................................................... 245 Beberapa contoh senyawa oksovanadium .............................. 249 Kimia Anorganik Logam.

Tabel 5.4.1 Tabel 5.4.2 Tabel 5.5.1 Tabel 5.5.2. Tabel 5.9.4 Tabel 5.10.1 Tabel 5.10.2. Beberapa sifat unsur-unsur transisi golongan ...................... 254 Karakteristika beberapa oksida dan ion kromium ................ 255 Beberapa sifat unsur-unsur transisi golongan 7 ..................... 267 Potensial reduksi standar (Eo) beberapa pasangan setengah reaksi mangan, teknesium, dan renium dalam larutan asam pada 25˚C .............................................................................................. 269 Karakteristika oksida, hidroksida mangan dan beberapa turunannya ........................................................................................... 273 Beberapa sifat unsur-unsur transisi golongan 8 .................... 281 Beberapa sifat unsur-unsur golongan 9 .................................. 294 Beberapa sifat unsur-unsur transisi golongan 10 .................. 298 Beberapa sifat unsur-unsur transisi golongan 11 .................. 302 Klasifikasi fase paduan logam menurut Hume-Rothery ...... 303 Perbandingan sifat logam alkali dan logam golongan tembaga ................................................................................................ 304 Beberapa paduan tembaga ........................................................... 307 Beberapa sifat-sifat unsur golongan 12 ..................................... 317 Komparasi sifat-sifat fisika dan kimia zink dan magnesium 323. Daftar Tabel. xvii. Tabel 5.5.3 Tabel 5.6.1 Tabel 5.7.1 Tabel 5.8.1 Tabel 5.9.1 Tabel 5.9.2 Tabel 5.9.3.



IKATAN Pada Logam dan senyawa-senyawanya. 1 1.1 IKATAN METALIK 1.1.1 Model Ikatan Dalam ilmu kimia, kita mengenal berbagai macam ikatan, salah satu di antaranya ialah ikatan metalik.�������������������������������� Teori ikatan metalik mana pun harus mampu menjelaskan sifat utama logam, khususnya sifat hantaran listriknya yang sangat tinggi. Selain itu, teori tersebut juga harus mampu menjelaskan sifat logam dalam hal hantaran bahang (kalor) atau kondukstivitas termal dan sifat pantulan atau reflektivitas yang tinggi. Di antara teori ikatan metalik yang ada, yang paling sederhana adalah model lautan elektron. Dalam model ini, setiap elektron valensi mampu bergerak bebas di dalam tumpukan bangun logam, dan oleh karena itu dipakai istilah lautan elektron, dan bahkan meninggalkannya sehingga menghasilkan ion positif. Elektron valensi inilah yang membawa dan menyampaikan arus listrik. Gerakan elektron valensi ini juga memindahkan bahang dalam logam. Kelemahannya, model ini tidak menjelaskan sifat logam yang berkaitan dengan daya pantul yang tinggi. Teori orbital molekular yang sangat unggul menjelaskan bahwa ikatan kovalen ternyata mampu menyediakan model ikatan metalik yang lebih komprehensif.������������������������������������������������� Perluasan teori ini untuk logam sering disebut.

teori pita (band theory). Tataan atom-atom dalam kristal logam dapat ditafsirkan dalam bentuk kemas bola-bola keras. Tataan kemas (packing) merupakan hal yang umum, baik dalam logam maupun senyawa ionik padatan. Dengan demikian, studi ikatan metalik memberikan wawasan penghubung antara ikatan kovalen dan ikatan ionik. 1.1.2 Teori Orbital Molekular Teori orbital molekular mengandaikan bahwa apabila dua atom atau lebih bergabung membentuk suatu spesies, maka spesies ini tidak lagi memiliki sifat orbital atomik secara individual, melainkan membentuk orbital molekular yang elektron-elektronnya dipengaruhi secara serentak oleh kedua inti atom yang bergabung. Pendekatan sederhana menyarankan bahwa hanya elektron-elektron dalam orbital atomik luar saja yang dianggap membentuk ikatan, sehingga elektron ikatan ini berada dalam orbital molekular; sedangkan elektron-elektron dalam orbital atomik dalam masih tetap sebagaimana keadaannya dalam masing-masing atom secara individual. Menurut pendekatan kombinasi linear (linear combination), banyaknya orbital molekular yang terbentuk sama dengan jumlah orbital atomik yang bergabung. Bila dua atom yang bergabung masingmasing menyediakan satu orbital atomik (Ψ) maka dihasilkan dua orbital molekular, satunya merupakan kombinasi jumlahan kedua orbital atomik yang saling menguatkan dan lainnya kombinasi kurangan yang saling meniadakan. Kombinasi jumlahan menghasilkan orbital molekular ikat (Ψb, bonding) yang mempunyai energi lebih rendah, dan kombinasi kurangan menghasilkan orbital molekular antiikat (Ψa, antibonding) yang mempunyai energi lebih tinggi (Gambar 1.1). Hal ini bukan berarti bahwa semua orbital molekular ini harus ditempati oleh elektron, melainkan elektron mengisi orbital-orbital molekular menurut tingkat energinya dari rendah ke tinggi. Dengan demikian terdapat perbedaan antara jumlah elektron dalam orbital ikat dan dalam orbital antiikat; numerik perbedaan ini dibagi dengan jumlah atom yang berikatan disebut derajat ikatan atau orde ikatan (bond order) yang dapat dipakai sebagai petunjuk kekuatan ikatan yang bersangkutan. . Kimia Anorganik Logam.

Gambar 1.1 Diagram energi orbital molekular spesies dwiatomik - homonuklir A-A (a) dan - heteronuklir A-B dengan atom B lebih elektronegatif daripada atom A (b) (Untuk molekul H2 , ∆E ~ 458 kJ mol-1 ~ 4,5 eV). Orbital molekular ikat adalah orbital yang rapatan elektron ikat terpusat mendekat pada daerah antara kedua inti atom yang bergabung, dan dengan demikian menghasilkan situasi yang lebih stabil. Orbital molekular antiikat adalah orbital di mana rapatan elektron ikat terpusat menjauhi daerah antara kedua inti atom yang bergabung, dan dengan demikian menghasilkan situasi yang kurang stabil. Relatif terhadap energi orbital atomik, penurunan energi orbital molekular ikat (ΔE) sama dengan kenaikan energi orbital molekular antiikat (Gambar 1.1a). Untuk molekul homonuklir, orbital atomik yang sama mempunyai tingkat energi yang sama pula, tetapi dalam molekul heteronuklir menjadi lebih rendah bagi atom yang bersifat lebih elektronegatif (Gambar 1.1b). Jika perbedaan elektronegativitas antara kedua atom yang bergabung ini sangat besar, yang berarti ΔE relatif lebih kecil, karakteristika orbital molekular ikat praktis didominasi oleh orbital atomik dari atom yang lebih elektronegatif dan sebaliknya orbital molekular antiikat didominasi oleh orbital atomik dari atom yang bersifat kurang elektronegatif. Jika pada daerah tumpang-tindih (overlap) ada orbital atomik yang tidak berinteraksi dalam pembentukan ikatan, Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. .

orbital molekular yang dihasilkan disebut orbital nonikat (nonbonding) dan mempunyai tingkat energi tetap sama dengan orbital atomik dari atom yang bersangkutan. Tipe orbital molekular Jika dua orbital atomik 1s (secara matematis masing-masing dinyatakan dengan fungsi gelombang ΨA dan ΨB) bergabung, maka fungsi gelombang orbital molekular ikat (bonding), Ψb, dan antiikat, Ψa, secara berurutan dapat dinyatakan dengan persamaan : Ψb = ΨA + ΨB . dan . Ψa = ΨA - ΨB. (Catatan : ΨB - ΨA bukanlah bentuk kombinasi baru melainkan bentuk lain dari minus Ψa ). Rapatan (densitas) elektron atau tepatnya peluang mendapatkan elektron dilukiskan oleh besaran amplitudo, yaitu kuadrat fungsi gelombang yang bersangkutan, Ψ_2 ; bagi kedua fungsi ikat dan fungsi antiikat tersebut adalah:. Ψb2 = ΨA2 + ΨB2 + 2ΨAΨB dan Ψa2 = ΨA2 + ΨB2 - 2ΨAΨB. Kedua persamaan fungsi peluang mendapatkan elektron dari kedua orbital molekular tersebut berbeda dalam hal besaran ± 2ΨAΨB.�� Nilai integrasi besaran ini melukiskan integral tumpang-tindih yang sangat penting dalam teori ikatan. Jadi, besaran tumpang-tindih dalam orbital ikat bernilai positif, dan ini berarti rapatan elektron di antara kedua inti atom yang bergabung naik atau membesar. Tetapi, besaran tersebut dalam orbital antiikat berharga negatif, dan ini berarti rapatan elektron di antara kedua inti atom yang bergabung turun atau mengecil dan menghasilkan bidang simpul (nodal plane) yang artinya amplitudo berharga nol sebagaimana ditunjukkan Gambar 1.2. Ikatan yang terjadi secara demikian ini disebut ikatan� σ�������� �� ������� dengan rapatan elektron terpusat di sekeliling sumbu ikat. Begitu juga, tipe orbital molekular yang bersangkutan diberi notasi���������������� σ_������������� (lengkapnya�� σ1s), dan untuk orbital antiikat diberi tambahan superscript- bintang, (� σ1s*). Kombinasi dua macam orbital cara ujung (yang sumbunya berimpit, misalnya orbital s dengan orbital apapun) selalu menghasilkan orbital���� σ��. . Kimia Anorganik Logam.

Gambar 1.2 Dua macam orbital atomik s-s, s-p, dan p-p (a), bergabung berdasarkan sifat simetrinya (b) dan membentuk orbital molekular - dan  - ikat dan anti ikat (c) Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. .

Kombinasi antara dua orbital p dapat terjadi menurut dua cara, dan oleh karena itu menghasilkan dua tipe orbital molekular. Cara “ujung” menghasilkan orbital�� σp dan cara “samping” menghasilkan orbital� π �p; dalam orbital��������������������������������� π������������������������������� sumbu ikat terletak pada satu nodal plane (bidang simpul). Jadi, tumpang tindih ikatan tidak berimpit dengan sumbu ikatan. Dapat dipahami bahwa ikatan� σ����������������������������� �� umumnya ���������������������������� lebih kuat daripada ikatan���������������������������������� π�������������������������������� karena tumpang-tindih ikatan��� _σ��������������������������������� �������������������������������� terletak pada sumbu ikat. Bila kombinasi tumpang-tindih menghasilkan dua bidang simpul (yang saling tegak lurus), hasilnya adalah ikatan� δ;���������������������������� ������������������������������ misalnya, kombinasi antara dua orbital dxy, atau dua orbital dx2-y2, atau kombinasi antara keduanya. Kontruksi diagram energi dan konfigurasi elektronik spesies diatomik. Molekul H2 bersifat stabil, diagram energinya secara mudah dapat disusun mirip Gambar 1.1 menghasilkan konfigurasi elektronik (σ1s)2 dan dengan demikian mempunyai orde ikatan sebesar satu. Tetapi, molekul “He2”, jika ada, tentu tidak stabil karena mempunyai konfigurasi (σ1s)2 (σ1s*)2 yang menghasilkan orde ikatan nol. Diagram orbital molekular untuk molekul diatomik homonuklir periode dua, Li2 hingga F2, dapat disusun menurut kerangka Gambar 1.3a yang dalam hal ini energi πp > σp; namun, diagram ini mengabaikan adanya interaksi antara orbital s dengan orbital p dari atom yang lain (s – p’, dan s’– p ), dan ini hanya dapat berlaku jika perbedaan energi antara orbital 2s dan 2p cukup besar seperti dalam atom oksigen dan fluorin. Perbedaan energi 2s – 2p unsur Li hingga Ne naik secara nyata sebagaimana dinyatakan dengan kenaikan potensial ionisasi, 2 eV sampai 27 eV. Oleh karena itu untuk unsur Li hingga N, interaksi s – p’ dan s’– p tidak dapat diabaikan lagi karena perbedaan energi 2s – 2p dianggap kecil, dan akibatnya orbital molekular σp berinteraksi dengan orbital 2s sehingga berakibat lanjut naiknya energi yang bersangkutan hingga menjadi lebih tinggi daripada energi πp (Gambar 1.3b).�������������������� Perubahan energi. . Kimia Anorganik Logam.

relatif dengan konfigurasi elektronik molekul Li2 hingga F2 ditunjukkan oleh Gambar 1.4. . Gambar 1.3 Diagram orbital molekular spesies diatomik periode dua, (a) O2 hingga F2 , dan (b) Li2 hingga N2. Gambar 1.4 Diagram perubahan (kualitatif) energi orbital molekular �������� spesies diatomik homonuklir unsur-unsur periode dua Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. .

Perlu diingat bahwa orbital-orbital “dalam” tidak pernah berperan pada pembentukan orbital molekular; dengan demikian, konfigurasi elektronik molekul O2 dengan sumbu Z sebagai sumbu ikat misalnya, dapat dituliskan sebagai [KK] (� σ2s)2 (� σ2s*)2 (� π2px)2 (� π2py)2 (� σ2p)2 (� π2px*)1 (� π2py*)1. Konfigurasi elektronik ini (dalam peringkat dasar, ground state) menunjukkan adanya dua elektron nirpasangan dalam molekul O2 sehingga dapat menjelaskan sifat paramagnetik molekul ini yang dapat ditemui dalam fase cair (energi peringkat tereksitasi hanya sedikit lebih tinggi, 95 kJ mol-1, dan O2 menjadi bersifat diamagnetik); jadi, inilah yang merupakan salah satu keunggulan teori orbital molekular dibanding dengan teori ikatan yang lain. Berdasarkan pemahaman diagram Gambar 1.4 serta data panjang ikatan, orde ikatan, dan energi disosiasi maka dapat dijelaskan konfigurasi elektronik orbital molekular spesies-spesies analog seperti O2-, O2+, dan sebagainya; perbandingan data ini dapat diperiksa pada Tabel 1.1. Tabel 1.1 Data panjang ikatan, orde ikatan dan energi disosiasi ikatan spesies diatomik unsur-unsur periode dua Spesies H2 “He2” Li2 “Be2” B2 C2 N2 O2+ O2 O2O22F2 CO NO. . Jumlah Elektron 2 4 6 8 10 12 14 15 16 17 18 18 14 15. Orde Ikatan (derajat ikatan) 1 0 1 0 1 2 3 2,5 2 1,5 1 1 3 2,5. Panjang Ikatan (dalam pm) 74 267 159 124 109 112 121 130 149 141 113 115. Energi Ikatan (dalam kJ mol-1) 432 108 292 590 942 636 494 394 154 1070 628. Kimia Anorganik Logam.

Bahkan demikian juga, konfigurasi molekul diatomik heteronuklir dapat diramalkan dengan pemahaman tersebut.���������������������� Misalnya, molekul CO diramalkan mempunyai diagram konfigurasi antara C2 dan O2 , yaitu N2. Karena CO dan N2 keduanya memang isoelektronik maka, keduanya pun mempunyai konfigurasi elektronik yang sama; ternyata, keduanya mempunyai data panjang ikatan yang hampir sama, tetapi energi disosiasi ikatan lebih besar pada CO. Namun demikian perlu ditekankan, bahwa orbital molekular ikat molekul CO lebih berkarakter orbital atomik oksigen ketimbang karbon. Konstruksi diagram energi orbital molekular logam Konstruksi diagram energi orbital molekular, misalnya untuk dua atom Li dalam fase gas yang membentuk molekul Li2, dapat diperiksa pada Gambar 1.4. Selanjutnya, andaikata terdapat empat orbital atom 2s dari empat atom Li bergabung dalam molekul Li4, maka diperoleh empat orbital molekular σ2s, yaitu dua orbital ikat dan dua yang lain antiikat. Namun agar tidak melanggar hukum kuantum, energi orbitalorbital ini tidak setingkat (degenerat), artinya energi orbital σ2s yang satu tidak boleh mempunyai energi yang persis sama dengan energi orbital σ2s yang lain.����������������������������������������������������� Oleh karena itu, konstruksi diagram energi orbital molekular Li4 dapat dilukiskan seperti Gambar 1.5a. Dalam kristal logam, sejumlah besar (n) orbital atomik dari n atom logam bergabung. Orbital-orbital ini berinteraksi secara tiga dimensional membentuk n orbital molekular dengan prinsip yang sama seperti halnya pada pembentukan orbital molekular Li4 tersebut. Oleh karena itu, misalnya dalam gabungan n atom Li menjadi Lin, akan terdapat orbital molekular ikat ½ n σ2s dan antiikat ½ n σ2s*. Karena demikian ba- nyaknya tingkat energi orbital-orbital ini, jarak tingkat yang satu dengan yang lain menjadi sedemikian dekatnya sehingga menghasilkan suatu bentuk kontinu (sinambung) atau ”pita”. Untuk logam litium, pita energi orbital molekular yang dihasilkan dari orbital atomik 2s, setengahnya akan terisi penuh yaitu bagian pita ikat ½ n σ2s, dan setengah yang lain kosong yaitu bagian pita antiikat ½ n σ2s* (Gambar 1.5b). Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. .

Gambar 1.5 Diagram orbital molekular Li4 (a) dan Lin (b). Pita energi tertinggi yang berisi penuh elektron disebut pita valensi. Pita energi tertinggi berikutnya tempat elektron dapat menjelajah secara bebas sebagai penghantar listrik disebut pita konduksi. Mengapa demikian? Pita konduksi terdiri atas elektron-elektron yang disebut elektron konduksi yaitu elektron yang mempunyai cukup energi sehingga tidak tertarik balik oleh tarikan ion positif; elektron-elektron lainnya pada tingkat energi yang lebih rendah dalam pita konduksi membutuhkan energi yang lebih besar untuk mencapai pita kosong dan umumnya tidak berpartisipasi dalam sifat hantaran. Dalam pengaruh medan listrik, elektron konduksi dipercepat ke arah medan dan hasilnya adalah aliran elektron. Pita konduksi ini ada yang kosong, ada yang berisi elektron banyak, dan ada yang setengah penuh sebagaimana ditemui pada logam. Pita energi ada yang saling terpisah satu sama lain dengan menghasilkan celah energi terlarang (forbidden energy gap). Celah energi antara pita valensi dengan pita konduksi berperan penting dalam menentukan sifat hantaran listrik. Celah energi ini ukurannya 10. Kimia Anorganik Logam.

dapat lebar ataupun sempit. Celah yang lebar tidak memungkinkan elektron melintasinya (yakni insulator) dan celah yang sempit memungkinkan elektron melintasinya ke pita energi yang lebih tinggi sebagai penghantar listrik (yakni konduktor). Adanya celah energi ini merupakan konsekuensi sifat mekanika kuantum elektron, yaitu memungkinkan peluang mendapatkan elektron dengan nilai nol. Selain itu, pita energi ada juga yang saling tumpang tindih. Sifat hantaran listrik konduktor (logam), insulator (nonlogam), dan semikonduktor dapat dijelaskan berdasarkan susunan pita-pita energi tersebut dalam bahan yang bersangkutan. Untuk logam-logam golongan 1, pita konduksi terdiri atas setengah pita isi penuh elektron dan setengah pita kosong. Kedua bagian tengahan pita energi ini tentu sangat dekat satu sama lain karena tidak ada celah energi, sehingga elektron-elektron dalam pita konduksi ini dengan mudah mampu menjelajahi pita kosong sebagai pembawa arus listrik. Elektron-elektron berperan dalam konduksi hanya jika berada dalam pita yang terisi secara parsial. Dalam pita yang terisi penuh dengan tanpa adanya pita kosong cukup dekat, elektron-elektron hanya bergerak saling bertukar tempat. Dalam pengaruh medan listrik elektron-elektron terbagi menjadi dua bagian yang sama jumlahnya dengan dua arah yang menghasilkan resultante nol, tanpa konduksi. Untuk unsur-unsur golongan 2, elektron-elektron dengan energi tertinggi (ns2) menempati secara penuh pita valensi. Sepintas elektron-elektron ini bukan elektron konduksi. Namun, pita konduksi kosong berikutnya tersusun oleh orbital np yang ternyata tumpang-tindih dengan pita valensi, sehingga elektron pada pita valensi mampu berperan sebagai elektron konduksi, menjelajah bebas pada orbital np dalam pita konduksi. Elektron-elektron yang menempati energi di bawah pita valensi disebut elektron inti (core electrons); elektron-elektron ini terikat kuat oleh inti atom yang bersangkutan dan dianggap kurang berperan dalam menentukan sifat konduktivitas. Jadi untuk (Be)n misalnya, Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 11.

elektron-elektron inti menempati pita energi yang tersusun oleh orbitalorbital (1s2)n, yang posisinya di bawah pita valensi (2s2)n sebagaimana ditunjukkan Gambar 1.6.. Gambar 1.6 Diagram orbital molekular Ben. Dengan adanya pita energi tersebut sifat konduktivitas listrik suatu logam secara sederhana dapat dijelaskan, yaitu bahwa sebuah elektron mampu mencapai ke tingkat-tingkat energi orbital antiikat yang kosong dengan energi yang sangat sedikit lebih tinggi, dan kemudian bergerak bebas melalui struktur logam sebagai arus listrik. Secara sama, sifat konduktivitas termal dapat dijelaskan oleh karena adanya elektronelektron bebas yang mampu membawa energi secara translasi melalui seluruh bangun kristalnya. Sebagaimana telah dijelaskan dalam teori atom, cahaya diserap dan dipancarkan apabila elektron pindah dari tingkat energi yang satu ke tingkat energi yang lain, dan pancaran cahaya ini diamati sebagai spektrum garis. Menurut teori pita tersebut, dalam logam terdapat tingkat-tingkat energi yang sangat banyak jumlahnya, sehingga jumlah kemungkinan terjadinya transisi elektroniknya juga tak terbatas. Akibatnya, permukaan atom-atom logam dapat menyerap cahaya dengan se12. Kimia Anorganik Logam.

gala panjang gelombang dan kemudian memancarkan kembali dengan panjang gelombang yang sama karena elektron membebaskan energi yang sama ketika kembali ke peringkat dasarnya (ground state). Jadi, teori pita ini mampu pula menjelaskan sifat reflektivitas logam. Sifat metalik ternyata masih dapat dipertahankan pada fase cair; pada fase ini adanya tumpang-tindih antar orbital yang menghasilkan sifat metalik seperti halnya pada fase padatnya masih dapat dipertahankan, tetapi menjadi lenyap pada fase gas. Jadi, titik didih suatu logam merupakan temperatur terjadinya pemutusan ikatan-ikatan metalik, dan ini merupakan petunjuk kekuatan ikatan metalik yang bersangkut­ an. Sebagai contoh, natrium meleleh pada 98 oC tetapi baru mendidih pada 890 oC. Kontruksi diagram orbital molekular golongan 2 dapat diwakili unsur Berilium, Be. Unsur ini mempunyai sifat mirip logam atau semilogam. Dengan konfigurasi elektronik [He] 2s2, kedua orbital molekular ikat�� σ2s dan antiikat�� σ2s* berisi elektron penuh, sehingga dalam daerah pita energi�� σ2s –�� σ2s* tidak lagi terdapat daerah kosong tempat elektron dapat bergerak bebas (Gambar 1.6). Namun demikian, orbital kosong 2p membentuk pita energi 2p yang sedikit bertumpang-tindih dengan pita 2s, dan ini memungkinkan elektron-elektron ”menjelajah” dalam bangun logamnya. Akibatnya, berilium mempunyai konduktivitas listrik yang tinggi, meskipun sifat-sifat kimiawinya lebih mendekati sebagai semilogam. Teori orbital molekular yang menghasilkan pita energi dapat diterapkan tidak hanya pada logam melainkan juga pada setiap bahan padatan karena orbital-orbital dari atom-atom secara individu dapat saling mendekat untuk mengadakan tumpang-tindih. Ukuran celah energi antara pita valensi dan pita konduksi bervariasi dalam bahan yang berbeda. Dalam insulator, suatu bahan yang tidak menghantar listrik, celah energi sedemikian lebar sehingga elektron dalam pita valensi tidak mungkin dapat melintasinya. Oleh karena dalam insulator pita valensi penuh terisi elektron, aliran elektron tidak mungkin berlangsung sehingga sifat konduksi tidak terjadi. Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 13.

Dalam unsur semikonduktor, juga terdapat celah energi antara pita valensi dan pita konduksi, namun celah ini lebih sempit dibandingkan dengan celah dalam insulator. Bahkan pada temperatur kamar, beberapa elektron mempunyai energi yang cukup untuk melompati celah ini dan masuk ke dalam pita konduksi tempat elektron ini mampu menjelajah bebas. Celah energi ini untuk beberapa bahan ditunjukkan dalam Tabel 1.2. Tabel 1.2 Celah energi beberapa bahan (dalam kJ mol-1) Bahan. Celah energi. Bahan. Celah energi. B. 320. Intan. 502. Si. 100. InP. 130. Ge. 67. GaAs. 140. As(gray). 120. InSb. 20. β-Sb Te. 10 37. CdTe. 140. Semikonduktor Semikonduktor adalah suatu padatan, bahan kristalin dengan konduktivitas listrik intermediat antara metal dan insulator. Sifat konduktivitas semikonduktor tidak sebaik metal karena jumlah elektronelektron yang terdapat dalam pita konduksi lebih sedikit dibanding dengan jumlah elektron ini dalam metal. Dengan kata lain semikonduktor mempunyai harga tahanan listrik lebih tinggi daripada tahanan listrik metal. Konduktivitas (dengan unit ohm-1 cm-1) adalah kebalikan dari tahanan. Sebagai contoh, aluminium mempunyai tahanan listrik 2,7.10-6 ohm cm pada 20 0C; silikon murni mempunyai tahanan listrik 105 ohm cm, sedangkan intan murni (insulator) mempunyai tahanan listrik yang sangat tinggi, 1014 ohm cm, pada 15 0C. Semikonduktor mempunyai tahanan listrik pada rentang 10-3 –108 ohm cm. Temperatur mempunyai pengaruh yang berbeda terhadap sifat hantaran listrik suatu logam dengan semikonduktor. Dalam kisi kristal metalik, kenaikan temperatur mengakibatkan meningkatnya frekuensi 14. Kimia Anorganik Logam.

vibrasi ion-ion pada posisi kisinya. Hal ini menyebabkan elektron yang bergerak melalui metal dibawah pengaruh medan listrik menjadi meningkat peluangnya dalam menumbuk ion. Akibatnya, untuk logam kenaikan temperatur menaikkan tahanan listriknya. Tetapi untuk semikonduktor, kenaikkan temperatur menyebabkan bertambahnya jumlah elektron yang memperoleh cukup energi untuk melompat keluar dari pita valensi ke pita konduksi. Dengan demikian, kenaikan temperatur mengakibatkan penurunan tahanan listrik semikonduktor. Seberapa jauh perubahan tahanan listrik oleh karena perubahan temperatur ini bagi semikondoktor berbeda satu sama lain.����������������������� Secara umum, konduktivitas semikonduktor menyerupai metal pada temperatur tinggi, tetapi menyerupai insulator pada temperatur rendah. . Gambar 1.7 Skema struktur pita : (a) non logam (b) semikonduktor intrinsik (c) semikonduktor pengotor. Teori pita juga dapat dipakai untuk menjelaskan beberapa senyawa bersifat sebagai konduktor listrik, beberapa lainnya tidak dan beberapa yang lain semikonduktor.���������������������������������������� Dalam logam, pita-pita energi elektron bertumpang-tindih dan mengizinkan elektron bergerak bebas melalui pita dalam seluruh struktur kristalnya. Dalam nonmetal, pita-pita terpisah cukup lebar dan menghasilkan celah energi sehingga tidak me- mungkinkan elektron mampu bergerak bebas (Gambar 1.7a); unsur nonmetal ini dikenal sebagai insulator. Dalam beberapa unsur, celah Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 15.

atau gap energi antara pita-pita cukup kecil sehingga memungkinkan hanya sedikit elektron dapat tereksitasi ke pita kosong di atasnya (Gambar 1.7b); unsur demikian ini dikenal sebagai semikonduktor intrinsik. Teknologi modern memerlukan material semikonduktor, dan ini dapat disintesis sesuai dengan karakteristika yang diinginkan. Semikonduktor dapat dibuat dari unsur-unsur dengan celah pita lebar (insulator) kemudian didadah (doping) dengan unsur-unsur lain sebagai pengotor. Unsur tambahan ini mempunyai pita tingkat energi (isi-kosong tanpa gap atau celah) yang ukurannya tepat pada celah antara pita isi dan pita kosong dari bahan utama insulator tersebut (Gambar 1.7c). Melalui pita pengotor ini beberapa elektron dari material utama dapat bergerak bebas ke pita energi kosong sehingga memungkinkan terbentuknya sifat semikonduktor listrik; sifat ini dapat diatur sesuai dengan proses pendadahan antara bahan utama dengan bahan pengotornya seperti yang diinginkan. Komparasi model pita energi untuk insulator (nonlogam), logam, dan berbagai jenis semikonduktor ditunjukkan oleh Gambar 1.8. Sifat konduktivitas semikonduktor sering dipahami dengan penerapan dua istilah, yaitu aliran elektron bebas dalam pita konduksi dan migrasi “lubang” dalam pita valensi yang berlawanan arah dengan aliran elektron tersebut.�������������������������������������������������� Elektron yang melompat keluar dari pita valensi akan meninggalkan “lubang” bekas seperti halnya seseorang bangkit dari tempat duduk meninggalkan tempat duduk yang kosong. Andaikata tempat duduk yang kosong ini berada di baris ujung (depan), kemudian baris isi belakangnya pindah ke tempat kosong di depannya demikian seterusnya, maka seolah-olah telah terjadi migrasi tempat duduk kosong (lubang) dari depan ke arah belakang. Dibawah pengaruh medan listrik, lubang-lubang (elektron) bermigrasi dalam pita valensi dengan cara seperti tersebut di atas. Oleh karena lubang yang ditinggalkan elektron memberikan efek muatan positif (sebagai akibat “kekurangan” elektron), maka terjadilah aliran muatan positif yang berlawanan arah dengan elektron konduksi. Dalam semikonduktor murni pada temperatur kamar, jumlah elektron dalam pita konduksi sama dengan jumlah lubang dalam pita valensi. Suatu bahan semikonduktor intrinsik berisi jumlah yang sama 16. Kimia Anorganik Logam.

antara lubang dan elektron pembawa arus (Gambar 1.8f ); jadi, konduksi ini adalah sifat intrinsik bahan yang bersangkutan. Pada temperatur cukup tinggi, bahkan insulator intan dapat bersifat semikonduktor intrinsik. Dalam suatu semikonduktor ekstrinsik, jumlah lubang dan elektron pembawa arus tidak sama, dan sifat konduksinya bergantung pada bahan ekstrinsik (“pengotor”) yang didadahkan. Ada dua tipe “pengotor” yaitu donor dan akseptor. Pengotor donor menyediakan elektron menurut cara berikut. Dalam silikon dan germanium murni (dengan karakteristik konfigurasi elektronik ns2 np2), setiap atom tersambung pada empat atom tetangga dengan ikatan kovalen. Suatu atom unsur golongan 15, misalnya fosfor, arsen, atau antimon, yang masuk dalam kisi kristal silikon atau germanium dengan tanpa mendistorsi kisi terlalu besar juga berikatan dengan empat atom tetangganya, silikon atau germanium. Oleh karena atom unsur golongan 15 ini mempunyai karakteristik konfigurasi elektronik ns2 np3, maka salah satu elektron dalam setiap atomnya ditinggalkan dan elektron ekstra ini memasuki pita valensi isi yang disebut tingkat energi donor (donor level of energy); tingkat donor ini biasanya terletak sedikit di bawah pita konduksi inang silikon atau germanium. Elektron dalam tingkat donor ini sangat mudah terpromosi ke dalam pita konduksi inang sehingga meningkatkan sifat konduktivitasnya. Dalam semikonduktor, pengotor donor benar-benar memberi kontribusi elektron pada pita konduksi dan hal ini tidak meninggalkan lubang dalam pita valensi inang. Penambahan sejumlah“pengotor“ (1001000 ppm) ke dalam unsur inang ini disebut sebagai pendadahan , dan unsur “pengotor”nya sebagai dopan (pendadah). Kristal semikonduktor hasil pendadahan dengan dadah donor ini disebut semikonduktor tipe-n, dengan elektron-elektron negatif sebagai pembawa arus utama. Dalam semikonduktor tipe-n, setiap elektron yang memasuki pita konduksi inang meninggalkan satu ion positif dalam struktur kristalnya. . Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 17.

Gambar 1. 8 Model pita energi untuk (a) insulator (b-c) metal, dan (d-h) berbagai jenis semikonduktor . Atom-atom unsur golongan 13, misalnya boron, aluminium atau indium, mempunyai karakteristik konfigurasi elektronik ns2 np1;. 18. Kimia Anorganik Logam.

oleh karena itu, apabila atom ini masuk dalam kisi kristal silikon atau germanium, atom tersebut hanya mampu mengikat tiga atom inang tetangganya. Akibatnya, salah satu atom inang tetangga hanya memiliki tiga ikatan dengan satu elektron tanpa partner (pasangan). Situasi ini menghasilkan defisiensi satu elektron atau dengan kata lain menghasilkan satu lubang. Pengotor akseptor memberi kontribusi terjadinya lubanglubang pada tingkat energi akseptor kosong (acceptor level of energy), yang biasanya terletak sedikit di atas pita valensi inang. Elektronelektron dalam pita valensi inang sangat mudah terpromosi ke dalam tingkat akseptor kosong dengan meninggalkan lubang-lubang dalam pita valensinya. Kristal semikonduktor hasil pendadahan dengan dadah akseptor ini disebut semikonduktor tipe-p, dengan lubang positif sebagai pembawa arus utama. Dalam semikonduktor tipe-p, setiap atom akseptor yang didadahkan pada inang meninggalkan satu ion negatif dalam struktur kristalnya. Bahan semikonduktor yang umum (Tabel 1.3) adalah silikon, germanium, dan sejumlah senyawa biner intermetalik antara unsurunsur golongan 13 dan 15 (sering disebut senyawa III-V) atau antara unsur-unsur dari keluarga zink dan golongan 16 (sering disebut senyawa II-VI, karena zink, kadmium, dan raksa seperti golongan 2 mempunyai elektron ns2). Senyawa III-V, misalnya unsur golongan 13 memberi kontribusi tiga elektron per atomnya dan unsur golongan 15 memberi kontribusi lima elektron per atomnya, menghasilkan rata-rata empat elektron per atomnya. Senyawa semacam ini membentuk kristal dengan struktur bak-intan, mirip struktur kristal silikon dan germanium, dan dapat didadah dengan hasil yang sama seperti unsur-unsur semikonduktor. . Tabel 1.3 Beberapa bahan semikonduktor yang umum. Unsur. Si, Ge. Senyawa 13-15. AlP, AlAs, AlSb, GaP, GaSa, GaSb, InP, InAs, InSb. Senyawa 12-16. ZnS, ZnSe, CdS, CdSe, CdTe. Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 19.

Diantara sifat-sifat yang menarik dalam bahan semikonduktor adalah ukuran celah energi, konsentrasi elektron atau lubang pembawa arus, mobilitas atau kecepatan bergerak pembawa muatan, dan umur pembawa muatan sebelum anihilasi (pemusnahan) oleh kombinasi elektron dan lubang. Dengan membuat berbagai variasi konsentrasi dopan (pendadah) dapat dibuat peralatan semikonduktor sesuai dengan rentang sifat-sifat yang dibutuhkan. Dalam aplikasinya, sebagian besar peralatan semikonduktor bergantung pada karakter yang diberikan oleh semikonduktor tipe-p dan tipe-n terdekat. Batas antara kedua tipe semikonduktor ini disebut suatu “sambungan” p-n; sambungan p-n ini dapat diciptakan dari pendadahan dengan materi pendadah yang berbeda dalam posisi yang berdekatan dalam kristal yang sama. . Gambar 1.9 (a) Semikonduktor tipe-p, dengan keadaan ion negatif stasioner dan lubang������������������������ elektron bergerak bebas (b) Semikonduktor tipe-n, dengan keadaan ion positif stasioner dan elektron bergerakbebas (c) Pembentukan sambungan p-n; tahanan bahan pada sambungan ini naik karena elektron harus mendekati daerah negatif dan lubang harus mendekati daerah positif. Elektron-elektron dari semikonduktor tipe-n dan lubang-lubang dari semikonduktor tipe-p pada awalnya bermigrasi menuju “sam- bungan” tempat keduanya bergabung (Gambar 1.9). Penggabungan ini meninggalkan ion-ion positif berlebih dalam tipe-n sebelah sam20. Kimia Anorganik Logam.

bungan dan ion-ion negatif berlebih dalam tipe-p sebelah sambungan.� (Sebelumnya tentu saja tidak ada peristiwa migrasi elektron-elektron dan lubang-lubang tersebut karena masing-masing berada dalam lingkungan muatan yang sama). Akibatnya, muncul potensial hambatan yang membuat tahanan pada sambungan p-n lebih tinggi daripada keseluruhan material. Karakter sambungan p-n ini dapat dimodifikasi sesuai dengan kemampuan arus yang dikehendaki.. Gambar 1.10 Operasi sambungan p-n sebagai penyearah; arus bolak-balik (AC) diubah menjadi arus searah (DC) karena arus dapat mengalir bebas ke satu arah. Diode adalah suatu semikonduktor yang menerapkan sambungan p-n untuk berbagai fungsi. Sebagai contoh, suatu diode dapat bertindak sebagai penyearah, mengubah arus listrik bolak-balik menjadi arus listrik searah. Elektrode-elektrode dipasang pada kedua ujung diode penyearah, dan arus bolak-balik dilewatkan melaluinya. Selama siklus arus, elektron-elektron dari bagian semikonduktor tipe-n (kaya elektron) tertarik ke arah satu elektrode, dan lubang-lubang positif dari bagian semikonduktor tipe-p tertarik ke arah elektrode yang lain; hal ini mengakibatkan daerah sambungan p-n praktis menjadi kosong tanpa adanya pembawa arus sehingga aliran arus menjadi terhenti. Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 21.

Sebaliknya ketika polaritas elektrode terbalik, elektron-elektron ditolak dari kutub (elektrode) yang tadinya menarik elektron dan sekarang ditarik ke elektrode yang lain; sementara itu lubang-lubang positif tertarik menuju ke elektrode yang menolak elektron. Kedua proses ini saling menguatkan terhadap aliran arus. Dengan demikian kerja diode penyearah adalah mencegah terjadinya aliran arus listrik ke satu arah tetapi mengakibatkan tahanan yang sangat rendah untuk aliran arus listrik ke arah lain (Gambar 1.10). 1.1.3 Struktur Logam dan Model Kemas Geometri Struktur logam dapat dianggap terbentuk oleh tataan atom-atom yang terkemas (packed) bersama dalam suatu kristal. Cara penataan atom-atom logam ini sangat penting dalam kimia anorganik, karena hal ini merupakan dasar pemahaman kemasan ion dalam senyawa padatan ionik (bahkan juga kovalen) yang akan dibahas kemudian. Konsep kemasan kristal mengasumsikan bahwa atom-atom berupa bola keras dan tentunya mempunyai ukuran yang sama untuk atom yang sama. Dalam suatu kristal logam, atom-atom tertata dalam rangkaian terulang yang disebut kisi kristal.. (a). (b). (c). Gambar 1.11 Model lapis sebelah-menyebelah dengan empat bola tetangga� terdekat (a), model tumpang atas A-A menghasilkan kemas ������ kubus sederhana (b), dan model kemas kubus pusat badan (c). Pengemasan atom-atom logam merupakan problem geometri; cara yang paling mudah adalah menata bola-bola atom dalam bentuk satu. 22. Kimia Anorganik Logam.

lapis (atau layer), kemudian menempatkan lapisan-lapisan berikutnya di atas lapisan yang terdahulu. Ada dua macam tataan bola-bola dalam lapisan yaitu pertama dengan bola tertata persis sebelah-menyebelah (side by side) satu sama lain sehingga setiap bola disentuh oleh empat bola lain dan membentuk dua diagonal bujursangkar (Gambar 1.11a). Apabila lapis kedua ditata persis di atasnya, artinya tiap bola pada lapis kedua persis di atas tiap bola lapis pertama, demikian seterusnya sehingga diperoleh susunan lapisan A-A-A- ......, maka diperoleh model kemasan kubus sederhana (simple cubic packing), Gambar 1.11b. Jika di dalam rongga antara kedua lapis A-A ini terdapat satu bola ukuran sama yang tepat menyinggung kedelapan bola dari kedua lapis dan berakibat bola-bola pada tiap lapis A merenggang tidak lagi saling bersinggungan, maka diperoleh model bangun kubus pusat badan (body centered cube - bcc), Gambar 1.11c. Model tataan demikian ini bukanlah kemas rapat, karena memang bukan paling rapat. Dalam bangun kubus sederhana, tiap bola (atom) disentuh oleh enam bola (atom) tetangga yaitu empat bola pada lapisannya dan masing-masing satu bola pada lapisan atas dan lapisan bawahnya. Dengan demikian dapat dikatakan, bahwa tiap atom mempunyai bilangan koordinasi enam. Tetapi dalam bangun kubus pusat badan, tiap atom mempunyai bilangan koordinasi delapan. Dengan demikian, bangun kubus pusat badan lebih rapat ketimbang bangun kubus sederhana. Penataan yang kedua berdasarkan pembentukan lapisan heksagon. Dalam lapisan ini, setiap bola disentuh oleh enam bola yang lain (Gambar 1.12a), dan tataan demikian ini merupakan cara yang paling rapat (mampat), oleh karena itu disebut kemas rapat (closest packing). Jika bola-bola lapisan kedua ditempatkan persis di atas rongga-rongga antara bola-bola lapisan pertama, ternyata hanya setengahnya saja jumlah rongga lapis pertama yang terisi (tertutupi) oleh bola-bola lapis kedua (Gambar 1.12b); penataan dua lapis demikian ini menghasilkan kemasan A-B, karena posisi lapis pertama tidak sama dengan posisi lapis kedua. Penataan lapis ketiga dan selanjutnya ada dua cara. Alternatif Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 23.

pertama, bola-bola lapisan ketiga ditempatkan di atas rongga-rongga lapisan kedua sedemikian sehingga bola-bola lapisan ketiga tepat lurus di atas bola-bola lapisan pertama, demikian seterusnya lapisan keempat tepat lurus dengan lapisan kedua; tataan demikian adalah kemasan lapisan A-B-A-B- ...... (Gambar 1.12b), dan hasilnya adalah suatu bangun kemas rapat heksagonal (hexagonal closest packing, hcp), Gambar 1.12c. Alternatif kedua, lapisan bola-bola ketiga ditempatkan di atas ronggarongga lapisan kedua dan tepat lurus di atas rongga-rongga lapisan pertama yang belum tertutupi oleh lapisan kedua, sedangkan lapisan keempat tepat lurus dengan lapisan pertama. Tataan demikian adalah kemasan lapisan A-B-C-A-B-C-A ...... (Gambar 1.12d), dan hasilnya adalah suatu bangun kemas rapat kubik (cubic closest packing, ccp), atau kubus pusat muka, fcc (face centered cube), Gambar 1.12e. Tiap atom pada kedua bangun geometri ini mempunyai bilangan koordinasi duabelas, enam pada lapis yang sama, dan masing-masing tiga pada lapis di atas dan di bawahnya. . Gambar 1.12 Model lapis heksagon (a), dengan tumpang atas A-B-A ... (b) menghasilkan bangun kemas rapat heksagonal, hcp (c), dan tumpang atas A-B-C .... (d) menghasilkan bangun kemas rapat kubus pusat muka, fcc (e). 24. Kimia Anorganik Logam.

Gambar 1.13 Rongga tetrahedral (a) dan oktahedral (b) dalam kemas rapat. Kemas rapat bola-bola dengan ukuran sama menyisakan 2 tipe celah / ruang terbuka atau rongga (atau lubang) antara lapis-lapisnya. Ada dua macam rongga dalam suatu kemas rapat yaitu rongga tetrahedral dan rongga oktahedral (Gambar 1.13). Rongga tetrahedral lebih kecil ukurannya daripada rongga oktahedral. Rongga tetrahedral adalah rongga sebagai titik pusat bangun bola tetrahedron. Jadi, jika rongga ini ditempati oleh bola (atom) lain yang tepat ukurannya, yaitu tepat menyinggung keempat bola tetrahedron, maka ia mempunyai bilangan koordinasi empat. Rongga oktahedral adalah rongga sebagai titik pusat bangun oktahedron. Jadi, jika rongga ini ditempati oleh bola (atom) lain yang tepat ukurannya yaitu tepat menyinggung keenam bola oktahedron, maka atom tersebut mempunyai bilangan koordinasi enam. Jumlah rongga tetrahedral adalah dua kali jumlah rongga oktahedral. Untuk mengetahui hubungan jumlah dan tipe rongga, perlu diingat bahwa pada penyusunan kemas rapat lapisan heksagon tersebut, bola-bola lapis kedua hanyalah menempati rongga di bagian atas lapis pertama saja. Bagian bawah lapis pertama tentu juga menghasilkan jumlah rongga yang sama pula. Ronga-rongga lapis pertama yang ditempati bola-bola lapis ke dua menghasilkan rongga tetrahedral, dan rongga-rongga lapis pertama yang tidak ditempati bola-bola lapis kedua menghasilkan rongga oktahedral. Dalam satu larikan (array) kemas rapat terdapat dua rongga tetrahedral dan satu rongga oktahedral untuk setiap bola kemas rapat.. Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 25.

Hubungan volume ruang suatu kristal yang ditempati atau diisi oleh bola (atom) dengan tipe bangun kemasan kira-kira 52 % untuk kubus sederhana, 68 % untuk kubus pusat badan, dan 74 % untuk kemas rapat heksagonal maupun kemas rapat kubus pusat muka. Ini berarti bahwa makin besar persentase volume isian makin kecil ruang kosong yang ditinggalkan dan makin dekat / rapat atom-atom terkemas. Logam umumnya mengadopsi bcc, hcp, dan fcc. Sulit diramalkan bangun mana yang diadopsi oleh suatu logam, namun ada kecenderungan umum bahwa naiknya jumlah elektron terluar paralel dengan perubahan bangun dari bcc ke hcp kemudian fcc. Jadi, logam-logam alkali (Li, Na, K, Cs) mengadopsi kemasan bcc, demikian juga hampir semua logam golongan 2 sampai 8 (Ba, α-Cr, α-Fe, δ-Fe, Mo, β-W). Logam-logam golongan 7, 8, dan 12 (Zn) mengadopsi bangun hcp, dan logam-logam golongan 8 -11 (γ-Fe, β-Ni, Cu, Ag, Au) mengadopsi bangun fcc. Hal ini hanyalah kecenderungan umum dan tentunya terdapat beberapa kekecualian, misalnya magnesium, titanium, γ-Ca, Cd, α-Co, dan β-Cr, mengadopsi bangun hcp; kristal stronsium dapat mengadopsi bangun ketiga-tiganya bergantung pada kondisi pengkristalan. . Gambar 1.14. Satuan sel sistem kristal : (a) kubus primitif, (b) kubus pusat badan bcc, (c) kubus pusat muka fcc, dan (d) kemas rapat heksagonal hcp. 1.1.4 Unit Sel dan Perhitungan Geometri Tataan bola-bola paling sederhana yang apabila pada pengulang­ an diperoleh seluruh bangun kristal disebut unit sel atau satuan sel. . 26. Kimia Anorganik Logam.

Unit sel dengan model “stick-ball” (tongkat-bola) untuk geometri kubus sederhana, kubus pusat badan, kubus pusat muka, dan heksagon ditunjukkan Gambar 1.14. Penetapan suatu titik tempat unit sel dibangun dapat dilakukan secara sembarang, namun sekali ditentukan harus konsisten diterapkan pada seluruh kristal. Gambar 1.15 (a dan b) menunjukkan adanya tiga kemungkinan unit sel, A, B, dan C pada suatu kristal yang dibangun berdasarkan sifat simetrinya menurut arah dua dimensi. Untuk unit sel A, titik-titik kisi terletak pada atom atau ion yang bersangkutan, sedangkan untuk unit sel B dan C titik-titik kisi terletak di antara atomatom atau ion-ion. Satu unit sel A tersusun oleh dua lingkaran besar dan dua lingkaran kecil, demikian juga unit sel B; tetapi, unit sel C tersusun oleh masing-masing hanya satu lingkaran besar dan satu lingkaran kecil. Dengan demikian, sel A dan B mempunyai ukuran yang sama dan lebih besar daripada ukuran sel C. Dari ketiganya, sel A dikatakan mempunyai sifat simetri paling tinggi atau paling simetri karena ia mempunyai (jumlah dan atau jenis) unsur-unsur simetri maksimum (unsur-unsur simetri tidak dipelajari di sini melainkan dalam simetri molekular), dan dalam hal demikian unit sel dipilih bagi sel yang mempunyai sifat simetri tertinggi. Sel dengan ukuran (volume) terkecil dikatakan sel unit primitif. Dengan cara yang sama, unit sel dalam arah tiga dimensi dapat ditentukan, misalnya untuk unit sel kubus sederhana (Gambar 1.15c). Unit sel yang paling mudah dilihat adalah kubus sederhana (Gambar 1.15c) yang dibangun oleh delapan bola yang menempati kedelapan titik sudut kubus. Namun, apabila bangun kubus ini diulang ke arah tiga dimensi, maka setiap bola sesungguhnya merupakan titik sudut persekutuan dari delapan kubus. Dengan kata lain, tiap bola hanya memberikan kontribusi 1/8 bagian saja pada tiap unit sel. Jadi, satu unit sel kubus sesungguhnya dibangun oleh hanya satu atom saja (1/8 x 8). Untuk kubus pusat badan (Gambar 1.14b) terdapat satu bola (atom) interior tambahan yaitu sebagai pusat bangun kubus, sehingga dalam satu unit sel terdapat 1 + [8(1/8)] = 2 atom. Untuk bangun kubus pusat. Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 27.

muka (Gambar 1.14c) terdapat enam atom tambahan yang menempati ke enam muka kubus, sehingga tiap unit sel kubus pusat muka terdapat 6(½) + [8(1/8)] = 4 atom. . Gambar 1.15 Penentuan satuan sel untuk arah dua dimensi berdasarkan sifat simetri (a), asimetri (b), dan contoh satuan sel kubus primitif untuk arah tiga dimensi (c).. Jadi, tiap unit sel berisi sejumlah tertentu atom-atom atau ionion. Kristal molekular intan misalnya, mengadopsi bangun utama fcc ditambah 4 atom terikat secara tetrahedral di dalamnya (interior). Oleh karena itu, setiap unit sel intan terdapat: (8 x 1/8 atom) + (6 x ½ atom pusat muka) + 4 atom interior = 8 atom. Untuk kristal ionik NaCl yang mengadopsi bangun fcc, kation dan anion berselang-seling, dalam tiap unit sel terdapat 4 ion Na+ dan 4 ion Cl-. Atas dasar pengetahuan tersebut, jika jenis bangun kemas rapat logam telah diketahui dan densitas logam yang bersangkutan telah ditentukan, maka jari-jari atom logam dapat dihitung. Jika jumlah atom dalam satu unit sel diketahui, maka massa unit sel yang bersangkutan dapat dihitung. Massa satu atom dapat dihitung dengan membagi massa molar spesies yang bersangkutan dengan bilangan Avogadro, kemudian hasilnya dikalikan dengan jumlah atom dalam satu unit sel. . 28. Kimia Anorganik Logam.

Rapatan merupakan salah satu sifat yang tidak bergantung pada ukuran sampel. Oleh karena itu, rapatan dapat diperoleh dari massa unit sel dibagi dengan volumenya. Secara umum hubungan antara rapatan atau densitas dengan volume unit sel kristal (dan dengan demikian jarijari atom-atom atau ion-ion penyusunnya) adalah:. (dengan ni adalah banyaknya jenis atom atau molekul atau ion ke i yang mempunyai massa atom atau massa rumus Mi dalam satu unit sel, V adalah volume sel, dan N adalah bilangan Avogadro, 6,02 x 1023 atom per mol). Panjang sisi suatu unit sel dapat diperoleh dari difraksi sinar-X. Untuk unit sel kubus, panjang sisi-sisinya adalah sama, maka volume unit sel kubus dapat dihitung (yaitu pangkat tiga dari panjang sisi unit sel kubus).������������������������������������������������������������� Rapatan yang dihitung dengan cara ini untuk satu unit sel kadang-kadang dikatakan sebagai rapatan teoretik. Rapatan teoretik berbeda dari rapatan aktual, karena hampir semua kristal mempunyai cacat. Kekosongan misalnya, akan menghasilkan rapatan aktual yang lebih kecil daripada rapatan teoretik. Hadirnya pengotor (impurity) akan menghasilkan rapatan aktual yang lebih besar atau lebih kecil daripada rapatan teoretik bergantung pada massa relatif partikel pengotor dibanding dengan massa relatif atom utamanya. Contoh -1. Besi,��������������������������������� α������������������������������� -Fe, mengkristal dalam bangun bcc dengan rusuk 2,861Å; hitung rapatan besi ini dan demikian juga jari-jari atomnya. Jawab : Jumlah atom dalam satu unit sel bcc adalah 2, maka:. Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 29.

Panjang diagonal muka bcc dengan rusuk a adalah AB = av2, dan panjang diagonal ruang yang lewat titik pusat kubus bcc adalah AC = a�������������������������������� √������������������������������� 3 (lihat gambar samping). Oleh karena diagonal ini tersusun oleh diameter satu bola di tengah dan jari-jari dua buah bola di sudut kubus, maka panjang diagonal ruang ini adalah: AC = 4r = a√�������������������� 3. Jadi, jari-jari atom besi rFe = 1/4 (2,861)������������������� √������������������ 3 Å = 1,24 Å. . Contoh -2. Besi juga mengkristal dalam bentuk fcc. Dengan asumsi jarijari atom besi tetap, hitung rapatan (densitas) kristal besi ini. Jawab: Panjang diagonal permukaan bujursangkar bangun fcc dengan rusuk a, adalah a√����������������������������������������� 2. Diagonal ini tersusun oleh diameter satu bola (dengan jari-jari r) di tengah dan jari-jari dua buah bola di sudut kubus, maka 4r = a√������������������� 2.����������������� Dengan asumsi rFe tetap adalah 1,24 Å, maka rusuk kubus dapat dihitung, a = 3,50 Å. Oleh karena setiap unit sel fcc berisi 4 atom Fe, maka rapatan kristal besi ini:. 1.1.5 Soal-Soal Latihan Ikatan Metalik 1. Berikan definisi sederhana model ikatan lautan elektron untuk logam. 2. Sebutkan 3 sifat utama logam, dan penggunaan-nya 3. Gambarkan model diagram pita orbital molekular untuk magnesium, Mg,, dan kemudian jelaskan mengapa unsur ini bersifat metalik 12 walaupun pita 3s telah terisi penuh? 4. Jelaskan pula sifat logam dari aluminium, 13Al, dengan diagram pita orbital molekular. 30. Kimia Anorganik Logam.

5. Jelaskan, mengapa sifat logam suatu padatan masih dapat dipertahankan dalam fase cairnya, tetapi tidak dalam fase gasnya? 6. Jelaskan, mengapa penambahan sekelumit pengotor dapat mengubah sifat insulator menjadi konduktor? 7. Apa yang dimaksud dengan semikonduktor, dan jelaskan model tipe yang mungkin. 8. Sebutkan (dua) tipe tataan lapisan dalam metal, dan mana yang merupakan kemas rapat ? 9. Apa perbedaan dalam lapisan antara tataan ccp (fcc) dengan hcp? 10. Gambarkan model tataan fcc, dan hitung jumlah atom dalam satu sel satuannya. 11. Unit sel emas adalah kubus pusat muka (fcc). Berapa jumlah atom menempati satu unit sel emas, dan berapa massa satu unit sel emas ini? (Jawab: 4 atom, dan 1,308 x 10-21 g). 12. Panjang unit sel emas adalah 0,4079 nm. Hitung volume satu unit sel kubus emas dengan informasi dari soal 1.10 tersebut; hitung pula rapatan teoritis emas ini ?� (Jawab: 6,787 x 10-23 cm, dan 19,27 g cm-3). 13. Panjang unit sel intan terukur 0,3567 nm. Hitung volume unit sel kubus intan (dalam cm3) dan hitung rapatan teoritis intan jika massa satu atom karbon adalah 12,01 g mol-1 ; bandingkan hasilnya dengan rapatan intan terukur pada 25 oC yaitu 3,513 g cm-3. (Jawab: 3,515 g cm-3). 1.2 IKATAN IONIK 1.2.1 Pendahuluan Ikatan kimia tidak hanya terjadi dengan cara pembentukan persekutuan pasangan elektron antara atom-atom yang bergabung seperti halnya pada ikatan kovalen, melainkan dapat juga terjadi dengan cara perpindahan elektron yang menghasilkan ion positif (kation) dan ion negatif (anion). Gaya tarik elektrostatik antara kedua ion yang berbeda. Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 31.

muatan inilah yang memelihara kestabilan ikatan dalam spesies yang terjadi. Ikatan demikian ini dikatakan sebagai ikatan ionik, namun kenyataannya hanya sedikit senyawa yang bersifat ionik murni. Satu percobaan yang paling sederhana adalah pemasangan alat uji hantaran jenis (konduktivitas) di dalam air murni. Hasil amatan menunjukkan bahwa bola lampu tidak menyala, yang berarti air tidak menghantarkan listrik. Tetapi, jika ke dalam air dilarutkan garam NaCl, ternyata bola lampu menyala. Pada tahun 1884, Svante Arrhenius mangajukan teori disosiasi elektrolit untuk menjelaskan hasil percobaan tersebut, dan pada waktu itu hampir tidak ada seorang pun menerima usulan teori tersebut. Lebih sayang lagi, thesis doktornya perihal kesimpulan tersebut memperoleh nilai rendah. Namun demikian, mulai tahun 1891 terdapat banyak dukungan terhadap usulan teori bahwa partikelpartikel dalam larutan mengalami disosiasi menjadi ion-ion. Akhirnya pada tahun 1903 setelah signifikansi hasil kerjanya disadari oleh banyak ahli, Arrhenius diusulkan untuk mendapatkan hadiah nobel dalam bidang kimia bersama fisika; namun, karena para fisikawan menolaknya, ia menerima hadiah nobel tersebut hanya dalam bidang kimia. Pada waktu itu, masyarakat ilmuwan (saintis) terbagi menjadi dua kelompok, yaitu mereka yang percaya bahwa atom tak dapat terbagi dan mereka yang tidak percaya. Arrhenius melawan keduanya, dan ia menjelaskan bahwa garam dapur terpecah menjadi ion-ion natrium dan ion klorida dalam larutan tetapi ion-ion ini tidak sama dengan atom-atom natrium dan atom-atom klorin. Tak diragukan lagi bahwa ide tersebut ditolak hingga abad penemuan elektron (tahun 1895) oleh J.J. Thomson (yang mendapat hadiah nobel pada tahun 1906). 1.2.2 Pembentukan Ikatan Ionik Perkembangan munculnya teori ionisasi mendorong pemahaman adanya senyawa ionik dan senyawa kovalen atau nonionik. Senyawa ionik sederhana terbentuk hanya antara unsur-unsur metalik dan nonmetalik yang keduanya sangat aktif. Dua persyaratan penting, yaitu energi ionisasi untuk membentuk kation dan afinitas elektron untuk 32. Kimia Anorganik Logam.

membentuk anion, harus lebih menguntungkan (favourable) ditinjau dari pertimbangan energi. Ini bukan berarti kedua reaksi pembentukan ion-ion tersebut harus eksotermik, tetapi lebih berarti bahwa reaksi tidak membutuhkan energi yang terlalu besar. Jadi, persyaratan untuk terjadi ikatan ionik adalah salah satu atom unsur harus mampu melepas satu atau dua elektron (jarang tiga elektron) tanpa memerlukan banyak energi, dan atom unsur lain harus mampu menerima satu atau dua elektron (hampir tidak pernah tiga elektron) tanpa memerlukan banyak energi. Oleh karena itu, ikatan ionik banyak dijumpai pada senyawa dari logam golongan 1, 2, sebagian 3, dan beberapa logam transisi dengan bilangan oksidasi rendah, dan nonlogam golongan halogen, oksigen, dan nitrogen. Semua energi ionisasi adalah endotermik, dan afinitas elektron untuk halogen adalah eksotermik, tetapi untuk oksigen dan nitrogen sedikit endotermik.. Gambar 1.16 Hubungan ikatan metalik, kovalen, dan ionik dalam model segitiga ikatan.. Jenis ikatan atom-atom unsur dengan contoh unsur-unsur periode ke tiga, dan senyawaannya dapat dipahami dengan mudah menurut model ”segitiga ikatan” (segitiga Van Arkel-Ketelaar) Gambar 1.16. Pada garis dasar segitiga, dari kiri kekanan (dari Na ke Cl) atomatom unsur tersusun dari sifat dominasi ikatan metalik ke sifat ikatan. Ikatan pada Logam dan Senyawa-senyawanya. 33.