Terjemahan BAB II Calliser 8th

BAB II

STRUKTUR ATOM DAN IKATAN DALAM ATOM 2.1 Pendahuluan

Beberapa sifat penting pada zat padat bergantung pada susunan geometri atom-atom dan interaksi yang terjadi antara atom-atom atau molekul. Dalam bab ini disajikan beberapa konsep penting dan mendasar mengenai struktur atom dan tabel periodik, serta jenis-jenis ikatan kimia interatomik yang menyatukan atom-atom untuk membentuk zat padat. Struktur Atom

2.2 Konsep Dasar

Tiap atom terdiri dari sebuah nukleus yang sangat kecil yang disusun oleh proton dan neutron dan dikelilingi oleh elektron. Elektron dan proton tersebut memiliki muatan listrik sama, yaitu sebesar 1,602×10−19 C, bertanda negatif untuk elektron dan bertanda positif untuk proton. Sedangkan neutron bermuatan netral. Nilai massa untuk partikel-partikel tersebut sangat kecil. Proton dan neutron memiliki massa yang sama, yaitu 1,67×10−27 kg. Sedangkan massa elektron lebih kecil, yakni 9,11×10−30 kg.

Setiap unsur kimia dinyatakan oleh jumlah proton dalam nukleus, atau disebut nomor atom (Z). Untuk atom netral, nomor atom sama dengan jumlah elektron. Jangkauan nomor atom ini dari 1 untuk atom hidrogen hingga yang paling tinggi, 92 untuk atom uranium.

Massa atom (A) dinyatakan sebagai jumlah massa proton dan neutron dalam nukleus. Meskipun jumlah proton sama untuk seluruh atom pada unsur, jumlah neutron dapat berbeda. Sehingga, atom-atom dari beberapa unsur memiliki dua atau lebih massa atom yang berbeda yang disebut isotop. Berat atom dari suatu unsur berkaitan dengan rata-rata berat dari massa atom yang secara alami membentuk isotop. Satuan massa atom (sma) digunakan untuk

menghitung berat atom. 1 amu didefinisikan sebagai ₁₂1 massa atom pada kebanyakan isotop karbon, 12_{C (A=12.00000). Dengan ini, massa proton dan neutron lebih besar dari} massa kesatuan,

Berat atom suatu unsur atau berat molekul suatu senyawa dapat dispesifikasikan dengan basis sma per atom (molekul) atau massa per mol material. Pada satu mol zat, terdapat 6,022×1023 (bilangan Avogadro) atom atau molekul, dinyatakan dengan persamaan

1sma/atom(ataumolekul)=1g/mol

Misalnya, berat atom besi adalah 55,85 sma/atom, atau 55,85 g/mol. Kadang-kadang, penggunaan sma/atom atau molekul termasuk tepat, pada kasus gram (atau kilogram)

disarankan menggunakan per mol.

2.3 Elektron-elektron dalam Atom

Kira-kira pada abad kesembilanbelas, disadari bahwa banyak fenomena yang

melibatkan elektron dalam zat padat tidak dapat dijelaskan oleh mekanika klasik. Akhirnya, dilakukan pembentukan seperangkat prinsip dan hukum yang mengatur sistem entitas atom dan subatom yang kemudian dikenal sebagai mekanika kuantum. Pemahaman tentang perilaku elektron dalam atom dan kristal padatan harus melibatkan pembahasan konsep mekanika kuantum. Namun, eksplorasi rinci prinsip-prinsip ini berada di luar cakupan buku ini, dan hanya dipaparkan garis besarnya saja.

Salah satu perkembangan awal mekanika kuantum adalah penyederhanaan model atom oleh Bohr, ketika elektron diasumsikan berputar di sekitar inti atom dalam orbital yang diskrit/diskontinu, dan posisi setiap elektron didefinisikan ditentukan oleh orbitalnya. Model atom tersebut ditunjukkan dalam Gambar 2.1.

Prinsip lain mekanika kuantum adalah bahwa energi elektron terkuantisasi; yaitu, elektron diizinkan memiliki hanya sebuah nilai energi tertentu. Sebuah elektron dapat mengubah energi tersebut, tetapi elektron harus membuat lompatan kuantum, baik untuk

menghasilkan energi yang lebih tinggi (dengan penyerapan energi) atau energi yang lebih rendah (dengan pemancaran energi). Seringkali lebih mudah untuk memikirkan energi elektron tersebut dikaitkan dengan tingkat atau keadaan energi. Keadaan-keadaan energi ini tidaklah kontinu, namun terpisah dengan energi tertentu.

Sebagai contoh, keadaan elektron yang diperbolehkan untuk atom hidrogen Bohr diwakili pada Gambar 2.2a. Energi ini bernilai negatif, sedangkan referensi nol adalah elektron bebas atau tak berikatan. Tentu saja elektron tunggal pada atom hidrogen akan mengisi hanya satu dari keadaan-keadaan ini.

Dengan demikian, model atom Bohr merupakan upaya awal untuk menggambarkan elektron dalam atom, baik dari segi posisi (orbital elektron) maupun energi (kuantisasi tingkat energi). Model Bohr ini akhirnya ditemukan memiliki beberapa keterbatasan yang signifikan karena ketidakmampuan untuk menjelaskan beberapa fenomena yang melibatkan elektron. Sebuah resolusi dicapai dengan model gelombang mekanik, ketika elektron dianggap menunjukkan fenomena seperti-gelombang dan seperti-partikel. Dengan model ini, posisi elektron tidak

lagi diperlakukan sebagai partikel bergerak dalam orbital diskrit, namun diasumsikan sebagai kebolehjadian keberadaan elektron di berbagai lokasi di sekitar inti. Dengan kata lain, posisi elektron ditentukan oleh distribusi kebolehjadian atau awan elektron. Gambar 2.3

Gambar 2.2 (a) Keadaan energi tiga elektron pertama pada atom hidrogen model Bohr, (b) Keadaan energi elektron untuk tiga kulit pertama pada atom hidrogen model mekanika gelombang.

membandingkan antara model atom Bohr dan model gelombang mekanik untuk atom hidrogen. Kedua model ini digunakan sepanjang pembahasan buku ini, namun akan dipilih model yang memungkinkan penjelasan menjadi lebih sederhana.

Bilangan Kuantum

Dengan konsep gelombang mekanik, setiap elektron dalam sebuah atom dinyatakan dengan empat parameter yang disebut bilangan kuantum. Ukuran, bentuk, dan orientasi spasial dari kerapatan kebolehjadian elektron ditentukan oleh tiga dari bilangan kuantum ini. Selain itu, tingkat energi Bohr terbagi menjadi subkulit elektron, dan bilangan kuantum mewakili keadaan dalam setiap subkulit. Kulit-kulit elektron ditentukan oleh bilangan kuantum utama n yang memiliki nilai-nilai kontinu dimulai dengan satu kesatuan. Kadang-kadang kulit-kulit ini dinyatakan oleh huruf K, L, M, N, O, dan seterusnya, sesuai masing-masing untuk n = 1, 2, 3, 4, 5,. . . , seperti yang ditunjukkan pada Tabel 2.1. Perhatikan juga bahwa bilangan kuantum ini juga terkait dengan bilangan kuantum model Bohr. Hal ini berhubungan dengan jarak elektron dari inti atau posisi elektron.

Gambar 2.3 Perbandingan distribusi elektron pada model atom (a) Bohr dan (b) mekanika gelombang.

Bilangan kuantum kedua, l, menandakan subkulit yang dilambangkan oleh huruf-huruf kecil s, p, d, atau f, yang berkaitan dengan bentuk subkulit elektron. Selain itu, jumlah subkulit tersebut dibatasi oleh nilai bilangan kuantum n. Subkulit yang diizinkan untuk beberapa nilai n juga disajikan dalam jumlah Tabel 2.1. Tingkat energi untuk setiap subkulit ditentukan oleh bilangan kuantum ketiga, ml. Untuk subkulit s, tingkat energi hanya satu, sedangkan untuk subkulit p, d, dan f berturut-tururt terdapat tiga, lima, dan tujuh tingkat energi (Tabel 2.1). Dengan tidak adanya medan magnet eksternal, tingkat energi dalam setiap subkulit adalah identik. Namun, ketika medan magnet diterapkan, tingkat energi subkulit ini terbagi, dengan masing-masing tingkat energi memiliki energi yang berbeda.

Setiap elektron memiliki momen spin yang harus berorientasi atas atau bawah. Bilangan kuantum yang berkaitan dengan putaran ini adalah bilangan kuantum keempat, ms,

yang memiliki dua nilai yang mungkin,

(

+₂1dan−1₂

)

untuk masing-masing orientasi spin. Model Bohr selanjutnya disempurnakan oleh teori mekanika-gelombang, ketika pendahuluan dari tiga bilangan kuantum baru menimbulkan subkulit elektron dalam setiap kulit.

Perbandingan dua model tersebut diilustrasikan untuk atom hidrogen, pada Gambar 2.2a dan 2.2b.

Diagram tingkat energi (orbital) yang lengkap untuk berbagai kulit dan subkulit menggunakan model mekanika gelombang ditunjukkan pada Gambar 2.4. Beberapa fitur

Gambar 2.4 Skema energi relatif tiap elektron pada berbagai kulit dan subkulit.

diagram tersebut perlu diperhatikan. Pertama, semakin kecil bilangan kuantum utama, semakin rendah tingkat energi, misalnya energi keadaan 1s adalah kurang dari 2s, yang pada gilirannya lebih rendah dari 3s. Kedua, dalam setiap kulit, tingkat energi subkulit meningkat sebesar bilangan kuantum l. Sebagai contoh, tingkat energi 3d lebih besar dari 3p, yang lebih besar dari 3s. Akhirnya, mungkin akan ada tumpang tindih tingkat energi dalam satu kulit dengan tingkat-tingkat energi di kulit yang berdekatan, terutama pada tingkat energi d dan f; misalnya, tingkat energi 3d lebih besar dari 4s.

Konfigurasi Elektron

Pembahasan sebelumnya adalah mengenai tingkat energi elektron, yaitu nilai energi yang diizinkan untuk elektron-elektron tersebar dalam atom. Untuk menentukan cara pengisian tingkat energi ini oleh elektron, kita menggunakan prinsip larangan Pauli, konsep lain dari mekanika kuantum. Prinsip ini menetapkan bahwa setiap tingkat energi elektron dapat menyimpan tidak lebih dari dua elektron, dan harus memiliki spin yang berlawanan. Dengan demikian, subkulit s, p, d, dan f mungkin mengakomodasi, masing-masing paling banyak 2, 6, 10, dan 14 elektron. Tabel 2.1 merangkum jumlah maksimum elektron yang dapat menempati masing-masing empat kulit pertama.

Tentu saja, tidak semua tingkat energi dalam atom mungkin diisi dengan elektron. Bagi sebagian besar atom, elektron mengisi tingkat energi yang lebih rendah terlebih dahulu dalam kulit elektron dan pada subkulit, dua elektron (memiliki spin berlawanan) tiap tingkat energi. Struktur energi untuk atom natrium ditunjukkan pada Gambar 2.5. Ketika semua elektron menempati energi terendah sesuai dengan pembatasan sebelumnya, atom tersebut dikatakan berada pada keadaan dasar. Namun, transisi elektron untuk menuju keadaan energi yang lebih tinggi sangat mungkin terjadi, seperti yang dibahas dalam Bab 18 dan 21.

Gambar 2.5 Skema keadaan energi yang terisi dan terisi sebagian pada atom natrium.

Konfigurasi elektron atau struktur atom merupakan cara pengisian tingkat-tingkat energi. Dalam notasi sederhana, jumlah elektron dalam setiap subkulit ditulis dengan superscript

setelah penulisan kulit-subkulit. Contohnya, konfigurasi elektron untuk hidrogen, helium, dan natrium berturut-turut adalah 1s1_{, 1s}2_{, dan 1s}2_2s2_2p6_3s1_{. Konfigurasi elektron untuk beberapa} unsur yang sering dijumpai tercantum pada Tabel 2.2.

Pada pembahasan selanjutnya, akan diperoleh informasi dari konfigurasi elektron. Pertama, elektron valensi adalah elektron yang menempati kulit terluar. Elektron ini sangat

penting karena elektron ini berkontribusi dalam ikatan antara atom untuk membentuk atom dan molekul. Selain itu, banyak sifat fisik dan kimia zat padat ditentukan oleh elektron valensi tersebut.

Kemudian, beberapa atom memiliki konfigurasi elektron yang stabil, yaitu tingkat energi terluar (kulit elektron valensi) yang terisi penuh, biasanya hanya dijumpai pada tingkat energi s dan p dengan total delapan elektron pada kulit terluarnya, seperti atom neon, argon, dan kripton. Satu pengecualian adalah helium, yang hanya berisi dua elektron pada 1s. Unsur-unsur ini (Ne, Ar, Kr, dan He) adalah inert, atau gas mulia, yang hampir stabil dan tidak reaktif. Beberapa atom dari unsur-unsur yang memiliki kulit valensi yang tak terisi penuh dapat dikatakan memiliki konfigurasi elektron yang stabil apabila atom tersebut memperoleh atau kehilangan elektron untuk membentuk ion bermuatan, atau dengan berbagi elektron dengan atom lain. Ini adalah dasar untuk beberapa reaksi kimia, dan juga untuk ikatan atom dalam zat padat, seperti yang dijelaskan dalam Bagian 2.6.

Dalam keadaan khusus, orbital s dan p bergabung membentuk orbital hibrida spn, dengan n menunjukkan jumlah orbital p yang terlibat, yang mungkin memiliki nilai 1, 2, atau 3. Unsur golongan IIIA, IVA, dan VA pada tabel periodik (Gambar 2.6) adalah unsur-unsur yang paling sering membentuk hibrida. Kekuatan pendorong pembentukan orbital hibrida adalah keadaan energi yang lebih rendah untuk elektron valensi. Untuk karbon, hibrida sp3 adalah konsep utama dalam kimia organik dan polimer. Bentuk hibrida sp3 _{inilah yang} menentukan sudut 109 (atau tetrahedral), sering ditemukan dalam rantai polimer (Bab 14). 2.4 Tabel Periodik

Semua unsur telah diklasifikasikan sesuai dengan konfigurasi elektron dalam tabel periodik (Gambar 2.6). Unsur-unsur yang terletak dalam tujuh baris horizontal dengan meningkatnya nomor atom disebut periode. Unsur-unsur ini dikelompokkan dan disusun dalam kolom tertentu atau kelompok yang memiliki elektron valensi, struktur, serta sifat kimia dan fisik yang sama. Sifat-sifat ini berubah secara bertahap, bergerak horizontal di setiap periode dan vertikal ke bawah di setiap kolom.

Unsur-unsur pada Golongan 0, golongan gas inert paling kanan tabel periodik, memiliki konfigurasi elektron yang stabil. Unsur-unsur Golongan VIIA dan VIA berturut-turut adalah golongan yang membutuhkan satu dan dua elektron, untuk memiliki struktur yang stabil. Unsur-unsur Golongan VIIA (F, Cl, Br, I, dan At) disebut halogen. Logam alkali dan alkali tanah (Li, Na, K, Be, Mg, Ca, dll) diberi label berturut-turut sebagai unsur

Unsur-unsur dalam tiga periode, Golongan IIIB hingga IIB disebut logam transisi, dengan tingkat energi elektron d terisi sebagian, dan dalam beberapa kasus terdapat satu atau dua elektron di kulit energi yang lebih tinggi berikutnya. Golongan IIIA, IVA, dan VA (B, Si, Ge, As, dll) menunjukkan karakteristik antara logam dan non logam yang berdasarkan pada konfigurasi elektron valensi.

Seperti yang dijelaskan dari tabel periodik, sebagian besar unsur didominasi oleh unsur logam, kadang-kadang disebut sebagai unsur elektropositif. Ini menunjukkan bahwa unsur tersebut mampu melepaskan beberapa elektron valensi untuk menjadi ion bermuatan positif. Selain itu, unsur-unsur yang terletak di sisi kanan tabel yang elektronegatif siap

Gambar 2.6 Tabel periodik unsur. Angka di dalam merupakan massa atom pada isotop yang stabil atau sering dijumpai.

menerima elektron untuk membentuk ion bermuatan negatif, atau kadang-kadang unsur tersebut berbagi elektron dengan atom lain. Gambar 2.7 menunjukkan nilai-nilai

elektronegativitas yang telah ditetapkan untuk berbagai unsur dalam tabel periodik. Sebagai aturan umum, elektronegativitas meningkat dari kiri ke kanan dan dari bawah ke atas tabel periodik. Atom lebih cenderung untuk menerima elektron jika kulit terluarnya hampir penuh dan jika elektron terluarnya kurang tertarik oleh gaya inti (kurang dekat ke inti).

Ikatan Atom pada Zat Padat 2.5 Gaya dan Energi Ikatan

Pemahaman tentang banyak sifat fisik material ditingkatkan dengan pengetahuan tentang kekuatan interatomik yang mengikat atom bersama-sama. Prinsip ikatan atom diilustrasikan dengan mempertimbangkan cara dua atom terisolasi, berinteraksi ketika saling didekatan dari jarak tertentu. Pada jarak yang cukup jauh, interaksi dapat diabaikan, karena atom yang terlalu jauh untuk saling menimbulkan pengaruh. Namun, pada jarak yang dekat, masing-masing atom menerima pengaruh gaya. Gaya ini terdiri dari dua jenis, gaya tarik (FA) dan gaya tolak (FR). Besarnya masing-masing bergantung pada jarak pemisahan (r). Gambar 2.8a adalah skema FA dan FR terhadap r. Asal dari gaya tarik FA bergantung pada jenis ikatan tertentu yang ada antara dua atom, seperti yang akan dibahas berikut ini. Gaya tolak muncul dari interaksi antara awan elektron bermuatan negatif untuk dua atom dan hanya pada nilai r yang sangat kecil, ketika kulit elektron terluar dari dua atom mulai tumpang tindih (Gambar 2.8a).

Gambar 2.8 (a) Keterkaitan antara gaya tolak, gaya tarik, dan gaya netto pada dua atom yang terisolasi. (b) Keterkaitan antara energi potensial tolak, energi potensial tarik, dan energi potensial netto pada dua atom yang terisolasi.

Gaya FN netto antara dua atom adalah jumlah kedua komponen tarik dan tolak, yaitu F_N=F_A+F_R

yang juga merupakan fungsi dari pemisahan interatomik, seperti diplot pula pada Gambar 2.8a. Ketika FA dan FR setimbang, atau menjadi sama, tidak ada gaya total, atau

F_A+F_R=0

dan berlaku keadaan keseimbangan. Pusat-pusat dari dua atom akan tetap terpisah oleh keseimbangan sejauh r0, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 2.8a. Pada kebanyakan atom, r0 adalah sekitar 0,3 nm. Setelah berada pada posisi ini, setiap upaya untuk memindahkan dua atom yang terpisah jauh akan dinetralkan oleh gaya tarik, sedangkan gaya tolak akan menetralkan jika mereka saling didekatkan.

Kadang-kadang lebih mudah untuk bekerja dengan energi potensial antara dua atom daripada gaya. Secara matematis, energi (E) dan gaya (F) dihubungakan sebagai

E=

∫

F dr

atau, untuk sistem atom, E=

∫

∞ r F_Ndr ¿

∫

∞ r F_Adr+

∫

∞ r F_Rdr ¿E_A+E_R

dengan EN, EA, dan ER masing-masing adalah energi netto, energi tarik, dan energi tolak untuk dua atom yang terisolasi dan berdekatan. Gambar 2.8b menunjukkan energi potensial tarik, energi potensial tolak, dan energi potensial netto sebagai fungsi pemisahan interatomik pada dua atom. Dari Persamaan 2.7, kurva netto adalah jumlah dari kurva tarik dan kurva tolak. Nilai minimum pada kurva energi netto berhubungan dengan jarak kesetimbangan, r0. Selain itu, energi ikatan untuk dua atom tersebut, E0, sesuai dengan energi pada titik minimum ini

(juga ditampilkan pada Gambar 2.8b); yang merupakan energi yang diperlukan untuk memisahkan dua atom tersebut pada jarak yang tak terbatas.

Pada pembahasan sebelumnya, kondisi yang ideal terjadi dengan hanya melibatkan dua atom. Namun, kondisi serupa yang lebih kompleks untuk zat padat terjadi karena

kekuatan dan energi interaksi antarbanyak atom harus dipertimbangkan. Meskipun demikian, energi ikatan, analog dengan E0 sebelumnya, dapat berhubungan dengan masing-masing atom. Besarnya energi ikatan ini dan bentuk kurva energi-versus-jarak bervariasi untuk setiap material, dan bergantung pada jenis ikatan atom. Selain itu, sejumlah sifat material

bergantung pada E0, bentuk kurva, dan jenis ikatan. Misalnya, material yang memiliki energi ikatan yang kuat biasanya memiliki titik leleh tinggi. Pada temperatur kamar, zat padat dibentuk dengan energi ikatan yang besar, sedangkan untuk gas, energi kecil; cairan ketika energi yang besarnya menengah. Selain itu, seperti yang dibahas pada Bagian 6.3, kekakuan mekanik (atau modulus elastisitas) dari bahan bergantung pada bentuk kurva kekuatan-versus-jarak (Gambar 6.7). Kemiringan untuk material yang relatif kaku di r = r0 pada kurva akan cukup curam, sedangkan lereng yang dangkal untuk material yang lebih fleksibel. Selain itu, jumlah material yang memuai akibat pemanasan atau menyusut akibat pendinginan (yaitu, koefisien linier ekspansi termal) berhubungan dengan bentuk kurva E0-versus-r0 yang melengkung (lihat Bagian 19,3). Sebuah "palung" dalam dan sempit yang biasanya terjadi untuk material dengan energi ikatan yang besar, biasanya berkorelasi dengan koefisien ekspansi termal yang rendah dan perubahan dimensi yang relatif kecil terhadap perubahan temperatur.

Tiga jenis ikatan primer atau bahan kimia yang dapat ditemukan dalam zat padat yaitu ion, kovalen, dan logam. Untuk setiap jenis, ikatan harus melibatkan elektron valensi;

Selanjutnya, sifat ikatan bergantung pada struktur elektron atom penyusunnya. Secara umum, masing-masing tiga jenis ikatan timbul dari kecenderungan atom untuk memperoleh struktur elektron yang stabil, seperti gas mulia, dengan terisinya kulit elektron terluar secara penuh. Gaya sekunder atau fisik dan energi juga ditemukan dalam banyak zat padat; mereka lebih lemah dari ikatan primer, tapi tetap mempengaruhi sifat fisik dari beberapa material. Bagian berikut menjelaskan beberapa jenis ikatan interatomik primer dan sekunder

2.6 Ikatan Interatomik Primer Ikatan Ion

Ikatan ion mungkin adalah ikatan yang paling mudah untuk digambarkan dan divisualisasikan. Hal itu selalu ditemukan dalam senyawa yang terdiri dari unsur-unsur

non-logam non-logam dan unsur yang terletak di bagian horizontal tabel periodik. Atom dari unsur logam mudah memberikan elektron valensinya untuk atom non-logam tersebut. Dalam prosesnya, semua atom memperoleh konfigurasi gas mulia dan muatan listrik yang stabil; yaitu, mereka menjadi ion. Natrium klorida (NaCl) adalah material ionik klasik. Sebuah atom natrium dapat diasumsikan memiliki struktur elektron neon (dan muatan positif tunggal) jika mentransfer satu elektron valensi 3s untuk atom klorin. Setelah ditransfer, ion klor bersifat negatif dan konfigurasi elektronnya identik dengan argon. Natrium klorida, semua natrium dan klorin ada sebagai ion. Jenis ikatan diilustrasikan oleh Gambar 2.9.

Gaya ikatan yang terjadi adalah gaya Coulomb; yaitu antara ion positif dan negatif, berdasarkan muatan listrik netto. Untuk dua ion yang terisolasi, EA, energi tarik adalah fungsi dari jarak interatomik sesuai dengan,

E_A=−A r

Persamaan yang serupa untuk energi tolak adalah E_B=B

rn

A, B, dan n adalah konstanta yang nilainya bergantung pada sistem ionik partikular. Nilai n adalah sekitar 8.

Gambar 2.9 Skema ikatan ion pada natrium klorida (NaCl).

Ikatan ion bersifat nondirectional; artinya, besarnya ikatan sama ke segala arah di sekitar ion. Oleh karena itu, agar material ionik menjadi stabil, semua ion positif harus berikatan dengan “tetangga terdekat” ion bermuatan negatif dalam skema tiga dimensi, dan sebaliknua. Ikatan dominan dalam material keramik adalah ikatan ion. Susunan ion untuk material ini dibahas dalam Bab 12.

Energi ikatan, umumnya berkisar antara 600 dan 1500 kJ / mol (3 dan 8 eV / atom) relatif besar, seperti yang tecermin dalam titik lebur tinggi. Tabel 2.3 berisi energi ikatan dan titik leleh untuk beberapa material ionik. Material ionik yang khas dengan sifat keras dan rapuh serta isolator listrik dan panas. Sebagaimana dibahas dalam bab-bab selanjutnya, sifat ini adalah konsekuensi langsung dari konfigurasi elektron dan/atau sifat ikatan ion.

Ikatan Kovalen

Dalam ikatan kovalen, konfigurasi elektron yang stabil ditunjukkan oleh sharing elektron antaratom. Dua atom berdekatan yang kovalen masing-masing akan

menyumbangkan setidaknya satu elektron untuk ikatan, dan elektron menjadi milik bersama kedua atom. Ikatan kovalen digambarkan pada Gambar 2.10 untuk sebuah molekul metana (CH4). Atom karbon memiliki empat elektron valensi, sedangkan masing-masing empat atom hidrogen memiliki satu elektron valensi. Setiap atom hidrogen dapat memperoleh konfigurasi elektron helium (dua 1s elektron valensi) ketika bergabung dengan salah satu elektron atom karbon. Karbon kini memiliki empat elektron bersama tambahan, satu dari setiap hidrogen, untuk total delapan elektron valensi. Ikatan kovalen bersifat directional; artinya hanya terjadi antara atom tertentu dan mungkin hanya ada pada arah antara satu atom dan atom lain yang berbagi elektron.

Gambar 2.10 Skema ikatan kovalen pada molekul metana (CH4).

Banyak molekul unsur nonlogam (H2, Cl2, F2, dll) serta molekul mengandung atom berbeda, seperti CH4, H2O, HNO3, dan HF, berikatan kovalen. Selain itu, jenis ikatan ditemukan dalam padatan unsur seperti diamond (karbon), silikon, dan germanium dan senyawa padat lainnya terdiri dari unsur-unsur yang terletak di sisi kanan tabel periodik, seperti gallium arsenide (GaAs), indium antimonide (InSb), dan silikon karbida (SiC).

Jumlah ikatan kovalen yang mungkin pada atom ditentukan oleh jumlah elektron valensi. Untuk N’ elektron valensi, atom dapat berikatan kovalen dengan paling banyak 8 – N’ atom lain. Sebagai contoh, N’ = 7 untuk klorin, dan 8 – N’ = 1, yang berarti bahwa satu atom Cl dapat berikatan dengan hanya satu atom lain, seperti pada Cl2. Demikian pula untuk karbon, N’ = 4, dan setiap atom karbon memiliki 8-4, atau empat elektron untuk berbagi. Berlian menunjukkan struktur interkoneksi tiga dimensi, ketika setiap atom karbon berikatan kovalen dengan empat atom karbon lainnya. Susunan ini ditunjukkan dalam Gambar 12.15.

Ikatan kovalen mungkin sangat kuat, seperti pada berlian yang sangat keras dan memiliki titik leleh yang sangat tinggi, > 3550 ° C (3823 K), atau mungkin sangat lemah seperti bismuth yang meleleh pada sekitar 270 ° C (543 K). Energi ikatan dan titik leleh untuk beberapa material berikatan secara kovalen ditunjukkan pada Tabel 2.3. Material polimer juga berikatan kovalen, struktur molekul dasar dengan panjang rantai atom karbon yang terikat secara kovalen bersama dengan dua dari empat ikatan yang tersedia tiap atom. Dua ikatan sisanya biasanya dibagi dengan atom lainnya, yang juga berikatan kovalen. Struktur molekul polimer dibahas dalam rinci dalam Bab 14.

Hal ini dimungkinkan untuk memiliki ikatan interatomik, sebagian ion dan sebagian kovalen, dan pada kenyataannya, sangat sedikit senyawa yang menunjukkan ikatan ion murni atau kovalen murni. Untuk senyawa, tingkat kedua jenis ikatan bergantung pada posisi relatif atom konstituen dalam tabel periodik (Gambar 2.6) atau perbedaan elektronegativitasnya (Gambar 2.7). Semakin lebar jarak antaratom (baik horizontal, relatif terhadap Golongan IVA-dan vertikal) dari kiri bawah ke kanan atas sudut (yaitu, semakin besar perbedaan elektronegativitas), semakin banyak berikatan ion. Sebaliknya, semakin dekat atom bersama-sama (yaitu, semakin kecil perbedaan elektronegativitas), semakin besar tingkat kovalensi.

Persentase karakter ionik (% IC) dari ikatan antara unsur A dan B (A menjadi yang paling elektronegatif) dapat dinyatakan dengan,

%ionic character=

{

1−exp

[

−(0,25)

₍

XA−XB

)

2

]

}

×100

dengan XA dan XB adalah elektronegativitas untuk unsur masing-masing.

Ikatan Logam

Ikatan logam, jenis ikatan primer terakhir, ditemukan dalam logam dan paduannya. Sebuah model yang relatif sederhana telah diusulkan bahwa sangat hampir mendekati skema ikatan. Material logam memiliki satu, dua, atau paling banyak, tiga elektron valensi. Dengan model ini, elektron valensi tersebut tidak terikat untuk setiap atom tertentu dalam padatan dan selebihnya bebas melayang di seluruh logam. Elektron tersebut dianggap sebagai milik logam secara keseluruhan, atau membentuk "lautan elektron" atau "awan elektron." Sisanya

membentuk elektron nonvalensi dan inti atom, disebut core ion, yang memiliki muatan positif netto yang sama besarnya dengan total jumlah elektron valensi tiap atom. Gambar 2.11 adalah ilustrasi dari ikatan logam. Elektron bebas melindungi inti ion bermuatan positif dari gaya elektrostatik yang saling menolak dan saling mempengaruhi satu sama lain. Akibatnya ikatan logam bersifat nondirectional. Selain itu, elektron bebas bertindak sebagai "lem" untuk memegang core ion bersama-sama. Energi ikatan dan titik leleh pada beberapa logam yang tercantum dalam Tabel 2.3. Ikatan logam mungkin lemah atau kuat; energi berkisar dari 68 kJ / mol (0,7 eV / atom) untuk raksa hingga 849 kJ / mol (8,8 eV / atom) untuk tungsten. Suhu leleh masing-masing adalah -39 dan 3410C (234 dan 3683 K).

Ikatan logam ditemui dalam tabel periodik Golongan IA dan IIA dan untuk semua unsur logam. Beberapa perilaku umum dari berbagai jenis material (yaitu, logam, keramik, polimer) dapat dijelaskan oleh jenis ikatannya. Sebagai contoh, logam adalah konduktor listrik dan panas yang baik karena memiliki elektron bebas (lihat Bagian 18,5, 18,6, dan 19,4). Sebaliknya, material berikatan ionik dan kovalen biasanya isolator listrik dan panas karena tidak ada sejumlah besar elektron bebas.

Selanjutnya, dalam Bagian 7.4 kita perhatikan bahwa pada suhu kamar, sebagian besar logam dan paduannya gagal dengan cara yang ulet; yaitu, patah yang terjadi setelah material mengalami derajat signifikan deformasi permanen. Perilaku ini dijelaskan dalam hal mekanisme deformasi (Bagian 7.2), yang secara implisit berkaitan dengan karakteristik ikatan logam. Sebaliknya, pada suhu kamar, material berikatan ion secara intrinsik rapuh karena sifat muatan listrik pada komponen ionnya (lihat Bagian 12.10).

2.7 Ikatan Interatomik Sekunder

Ikatan kimia sekunder, van der Waals, atau ikatan fisik lebih lemah dibandingkan dengan ikatan primer; energi ikatan biasanya di urutan hanya 10 kJ / mol (0,1 eV / atom). Ikatan sekunder terdapat pada hampir semua atom atau molekul, namun keberadannya bisa dihilangkan jika terdapat salah satu dari tiga jenis ikatan primer. Ikatan sekunder berlaku pada gas inert, yang memiliki struktur elektron yang stabil, dan antara molekul dalam struktur molekul yang kovalen.

Kekuatan ikatan sekunder muncul dari dipol atom atau molekul. Pada dasarnya, dipol listrik muncul setiap kali terdapat beberapa distribusi bagian positif dan negatif dari sebuah atom atau molekul. Ikatan yang dihasilkan dari gaya tarik Coulomb antara ujung positif dari salah satu dipol dan dipol negatif lain yang berdekatan, ditunjukkan pada Gambar 2.12. Interaksi dipol terjadi antara dipol induksi, antara dipol induksi dan molekul polar (yang memiliki dipol permanen), dan antara molekul polar. Ikatan hidrogen, jenis ikatan sekunder, ditemukan di beberapa molekul yang memiliki hidrogen sebagai salah satu unsur

penyusunnya. Mekanisme ikatan ini akan dibahas secara singkat.

Gambar 2.12 Skema ikatan van der Waals antara dua dipol.

Ikatan Dipol Terinduksi

Sebuah dipol dapat dibuat atau diinduksi dalam sebuah atom atau molekul yang biasanya distribusi listriknya simetris; yaitu, distribusi spasial keseluruhan elektron, simetris dengan inti bermuatan positif, seperti ditunjukkan pada Gambar 2.13a. Semua atom

mengalami gerak getaran konstan yang dapat menyebabkan distorsi simetri listrik yang singkat untuk beberapa atom atau molekul, sehingga menghasilkan dipol listrik kecil, seperti yang digambarkan dalam Gambar 2.13b. Salah satu dipol ini pada gilirannya dapat

menghasilkan perpindahan distribusi elektron molekul atau atom yang berdekatan, yang menginduksi atom atau molekul lain sehingga menjadi dipol yang kemudian tertarik lemah dengan molekul atau atom yang pertama; ini adalah satu jenis ikatan van der Waals. Gaya tarik terjadi di antara sejumlah besar atom atau molekul, bersifat sementara dan berfluktuasi terhadap waktu.

Pencairan dan, pada beberapa kasus, pemadatan gas inert dan molekul-molekul netral dan simetris lainnya seperti H2 dan Cl2 dilakukan karena jenis ikatan ini. Titik didih dan titik leleh suatu zat sangat rendah, disebabkan karena dominasi ikatan dipol; dari seluruh ikatan antarmolekul yang mungkin, ikatan ini adalah ikatan yang paling lemah. Energi ikatan dan titik leleh untuk argon dan klorin juga ditunjukkan pada Tabel 2.3.

Ikatan Dipol Terinduksi-Molekul Polar

Momen dipol permanen ada di beberapa molekul berdasarkan suatu penyusunan asimetris daerah bermuatan positif dan negatif. Molekul tersebut disebut molekul polar. Gambar 2.14 adalah representasi skema dari molekul hidrogen klorida; momen dipol permanen muncul dari muatan positif dan negatif netto, yang masing-masing terkait dengan hidrogen dan klorin pada ujung-ujung molekul HCl.

Gambar 2.13 Skema (a) atom dengan distribusi kelistrikan yang

simetris, (b) pengutuban atau dipol pada atom yang terinduksi.

Gambar 2.14 Skema ikatan polar pada hidrogen klorida (HCl).

Molekul polar juga dapat menginduksi dipol dalam molekul nonpolar yang berdekatan, dan ikatan akan terbentuk sebagai hasil dari gaya tarik menarik antara dua molekul. Selanjutnya, besarnya ikatan ini akan lebih besar daripada untuk dipol terinduksi yang berfluktuasi.

Ikatan Dipol Permanen

Ikatan van der Waals juga terdapat di antara molekul polar yang berdekatan. Energi ikatannya secara signifikan lebih besar daripada ikatan dipol terimbas.

Jenis ikatan sekunder terkuat, ikatan hidrogen, adalah kasus khusus dari ikatan molekul polar. Hal ini terjadi antara molekul di mana hidrogen berikatan kovalen dengan fluorin (seperti di HF), oksigen (seperti dalam H2O), dan nitrogen (seperti dalam NH3). Untuk setiap ikatan H-F, H-O, atau H-N, elektron tunggal atom hidrogen dibagi dengan atom lainnya. Dengan demikian, ujung ikatan atom hidrogen pada dasarnya adalah ‘proton kosong

bermuatan positif yang tidak dilapisi oleh elektron’. Ini sangat positif sedemikian sehingga mampu menarik dengan kekuatan yang besar, ujung sebuah molekul negatif yang berada di dekatnya, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 2.15 untuk HF. Pada dasarnya, proton tunggal membentuk jembatan antara dua atom bermuatan negatif. Besarnya ikatan hidrogen umumnya lebih besar daripada jenis ikatan sekunder lain dan mungkin setinggi 51 kJ / mol (0.52 eV / molekul), seperti yang ditunjukkan pada Tabel 2.3. Titik leleh dan titik didih hidrogen fluorida dan anomali air sangat tinggi mengingat berat molekul rendah, sebagai konsekuensi dari ikatan hidrogen.

2.8 Molekul

Gambar 2.15 Skema ikatan hidrogen pada hidrogen fluorida (HF).

Kebanyakan molekul umum terdiri dari kelompok atom yang terikat bersama-sama dengan ikatan kovalen yang kuat, misalnya molekul diatomik unsur (F2, O2, H2, dll) serta sejumlah senyawa (H2O, CO2, HNO3, C6H6, CH4, dan sebagainya.). Dalam keadaan cairan kental dan padat, ikatan antara molekul lemah. Akibatnya, molekul memiliki titik leleh yang relatif rendah dan mendidih suhu. Kebanyakan molekul tersebut merupakan molekul kecil yang terdiri dari beberapa atom gas pada suhu dan tekanan kamar. Lain halnya dengan polimer modern yang bahan molekulnya terdiri molekul yang sangat besar, memiliki wujud sebagai padatan. Beberapa sifat polimer tersebut sangat bergantung pada ikatan kimia sekunder : van der Waals dan hidrogen.