Kimia Anorganik

Published Februari 22, 2012 by marisachintya

IKATAN DALAM MOLEKUL POLIATOMIK

 

  1. A.    PENDAHULUAN

Pada bab ikatan dalam molekul poliatomik ini akan dibahas beberapa hal seperti: teori ikatan valensi yaitu hibridisasi orbital atom,teori ikatan valensi untuk molekul poliatomik dengan ikatan rangkap dua dan tiga. Selanjutnya juga akan dibahas tentang ukuran ion-ion, kisi ionik, energi kisi yang diperkirakan dari model elektrostatik dan energi kisi yang ditentukan melalui siklus Born-Haber.

  1. B.     TEORI IKATAN VALENSI: HIBRIDISASI ORBITAL ATOM

Teori ikatan valensi (VBT) mengasumsikan bahwa elektron-elektron dalam molekul menempati orbital-orbital atom dari masing-masing atom. Ini memungkinkan kita untuk mempertahankan gambaran masing-masing atom yang mengambil peranan dalam pembentukan ikatan.

Beberapa dalil dasar dari teori ikatan valensi yaitu:

  1. Bila dua atom membentuk ikatan kovalen, orbital salah satu atom overlap dengan orbital atom lainnya.
  2. Dua elektron yang berputar berpasangan dapat dibagi diantara kedua orbital yang tumpang tindih, kepadatan elektron terkonsentrasi diantara inti atom yang membentuk ikatan.
  3. Kekuatan ikatan kovalen, yang diukur dalam bentuk sejumlah energi bila dipecah, sebanding dengan jumlah orbital yang overlap-bertambah besar derajat overlapnya, bertambah kuat ikatannya dan bertambah sedikit energi potensial atom bila ikatan terbentuk.

Contohnya: pembentukan H2 dari dua atom H yang setiap atomnya mempunyai elektron tunggal pada orbital 1s. Menurut  teori ikatan valensi, kita harus memandang ikatan H-H sebagai hasil overlap dua orbital 1s seperti terlihat pada gambar 1 dibawah ini:

1s                     1s

H                     H                                           2H

Gambar 1. Pembentukan molekul H2menurut teori VBT

Selain itu, juga ditunjukkan pada gambar 2 dibawah ini:

Gambar 2. Pembentukan molekul H2menurut teori VBT

Apa yang terjadi pada dua atom H ketika kedua atom tersebut bergerak saling mendekat dan membentuk ikatan? Awalnya, ketika kedua atom saling terpisah, tidak ada interaksi yang terjadi. Kita katakan bahwa energi potensial sistem ini (yaitu, kedua atom H) adalah nol. Ketika atom-atom saling mendekat, setiap elektron ditarik oleh inti atom yang lain, pada saat yang sama, kedua elektron saling tolak-menolak, dan begitu juga kedua intinya. Selama kedua atom masih terpisah, tarik-menarik lebih kuat daripada tolak menolak, sehingga energi potensial sistem turun (yaitu menjadi negatif) ketika atom-atom saling mendekat. Kecenderungan ini terus berlanjut sampai energi potensial mencapai nilai minimum. Pada titik ini, ketika sistem memiliki energi potensial terendah, sistem tersebut paling stabil. Kondisi ini berkaitan dengan tumpang tindih yang baik antar orbital 1s dan pembentukan molekul H2 yang stabil. Jika jarak antar inti diperkecil lagi, energi potensial akan meningkat tajam dan akhirnya menjadi positif sebagai akibat dari meningkatnya tolakan elektron-elektron dan inti-inti.

  1. 1.      Hibridisasi sp

Model hibrisasi sp dapat digunakan untuk menggambarkan ikatan sigma pada molekul linear seperti BeCl2. Panjang ikatan antara Be-Cl dengan Be-Cl lainnya adalah sama. Konfigurasi elektron pada keadaan dasar dari Be adalah 1s2 2s2 dan pada kulit terluar mengandung orbital atom 2s dan 3 orbital atom 2p. Dalam ikatan Be-Cl diramalkan linear oleh Valence Shell Electron Pair Repultion (VSEPR). Kita mengetahui bahwa pada keadaan dasar, Be tidak membentuk ikatan kovalen dengan Cl karena elektronnya bepasangan dalam orbital 2s. Jadi kita kembali pada hibridisasi untuk menjelaskan perilaku ikatan Be. Sekarang terdapat dua orbital Be yang tersedia untuk ikatan, 2s dan 2p. Tetapi, jika 2 atom Cl bergabung dengan Be dalam keadaan tereksitasi ini, 1 atom Cl akan berbagi elektron 2s dan atom Cl yang lain akan berbagi elektron 2p, membuat dua ikatan BeCl yang tidak setara. Hal ini bertentangan dengan bukti percobaan. Dalam molekul BeCl2 yang sebenarnya, kedua ikatan BeCl identik dalam berbagai hal. Jadi orbital 2s dan 2p harus tercampur, atau terhibridisasi, untuk membentuk 2 orbital hibrida sp yang setara. Hal itu seperti yang terlihat pada gambar 3 dibawah ini:

Gambar3. Pembentukan orbital hibrida sp

Sementara itu bentuk geometri linear dari BeCl2dijelaskan dengan mengasumsikan bahwa Be terhibridisasi sp. Dua orbital hibrida sp saling overlap dengan dua orbital 3p atom Cl untuk membentuk dua ikatan kovalen dapat dililhat pada gambar 4 dibawah ini:

Gambar 4. Geometri linear dari BeCl2

Gambar 4 diatas menunjukkan bentuk dan orientasi orbital sp. Kedua orbital hibrida ini terletak pada garis yang sama, yaitu sumbu x, sehingga sudut diantaranya adalah 180˚. Dengan demikian setiap ikatan BeCl terbentuk akibat overlap suatu orbital hibrida sp Be dan 1 orbital 3pCl dan menghasilkan molekul BeCl2 yang memiliki geometri linear.

 

  1. 2.      Hibridisasi sp2

Orbital Hibrida

sp2

5B : 1s2  2s2  2px1     hibridisai      1s2  2s1  2px1  2py1

(Ada 3 orbital yang punya 1 elektron)

Untuk mencapai keadaan energi paling rendah, ketiga orbital mengambil arah baru sehingga orbital yang satu dipisahkan sejauh mungkin dari yang lain untuk membentuk orbital hibrida sp2. Model hibridisasi sp2 bisa digunakan untuk menggambarkan ikatan σ pada molekul trigonal planar seperti BF3. Hal itu ditunjukkan pada gambar 5 dibawah ini:

Gambar 5. Pembentukan orbital hibrida sp2

Orbital hibrida sp2boron saling overlap dengan orbital 2p fluor. Molekul BF3 adalah datar dan semua sudut FBF adalah 1200 seperti pada gambar 6 dibawah ini:

Gambar 6. Geometri BF3

  1. 3.      Hibridisasi sp3

Seperti contoh molekul CH4. Semua senyawa organik atom C dianggap selalu bervalensi 4. Namun berdasarkan konfigurasi elektronnya atom C hanya bisa bersenyawa dengan dua atom lain.

Orbital Hibrida

 

 

 

                                                                                                                    sp3

 

6C : 1s2  2s2  2px1   2py1  2pz   hibridisasi    1s2    2s1  2px1  2py1  2pz1

(Ada 4 orbital yang punya 1 elektron)

Untuk mencapai keadaan energi paling rendah, keempat orbital mengambil arah baru sehingga orbital yang satu dipisahkan sejauh mungkin dari yang lain membentuk orbital hibrida sp3. Bila berikatan dengan atom H akan membentuk CH4 yang molekulnya berbentuk tetra hedral. Hal itu dapat dilihat pada gambar 7 dibawah ini:

Gambar 7. Pembentukan 4 ikatan antara orbital hibrida sp3 karbon dan orbital 1s hidrogen dalam CH4

Sementara pembentukan orbital hibrida sp3 tersebut dapat dilihat pada gambar 8 dibawah:

Gambar 8. Pembentukan orbital hibrida sp3

Syarat hibridisasi adalah perbedaan tingkat energi antara orbital-orbital tersebut tidak boleh terlalu besar.

Dibawah ini terdapat tabel untuk meringkas hibridisasi sp, sp2 dan sp3.

Tabel 1. Orbital hibrida yang penting dan bentuknya

  1. C.    TEORI IKATAN VALENSI: IKATAN RANGKAP DUA DAN TIGA DALAM MOLEKUL POLIATOMIK
    1. 1.   Etena  (C2H4)

C  :  1s2  2s2  2p2

H  :  1s1

Etena merupakan molekul planar dengan sudut pada ikatan C—C—H dan H—C—H  secara berurutan adalah  121,3˚ dan 117,4˚. Masing-masing C pusat diperkirakan berbentuk trigonal planar dan kerangka ikatan σ dalam C2H4 dapat digambarkan melalui skema hibridisasi sp2.

Gambar 9. Etena

Gambar 10. Orbital 2pz pada dua atom karbon yang membentuk ikatan π

Ketiga interaksi σ setiap atom C menggunakan tiga dari empat elektron valensi, meninggalkan satu elektron yang mengisi orbital atom sp yang tidak terhibridisasi. Interaksi antara dua orbital atom 2p dan pasangan dua elektron pada orbital atom tersebut menghasilkan sebuah interaksi π antara C—C.

C2H4 mengandung ikatan rangkap dua karbon-karbon dan memiliki geometri datar. Baik geometri molekul maupun ikatannya dapat dipahami jika kita mengasumbikan bahwa setiap atom karbon terhibridisasi sp2.Diasumsikan bahwa hanya orbital 2px dan 2py yang bergabung dengan orbital 2s, dan bahwa orbital 2pz tetap tidak berubah.Orbital 2pz tegak lurus terhadap bidang orbital hibrida.Setiap atom karbon menggunakan tiga orbital hibrida sp2 untuk membentuk dua ikatan dengan dua orbital 1s hidrogen dan satu ikatan dengan orbital hibria sp2 atom C sebelahnya.

  1. 2.   HCN

C :  1s2  2s2  2p2

N :1s2  2s2  2p3

H :  1s1

Pada struktur HCN terdapat ikatan tunggal pada C—H, ikatan rangkap tiga pada C≡N, dan sepasang elektron bebas pada N.

Gambar 11.Struktur Lewis HCN

Gambar 11 menunjukkan skema hibridisasi sp untuk atom C dan N yang dapat digunakan untuk menggambarkan ikatan σ pada HCN.ikatan π pada C—N yang terbentuk dari overlap antara 2p-2p.

Gambar 12. Hibridisasi pada HCN

  1. 3.      BF3

B : 1s1 2s2 2p1

F : 1s2 2s2 2p5

Boron trifluorida berbentuk trigonal planar. Hibridisasi sp2 terjadi pada atom B.

Gmbar 13.

Gambar 14.

  1. D.    UKURAN ION-ION

Ukuran ion ditentukan oleh gaya tarik terhadap elektron luar oleh muatan inti positif yang efektif.

Muatan inti efektif  = muatan inti nyata – pengaruh elektron penyaring atau elektron dalam.

Dimana: r+< r atom netral  < r

Jarak antara ion positif dan negatif dalam kristal dapat diukur secara difraksi sinar x. Beberapa nilai jarak antar ion untuk senyawa alkali halida terdapat pada tabel 2 dibawah ini:

Tabel 2. Jarak antar inti

jarak antar ion KF     2.66

NaF   2.31

KCl   3.14

NaCl   2.81

KBr   3.29

NaBr   2.98

KI    3.53

NaI   3.23

∆ (KF  -NaF) dsb

0.35

0.33

0.31

0.30

Dari tabel 2 diatas terlihat bahwa nilai ∆ hampir tetap. Hal ini terjadi jika jari-jari ion merupakan bola dengan jari-jari tetap dan saling bersinggungan, sehingga:

R = r+   +   r

R

Bila jari-jari dari satu ion diketahui, maka jari-jari ion lainnya dapat dicari R dengan menggunakan rumus:

Dimana: Cn  = tetapan

Z – S = muatan efektif

S     = Efek perisai

Nilai jari-jari ion yang didapat secara ini hanya berlaku bagi ion-ion yang bermuatan tunggal. Untuk jari-jari ion bervalensi ganda atau jari-jari kristal diperlukan faktor koreksi. Jari-jari kristal umumnya lebih kecil dari jari-jari ion. Hal itu dikarenakan bertambahnya muatan memperbesar gaya tarik antara ion-ion.

Jari-jari ion juga berubah dengan berubahnya bilangan koordinasi. Jari-jari ion bertambah secara teratur untuk unsur-unsur dalam satu golongan dari atas ke bawah dari susunan berkala, karenamuatan inti positif diimbangi oleh efek saringan dari elektron valensi dari inti. Ukuran ion negatif juga bertambah untuk perubahan dari ion fluor ke ion iodium. Ion negatif lebih besar dari ion negatifnya yang isoelektronik, karena tarikan inti dalam ion positif yang bertambah, akan menarik elektron lebih dekat ke inti. Dalam deret isoelektronik Na+, Mg2+ dan Al3+, jari-jari kristalnya menurun, karena bertambahnya muatan positif akan menarik elektron lebih dekat ke inti.Perbandingan jari-jari ion secara garis besar dapat digunakan untuk meramalkan struktur suatu kristal ion.

  1. E.     KISI IONIK
  2. 1.      Kisi garam NaCl

Gambar 15. Kisi Kristal NaCl

Gambar 15. menunjukkan bahwa terdapat 14 ion Cl dan 13 ion Na+. Ion Clditunjukkan oleh warna hijau dan ion Na+ berwarna ungu.Terdapat empat tipe bagian dari setiap ion, yaitu:

  • Posisi pusat (ion masuk secara keseluruhan di dalam unit sel)
  • Bagian muka (ion yang dibagi antara dua unit sel)
  • Bagian tepi (ion yang dibagi antara empat unit sel)
  • Bagian sudut (ion yang dibagi antara delapan unit sel).

Jumlah ion Na+ dan Cl yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung dengan cara sebagai berikut:

Bagian

Jumlah ion Na+

Jumlah ion Cl

Pusat

Muka

Tepi

Sudut

1

0

(12 x ¼) = 3

0

0

(6 x ½) = 3

0

(8 x ⅛) = 1

Jumlah 4 4

Perbandingan ion Na+: Cl adalah 4: 4 = 1:1

Perbandingan tersebut sesuai dengan Rumus NaCl.

  1. 2.      Kisi CsCl

Gambar 16. Kisi CsCl

Gambar 16.menunjukkan bahwa terdapat 1 ion Cl dan 8 ion Cs+. Ion Cl ditunjukkan oleh warna hijau dan ion Cs+ berwarna kuning. Jumlah ion Cs+ dan Cl yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian

Jumlah ion Cs+

Jumlah ion Cl

Pusat

Muka

Tepi

Sudut

0

0

0

(8 x ⅛) = 1

1

0

0

0

Jumlah 1 1

Perbandingan ion Cs+: Cl adalah 1:1

Perbandingan tersebut sesuai dengan Rumus CsCl.

 

  1. 3.      Kisi CaF2

Gambar 17. Kisi CaF2

Gambar 17.menunjukkan bahwa terdapat 8 ion F dan 14 ion Ca2+. Ion F ditunjukkan oleh warna hijau dan ion Ca2+ berwarna merah. Jumlah ion Ca2+ dan F yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian

Jumlah ion Ca2+

Jumlah ion F

Pusat

Muka

Tepi

Sudut

0

(6 x ½) = 3

0

(8 x ⅛) = 1

8

0

0

0

Jumlah 4 8

Perbandingan ion Ca2+: F adalah 4 : 8 = 1 : 2

Perbandingan tersebut sesuai dengan Rumus CaF2.

  1. 4.      Kisi ZnS

Gambar 18. Kisi ZnS

Gambar 18.menunjukkan bahwa terdapat 14 ion Zn2+ dan 4 ion S2-. Ion Zn2+ditunjukkan oleh warna abu-abu dan ion S2-berwarna kuning. Jumlah ion Zn2+dan S2- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian

Jumlah ion Zn2+

Jumlah ion S2-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut

0

(6 x ½) = 3

0

(8 x ⅛) = 1

4

0

0

0

Jumlah 4 4

Perbandingan ion Zn2+ : S2-adalah 4 : 4 = 1 : 1

Perbandingan tersebut sesuai dengan Rumus ZnS.

  1. 5.      Kisi SiO2

Gambar 19. Kisi SiO2

Gambar 19.menunjukkan bahwa terdapat 18 ion Si4+ dan 16 ion O2-. Ion Si4+ ditunjukkan oleh warna ungu dan ion O2- berwarna merah. Jumlah ion Si4+ dan O2- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian

Jumlah ion Si4+

Jumlah ion O2-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut

4

(6 x ½) = 3

0

(8 x ⅛) = 1

16

0

0

0

Jumlah 8 16

Perbandingan ion Si4+: O2- adalah 8 :16 = 1 : 2

Perbandingan tersebut sesuai dengan RumusSiO2.

  1. 6.      Struktur ZnS

Gambar 20. Struktur ZnS

 

  1. 7.      Struktur TiO2

Gambar 21. Struktur TiO2

Gambar 21.menunjukkan bahwa terdapat 9 ion Ti4+ dan 6 ion O2-. Ion Ti4+ ditunjukkan oleh warna putih dan ion O2- berwarna merah. Jumlah ion Ti4+ dan O2- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian

Jumlah ion Ti4+

Jumlah ion O2-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut

1

0

0

(8 x ⅛) = 1

2

(4 x ½) = 2

0

0

Jumlah 2 4

Perbandingan ion Ti4+ : O2- adalah 2 : 4 = 1 : 2

Perbandingan tersebut sesuai dengan RumusTiO2.

 

  1. 8.      Kisi CdI2 dan CdCl2

Gambar 22. Kisi CdI2 dan CdCl2

 

 

 

 

 

 

 

  1. 9.      Kisi perovskit (CaTiO3)

Gambar 23. Kisi perovskit (CaTiO3)

 

Gambar 23. menunjukkan bahwa terdapat 1 ion Ca2+, 8 ion Ti4+ dan 12 ion O2-. Ion Ti4+ ditunjukkan oleh warna putih, ion Ca2+ berwarna ungu dan ion O2- berwarna merah. Jumlah ion Ti4+, Ca2+dan O2- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian

Jumlah ion Ca2+

Jumlah ion Ti4+

Jumlah O2-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut

1

0

0

0

0

0

0

(8 x ⅛) = 1

0

0

(12 x ¼) = 3

Jumlah

1 1 3

Perbandingan ion Ca2+, Ti4+dan O2-adalah 1 : 1 : 3

Perbandingan tersebut sesuai dengan Rumus CaTiO3.

 

  1. F.     ENERGI KISI: DIPERKIRAKAN DARI MODEL ELEKTROSTATIK

Energi kisi (∆U) dari sebuah senyawa ionik adalah perubahan energi dalam yang menyertai pembentukan 1 mol padatan dari fasa gas pada suhu 0º K. Energi kisi dapat diperkirakan dengan mengasumsikan sebuah model elektrostatis untuk kisi ionik pada keadaan padat.

  1. 1.      Daya tarik Coulumb dalam pasangan ion terisolasi

Perubahan energi dalam dapat diperkirakan dari persamaan dibawah ini yaitu dengan mempertimbangkan daya tarik coulomb antara ion-ion.

dimana: ∆U     = perubahan energi dalam (Joule)

│Z+│ = modulus dari muatan (+) (untuk K+ maka │Z+│= 1

│Z│  = modulus dari muatan (-) (untuk F maka │Z│= -1

e          = muatan electron (1.602×10-19 C)

ɛ0         = permittivity dari  vakum (8.854 x 10-12 m-1)

r           = jarak antar inti antara ion-ion (m)

Dalam kristal yang tersusun dari ion-ion akan terjadi tarik menarik antara ion yang berlawanan muatan dan tolak menolak antara ion yang sejenis atau terjadi gaya antar aksi coulumb.

  1. 2.   Interaksi Coulumb dalam Kisi Ionik

Perubahan energi Coulumb ketika ion Mz+dimulai dari tak terbatas ke posisi dalam kisi yang diberikan pada persamaan dibawah ini. perbandingan muatan dari ion-ion  adalah konstan untuk tipe struktur Kristal NaCl.

persamaan diatas dapat disederhanakan menjadi:

dimana: energi kisi diperkirakan dalam Joule/mol dari senyawa.

L = bilangan Avogadro 6.02×1023/mol

A = konstanta Madelung

  1. 3.      Gaya Born

Interaksi-interaksi Coulumb tidak hanya gaya yang bekerja dalam kisi ionik. Ion-ion memiliki keterbatasan ukuran dan elektron-elektronnya dan juga tolakan-tolakan inti. Maka lahirlah gaya Born. Persamaan dibawah ini menunjukkan ungkapan sederhana untuk peningkatan energi tolakan pada sekumpulan kisi dari ion-ion dalam keadaan gas.

dimana,           B = koefisien tolakan

n = eksponen Born

Nilai dari eksponen Born bergantung pada konfigurasi elektron dari ion-ion yang terlibat.Dibawah ini adalah tabel beberapa nilai eksponen Born.

  1. 4.      Persamaan Born-Lande

M. Born dan kawan-kawannya mengembangkan teori untuk kristal ion mulai tahun 1918. Energi kisi didefinisikan sebagai energi yang dilepaskan bila satu mol kation dan satu mol anion berupa gas didekatkan dari jarak tak terhingga sampai kedudukan kesetimbangan dalam kisi Kristal pada 00 K atau perubahan dalam ∆U untuk reaksi:

Mz+ (g)      +  XZ-  (g) → MX (s)

Energi antaraksi antara dua ion dengan muatan z+e dan z-e yang terpissah sejarak R menurut hukum Coulumb adalah –z+ze2/R (dalam satuan cgs) atau –z+ze2/4ɛR (dalam satuan SI). Menurut Born dan Lande selain energi tarikan harus diperhitungkan pula energi tolakan, maka energi kisi untuk N kation dan N anion dengan N adalah bilangan Avogadro, menjadi:

U = –z+ze2AN/R  + BN/Rn

dengan            A = Tetapan Madelung

n = eksponen Born

B = tetapan.

Bila R = R0 ,yaitu bila pemisahan ion dalam kristal ada pada keadaan setimbang, maka (∂u/∂R)  = 0, maka persamaan nya menjadi:

dan

  1. 5.      Konstanta Madelung

Konstanta Madelung adalah ukuran tambahan energi antaraksi yang dihasilkan kisi ion tiga dimensi, misalnya pertambahan energi Coulumb sebesar 75% bila pasangan ion (Na+)(Cl) berpindah menjadi NaCl kristalin. Nilai energi kisi secara tak langsung didapat dari data termokimia dengan menggunakan siklus Born-Haber. dibawah ini adalah tabel konstanta Madelung.

  1. G.    ENERGI KISI : SIKLUS BORN-HABER

Selain senyawa dengan ikatan kovalen, dikenal pula senyawa dengan jenis ikatan lain, yaitu ikatan elektrovalen atau ikatan ion yang didasarkan atas tarikan elektrostatik antara ion yang berlawanan muatan. Ion-ion terbentuk akibat perpindahan sempurna dari elektron antara atom-atom. Pembentukan ion positif dari atom netralnya dinyatakan oleh energi ionisasi, sedangkan pembentukan ion negatif didasarkan atas afinitas elektron, yaitu energi yang dilepaskan bila atom netral menarik elektron dan membetuk ion negatif yang stabil. Dalam kristal yang tersusun dari ion-ion akan terjadi tarik menarik antara ion yang berlawanan muatan dan tolak menolak antara ion yang sejenis atau terjadi gaya antar aksi coulumb. Keseimbangan antara tarik menarik dan tolak menolak ini menghasilkan energi kisi kristal yang dapat dicari lewat siklus Born-Haber.

Contohnya adalah sebagai berikut:

Na (g)                          Na+(g)  + e                  I = 495.8 kJ mol-1

Cl (g)                           Cl (g)                          E = -349 kJ mol-1

Pada jarak antar ion yang sangat besar secara energetika yang terbentuk adalah atom Na dan Cl. Apabila partikel mendekat, maka terjadi perubahan Na+ dan Cl dengan pelepasan dan pengikatan energi seperti tertera pada persamaan diatas. Disamping itu ada gaya elektrostatik yang besar yang menyebabkan kedua ion tersebut mendekat sampai tercapai keadaan setimbang yaitu pada titik minimum. Pada jarak antar inti yang sangat dekat yang berperan adalah gaya tolak menolak antara ion-ion sejenis. Kristal ion yang terbentuk kemudian terdiri dari susunan teratur dari ion-ion positif dan negatif dalam kisi kristal. Kisi kristal adalah kumpulan dari satuan-satuan kecil yang disebut sel satuan dan ion-ion dinyatakan sebagai titik titik yang terlihat pada gambar dibawah.

Suatu cara untuk  mendapatkan nilai energi kisi kristal, dikemukakan oleh Born dan Haber dengan menggunakan natrium klorida sebagai contoh. Entalpi pembentukan satu mol natrium klorida kristalin, NaCl (s), dapat ditentukan secara eksperimental sebagai berikut:

Na (s)   + ½ Cl2(g)                    NaCl (s)         ∆H = -410 kJmol-1 (298K)

Proses ini dapat dipecah menjadi beberapa tahap:

  1. Na (s)                     Na (g)                         ∆H1 = 108 kJmol-1 (298K)

Entalpi ini adalah sublimasi dari natrium = S

  1. ½ Cl2(g)                    Cl (g)                       ∆H2 = 121kJmol-1 (298K)

∆H2 = ½ entalpi disosiasi dari Cl2(g) = ½ D

  1. Na (g)                       Na+ (g)                      ∆H3 = 489 kJmol-1 (298K)

∆H3 = energi ionisasi natrium = 1

  1. Cl (g)                     Cl (g)                         ∆H4 = -365 kJmol-1 (298K)

∆H4 adalah afinitas elektron, reaksi adalah eksoterm.

  1. Na+ (g)  + Cl (g)                    NaCl (s)      ∆H5 = Energi kisi kristal

Tahapan-tahapan ini digambarkan dalam siklus Born-Haber berikut ini. dasar dari siklus ini adalah Hukum Hess.

(2)

(1)

(4)

Na (s)   + ½ Cl2(g)                    NaCl (s)

+1e=-

(5)

+

Cl (g)                      Cl(g)

-1e

(3)

Na (g)                                      Na+ (g)

Gambar. Siklus Born- Haber untuk NaCl

Berdasarkan hukum Hess:

∆H       = ∆H1  + ∆H2   + ∆H + ∆H4 + ∆H5

– 410    = 108   + 121   + 489   + (365  + ∆H5)

Karena ∆H5 adalah eksoterm, maka nilai negatif, yaitu -763 kJ mol-1 dan nilai ini adalah nilai energi kisi kristal. dengan demikian energi kisi kristal dapat dicari secara tak langsung dari data termokimia.

IKATAN DALAM MOLEKUL POLIATOMIK

PENDAHULUAN

Pada bab ikatan dalam molekul poliatomik ini akan dibahas beberapa hal seperti: teori ikatan valensi yaitu hibridisasi orbital atom,teori ikatan valensi untuk molekul poliatomik dengan ikatan rangkap dua dan tiga. Selanjutnya juga akan dibahas tentang ukuran ion-ion, kisi ionik, energi kisi yang diperkirakan dari model elektrostatik dan energi kisi yang ditentukan melalui siklus Born-Haber.

TEORI IKATAN VALENSI: HIBRIDISASI ORBITAL ATOM

Teori ikatan valensi (VBT) mengasumsikan bahwa elektron-elektron dalam molekul menempati orbital-orbital atom dari masing-masing atom. Ini memungkinkan kita untuk mempertahankan gambaran masing-masing atom yang mengambil peranan dalam pembentukan ikatan.

Beberapa dalil dasar dari teori ikatan valensi yaitu:

Bila dua atom membentuk ikatan kovalen, orbital salah satu atom overlap dengan orbital atom lainnya.

Dua elektron yang berputar berpasangan dapat dibagi diantara kedua orbital yang tumpang tindih, kepadatan elektron terkonsentrasi diantara inti atom yang membentuk ikatan.

Kekuatan ikatan kovalen, yang diukur dalam bentuk sejumlah energi bila dipecah, sebanding dengan jumlah orbital yang overlap-bertambah besar derajat overlapnya, bertambah kuat ikatannya dan bertambah sedikit energi potensial atom bila ikatan terbentuk.

Contohnya: pembentukan H2 dari dua atom H yang setiap atomnya mempunyai elektron tunggal pada orbital 1s. Menurut teori ikatan valensi, kita harus memandang ikatan H-H sebagai hasil overlap dua orbital 1s seperti terlihat pada gambar 1 dibawah ini:

1s 1s

H H 2H

Gambar 1. Pembentukan molekul H2 menurut teori VBT

Selain itu, juga ditunjukkan pada gambar 2 dibawah ini:

Gambar 2. Pembentukan molekul H2 menurut teori VBT

Apa yang terjadi pada dua atom H ketika kedua atom tersebut bergerak saling mendekat dan membentuk ikatan? Awalnya, ketika kedua atom saling terpisah, tidak ada interaksi yang terjadi. Kita katakan bahwa energi potensial sistem ini (yaitu, kedua atom H) adalah nol. Ketika atom-atom saling mendekat, setiap elektron ditarik oleh inti atom yang lain, pada saat yang sama, kedua elektron saling tolak-menolak, dan begitu juga kedua intinya. Selama kedua atom masih terpisah, tarik-menarik lebih kuat daripada tolak menolak, sehingga energi potensial sistem turun (yaitu menjadi negatif) ketika atom-atom saling mendekat. Kecenderungan ini terus berlanjut sampai energi potensial mencapai nilai minimum. Pada titik ini, ketika sistem memiliki energi potensial terendah, sistem tersebut paling stabil. Kondisi ini berkaitan dengan tumpang tindih yang baik antar orbital 1s dan pembentukan molekul H2 yang stabil. Jika jarak antar inti diperkecil lagi, energi potensial akan meningkat tajam dan akhirnya menjadi positif sebagai akibat dari meningkatnya tolakan elektron-elektron dan inti-inti.

Hibridisasi sp

Model hibrisasi sp dapat digunakan untuk menggambarkan ikatan sigma pada molekul linear seperti BeCl2. Panjang ikatan antara Be-Cl dengan Be-Cl lainnya adalah sama. Konfigurasi elektron pada keadaan dasar dari Be adalah 1s2 2s2 dan pada kulit terluar mengandung orbital atom 2s dan 3 orbital atom 2p. Dalam ikatan Be-Cl diramalkan linear oleh Valence Shell Electron Pair Repultion (VSEPR). Kita mengetahui bahwa pada keadaan dasar, Be tidak membentuk ikatan kovalen dengan Cl karena elektronnya bepasangan dalam orbital 2s. Jadi kita kembali pada hibridisasi untuk menjelaskan perilaku ikatan Be. Sekarang terdapat dua orbital Be yang tersedia untuk ikatan, 2s dan 2p. Tetapi, jika 2 atom Cl bergabung dengan Be dalam keadaan tereksitasi ini, 1 atom Cl akan berbagi elektron 2s dan atom Cl yang lain akan berbagi elektron 2p, membuat dua ikatan BeCl yang tidak setara. Hal ini bertentangan dengan bukti percobaan. Dalam molekul BeCl2 yang sebenarnya, kedua ikatan BeCl identik dalam berbagai hal. Jadi orbital 2s dan 2p harus tercampur, atau terhibridisasi, untuk membentuk 2 orbital hibrida sp yang setara. Hal itu seperti yang terlihat pada gambar 3 dibawah ini:

Gambar3. Pembentukan orbital hibrida sp

Sementara itu bentuk geometri linear dari BeCl2dijelaskan dengan mengasumsikan bahwa Be terhibridisasi sp. Dua orbital hibrida sp saling overlap dengan dua orbital 3p atom Cl untuk membentuk dua ikatan kovalen dapat dililhat pada gambar 4 dibawah ini:

Gambar 4. Geometri linear dari BeCl2

Gambar 4 diatas menunjukkan bentuk dan orientasi orbital sp. Kedua orbital hibrida ini terletak pada garis yang sama, yaitu sumbu x, sehingga sudut diantaranya adalah 180˚. Dengan demikian setiap ikatan BeCl terbentuk akibat overlap suatu orbital hibrida sp Be dan 1 orbital 3pCl dan menghasilkan molekul BeCl2 yang memiliki geometri linear.

Hibridisasi sp2

sp2

5B : 1s2 2s2 2px1 hibridisai 1s2 2s1 2px1 2py1

(Ada 3 orbital yang punya 1 elektron)

Untuk mencapai keadaan energi paling rendah, ketiga orbital mengambil arah baru sehingga orbital yang satu dipisahkan sejauh mungkin dari yang lain untuk membentuk orbital hibrida sp2. Model hibridisasi sp2 bisa digunakan untuk menggambarkan ikatan σ pada molekul trigonal planar seperti BF3. Hal itu ditunjukkan pada gambar 5 dibawah ini:

Gambar 5. Pembentukan orbital hibrida sp2

Orbital hibrida sp2boron saling overlap dengan orbital 2p fluor. Molekul BF3 adalah datar dan semua sudut FBF adalah 1200 seperti pada gambar 6 dibawah ini:

Gambar 6. Geometri BF3

Hibridisasi sp3

Seperti contoh molekul CH4. Semua senyawa organik atom C dianggap selalu bervalensi 4. Namun berdasarkan konfigurasi elektronnya atom C hanya bisa bersenyawa dengan dua atom lain.

sp3

6C : 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz hibridisasi 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1

(Ada 4 orbital yang punya 1 elektron)

Untuk mencapai keadaan energi paling rendah, keempat orbital mengambil arah baru sehingga orbital yang satu dipisahkan sejauh mungkin dari yang lain membentuk orbital hibrida sp3. Bila berikatan dengan atom H akan membentuk CH4 yang molekulnya berbentuk tetra hedral. Hal itu dapat dilihat pada gambar 7 dibawah ini:

Gambar 7. Pembentukan 4 ikatan antara orbital hibrida sp3 karbon dan orbital 1s hidrogen dalam CH4

Sementara pembentukan orbital hibrida sp3 tersebut dapat dilihat pada gambar 8 dibawah:

Gambar 8. Pembentukan orbital hibrida sp3

Syarat hibridisasi adalah perbedaan tingkat energi antara orbital-orbital tersebut tidak boleh terlalu besar.

Dibawah ini terdapat tabel untuk meringkas hibridisasi sp, sp2 dan sp3.

Tabel 1. Orbital hibrida yang penting dan bentuknya

TEORI IKATAN VALENSI: IKATAN RANGKAP DUA DAN TIGA DALAM MOLEKUL POLIATOMIK

Etena (C2H4)

C : 1s2 2s2 2p2

H : 1s1

Etena merupakan molekul planar dengan sudut pada ikatan C—C—H dan H—C—H secara berurutan adalah 121,3˚ dan 117,4˚. Masing-masing C pusat diperkirakan berbentuk trigonal planar dan kerangka ikatan σ dalam C2H4 dapat digambarkan melalui skema hibridisasi sp2.

Gambar 9. Etena

Gambar 10. Orbital 2pz pada dua atom karbon yang membentuk ikatan π

Ketiga interaksi σ setiap atom C menggunakan tiga dari empat elektron valensi, meninggalkan satu elektron yang mengisi orbital atom sp yang tidak terhibridisasi. Interaksi antara dua orbital atom 2p dan pasangan dua elektron pada orbital atom tersebut menghasilkan sebuah interaksi π antara C—C.

C2H4 mengandung ikatan rangkap dua karbon-karbon dan memiliki geometri datar. Baik geometri molekul maupun ikatannya dapat dipahami jika kita mengasumbikan bahwa setiap atom karbon terhibridisasi sp2.Diasumsikan bahwa hanya orbital 2px dan 2py yang bergabung dengan orbital 2s, dan bahwa orbital 2pz tetap tidak berubah.Orbital 2pz tegak lurus terhadap bidang orbital hibrida.Setiap atom karbon menggunakan tiga orbital hibrida sp2 untuk membentuk dua ikatan dengan dua orbital 1s hidrogen dan satu ikatan dengan orbital hibria sp2 atom C sebelahnya.

HCN

C : 1s2 2s2 2p2

N :1s2 2s2 2p3

H : 1s1

Pada struktur HCN terdapat ikatan tunggal pada C—H, ikatan rangkap tiga pada C≡N, dan sepasang elektron bebas pada N.

Gambar 11.Struktur Lewis HCN

Gambar 11 menunjukkan skema hibridisasi sp untuk atom C dan N yang dapat digunakan untuk menggambarkan ikatan σ pada HCN.ikatan π pada C—N yang terbentuk dari overlap antara 2p-2p.

Gambar 12. Hibridisasi pada HCN

BF3

B : 1s1 2s2 2p1

F : 1s2 2s2 2p5

Boron trifluorida berbentuk trigonal planar. Hibridisasi sp2 terjadi pada atom B.

Gmbar 13.

Gambar 14.

UKURAN ION-ION

Ukuran ion ditentukan oleh gaya tarik terhadap elektron luar oleh muatan inti positif yang efektif.

Muatan inti efektif = muatan inti nyata – pengaruh elektron penyaring atau elektron dalam.

Dimana: r+< r atom netral < r-

Jarak antara ion positif dan negatif dalam kristal dapat diukur secara difraksi sinar x. Beberapa nilai jarak antar ion untuk senyawa alkali halida terdapat pada tabel 2 dibawah ini:

Tabel 2. Jarak antar inti

jarak antar ion KF 2.66

NaF 2.31 KCl 3.14

NaCl 2.81 KBr 3.29

NaBr 2.98 KI 3.53

NaI 3.23

∆ (KF -NaF) dsb 0.35 0.33 0.31 0.30

Dari tabel 2 diatas terlihat bahwa nilai ∆ hampir tetap. Hal ini terjadi jika jari-jari ion merupakan bola dengan jari-jari tetap dan saling bersinggungan, sehingga:

R = r+ + r-

Bila jari-jari dari satu ion diketahui, maka jari-jari ion lainnya dapat dicari R dengan menggunakan rumus:

R1= Cn/(Z-S)

Dimana: Cn = tetapan

Z – S = muatan efektif

S = Efek perisai

Nilai jari-jari ion yang didapat secara ini hanya berlaku bagi ion-ion yang bermuatan tunggal. Untuk jari-jari ion bervalensi ganda atau jari-jari kristal diperlukan faktor koreksi. Jari-jari kristal umumnya lebih kecil dari jari-jari ion. Hal itu dikarenakan bertambahnya muatan memperbesar gaya tarik antara ion-ion.

Jari-jari ion juga berubah dengan berubahnya bilangan koordinasi. Jari-jari ion bertambah secara teratur untuk unsur-unsur dalam satu golongan dari atas ke bawah dari susunan berkala, karenamuatan inti positif diimbangi oleh efek saringan dari elektron valensi dari inti. Ukuran ion negatif juga bertambah untuk perubahan dari ion fluor ke ion iodium. Ion negatif lebih besar dari ion negatifnya yang isoelektronik, karena tarikan inti dalam ion positif yang bertambah, akan menarik elektron lebih dekat ke inti. Dalam deret isoelektronik Na+, Mg2+ dan Al3+, jari-jari kristalnya menurun, karena bertambahnya muatan positif akan menarik elektron lebih dekat ke inti.Perbandingan jari-jari ion secara garis besar dapat digunakan untuk meramalkan struktur suatu kristal ion.

KISI IONIK

Kisi garam NaCl

Gambar 15. Kisi Kristal NaCl

Gambar 15. menunjukkan bahwa terdapat 14 ion Cl- dan 13 ion Na+. Ion Cl- ditunjukkan oleh warna hijau dan ion Na+ berwarna ungu.Terdapat empat tipe bagian dari setiap ion, yaitu:

Posisi pusat (ion masuk secara keseluruhan di dalam unit sel)

Bagian muka (ion yang dibagi antara dua unit sel)

Bagian tepi (ion yang dibagi antara empat unit sel)

Bagian sudut (ion yang dibagi antara delapan unit sel).

Jumlah ion Na+ dan Cl- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung dengan cara sebagai berikut:

Bagian Jumlah ion Na+ Jumlah ion Cl-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut 1

0

(12 x ¼) = 3

0 0

(6 x ½) = 3

0

(8 x ⅛) = 1

Jumlah 4 4

Perbandingan ion Na+: Cl- adalah 4: 4 = 1:1

Perbandingan tersebut sesuai dengan Rumus NaCl.

Kisi CsCl

Gambar 16. Kisi CsCl

Gambar 16.menunjukkan bahwa terdapat 1 ion Cl- dan 8 ion Cs+. Ion Cl- ditunjukkan oleh warna hijau dan ion Cs+ berwarna kuning. Jumlah ion Cs+ dan Cl- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian Jumlah ion Cs+ Jumlah ion Cl-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut 0

0

0

(8 x ⅛) = 1 1

0

0

0

Jumlah 1 1

Perbandingan ion Cs+: Cl- adalah 1:1

Perbandingan tersebut sesuai dengan Rumus CsCl.

Kisi CaF2

Gambar 17. Kisi CaF2

Gambar 17.menunjukkan bahwa terdapat 8 ion F- dan 14 ion Ca2+. Ion F- ditunjukkan oleh warna hijau dan ion Ca2+ berwarna merah. Jumlah ion Ca2+ dan F- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian Jumlah ion Ca2+ Jumlah ion F-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut 0

(6 x ½) = 3

0

(8 x ⅛) = 1 8

0

0

0

Jumlah 4 8

Perbandingan ion Ca2+: F- adalah 4 : 8 = 1 : 2

Perbandingan tersebut sesuai dengan Rumus CaF2.

Kisi ZnS

Gambar 18. Kisi ZnS

Gambar 18.menunjukkan bahwa terdapat 14 ion Zn2+ dan 4 ion S2-. Ion Zn2+ditunjukkan oleh warna abu-abu dan ion S2-berwarna kuning. Jumlah ion Zn2+dan S2- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian Jumlah ion Zn2+ Jumlah ion S2-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut 0

(6 x ½) = 3

0

(8 x ⅛) = 1 4

0

0

0

Jumlah 4 4

Perbandingan ion Zn2+ : S2-adalah 4 : 4 = 1 : 1

Perbandingan tersebut sesuai dengan Rumus ZnS.

Kisi SiO2

Gambar 19. Kisi SiO2

Gambar 19.menunjukkan bahwa terdapat 18 ion Si4+ dan 16 ion O2-. Ion Si4+ ditunjukkan oleh warna ungu dan ion O2- berwarna merah. Jumlah ion Si4+ dan O2- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian Jumlah ion Si4+ Jumlah ion O2-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut 4

(6 x ½) = 3

0

(8 x ⅛) = 1 16

0

0

0

Jumlah 8 16

Perbandingan ion Si4+: O2- adalah 8 :16 = 1 : 2

Perbandingan tersebut sesuai dengan RumusSiO2.

Struktur ZnS

Gambar 20. Struktur ZnS

Struktur TiO2

Gambar 21. Struktur TiO2

Gambar 21.menunjukkan bahwa terdapat 9 ion Ti4+ dan 6 ion O2-. Ion Ti4+ ditunjukkan oleh warna putih dan ion O2- berwarna merah. Jumlah ion Ti4+ dan O2- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian Jumlah ion Ti4+ Jumlah ion O2-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut 1

0

0

(8 x ⅛) = 1 2

(4 x ½) = 2

0

0

Jumlah 2 4

Perbandingan ion Ti4+ : O2- adalah 2 : 4 = 1 : 2

Perbandingan tersebut sesuai dengan RumusTiO2.

Kisi CdI2 dan CdCl2

Gambar 22. Kisi CdI2 dan CdCl2

Kisi perovskit (CaTiO3)

Gambar 23. Kisi perovskit (CaTiO3)

Gambar 23. menunjukkan bahwa terdapat 1 ion Ca2+, 8 ion Ti4+ dan 12 ion O2-. Ion Ti4+ ditunjukkan oleh warna putih, ion Ca2+ berwarna ungu dan ion O2- berwarna merah. Jumlah ion Ti4+, Ca2+dan O2- yang termasuk ke dalam unit sel dapat dihitung sebagai berikut:

Bagian Jumlah ion Ca2+ Jumlah ion Ti4+ Jumlah O2-

Pusat

Muka

Tepi

Sudut 1

0

0

0 0

0

0

(8 x ⅛) = 1 0

0

(12 x ¼) = 3

Jumlah 1 1 3

Perbandingan ion Ca2+, Ti4+dan O2-adalah 1 : 1 : 3

Perbandingan tersebut sesuai dengan Rumus CaTiO3.

ENERGI KISI: DIPERKIRAKAN DARI MODEL ELEKTROSTATIK

Energi kisi (∆U) dari sebuah senyawa ionik adalah perubahan energi dalam yang menyertai pembentukan 1 mol padatan dari fasa gas pada suhu 0º K. Energi kisi dapat diperkirakan dengan mengasumsikan sebuah model elektrostatis untuk kisi ionik pada keadaan padat.

Daya tarik Coulumb dalam pasangan ion terisolasi

Perubahan energi dalam dapat diperkirakan dari persamaan dibawah ini yaitu dengan mempertimbangkan daya tarik coulomb antara ion-ion.

dimana: ∆U = perubahan energi dalam (Joule)

│Z+│ = modulus dari muatan (+) (untuk K+ maka │Z+│= 1

│Z-│ = modulus dari muatan (-) (untuk F- maka │Z- │= -1

e = muatan electron (1.602×10-19 C)

ɛ0 = permittivity dari vakum (8.854 x 10-12 m-1)

r = jarak antar inti antara ion-ion (m)

Dalam kristal yang tersusun dari ion-ion akan terjadi tarik menarik antara ion yang berlawanan muatan dan tolak menolak antara ion yang sejenis atau terjadi gaya antar aksi coulumb.

Interaksi Coulumb dalam Kisi Ionik

Perubahan energi Coulumb ketika ion Mz+dimulai dari tak terbatas ke posisi dalam kisi yang diberikan pada persamaan dibawah ini. perbandingan muatan dari ion-ion (│Z+│)/(│Z-│) adalah konstan untuk tipe struktur Kristal NaCl.

persamaan diatas dapat disederhanakan menjadi:

dimana: energi kisi diperkirakan dalam Joule/mol dari senyawa.

L = bilangan Avogadro 6.02×1023/mol

A = konstanta Madelung

Gaya Born

Interaksi-interaksi Coulumb tidak hanya gaya yang bekerja dalam kisi ionik. Ion-ion memiliki keterbatasan ukuran dan elektron-elektronnya dan juga tolakan-tolakan inti. Maka lahirlah gaya Born. Persamaan dibawah ini menunjukkan ungkapan sederhana untuk peningkatan energi tolakan pada sekumpulan kisi dari ion-ion dalam keadaan gas.

∆U= LB/rn dimana, B = koefisien tolakan

n = eksponen Born

Nilai dari eksponen Born bergantung pada konfigurasi elektron dari ion-ion yang terlibat.Dibawah ini adalah tabel beberapa nilai eksponen Born.

Persamaan Born-Lande

M. Born dan kawan-kawannya mengembangkan teori untuk kristal ion mulai tahun 1918. Energi kisi didefinisikan sebagai energi yang dilepaskan bila satu mol kation dan satu mol anion berupa gas didekatkan dari jarak tak terhingga sampai kedudukan kesetimbangan dalam kisi Kristal pada 00 K atau perubahan dalam ∆U untuk reaksi:

Mz+ (g) + XZ- (g) → MX (s)

Energi antaraksi antara dua ion dengan muatan z+e dan z-e yang terpissah sejarak R menurut hukum Coulumb adalah –z+z- e2/R (dalam satuan cgs) atau –z+z-e2/4ɛR (dalam satuan SI). Menurut Born dan Lande selain energi tarikan harus diperhitungkan pula energi tolakan, maka energi kisi untuk N kation dan N anion dengan N adalah bilangan Avogadro, menjadi:

U = –z+z-e2AN/R + BN/Rn

dengan A = Tetapan Madelung

n = eksponen Born

B = tetapan.

Bila R = R0 ,yaitu bila pemisahan ion dalam kristal ada pada keadaan setimbang, maka (∂u/∂R) = 0, maka persamaan nya menjadi:

B= (z^+ z^- e^2 A)/n R_0^(n-1)

dan

U= (〖-z〗^(+ ) z^- e^2 AN)/R_0 (1-1/n) dalam cgs

= (〖-z〗^(+ ) z^- e^2 AN)/4πɛR (1-1/n) dalam SI

Konstanta Madelung

Konstanta Madelung adalah ukuran tambahan energi antaraksi yang dihasilkan kisi ion tiga dimensi, misalnya pertambahan energi Coulumb sebesar 75% bila pasangan ion (Na+)(Cl-) berpindah menjadi NaCl kristalin. Nilai energi kisi secara tak langsung didapat dari data termokimia dengan menggunakan siklus Born-Haber. dibawah ini adalah tabel konstanta Madelung.

ENERGI KISI : SIKLUS BORN-HABER

Selain senyawa dengan ikatan kovalen, dikenal pula senyawa dengan jenis ikatan lain, yaitu ikatan elektrovalen atau ikatan ion yang didasarkan atas tarikan elektrostatik antara ion yang berlawanan muatan. Ion-ion terbentuk akibat perpindahan sempurna dari elektron antara atom-atom. Pembentukan ion positif dari atom netralnya dinyatakan oleh energi ionisasi, sedangkan pembentukan ion negatif didasarkan atas afinitas elektron, yaitu energi yang dilepaskan bila atom netral menarik elektron dan membetuk ion negatif yang stabil. Dalam kristal yang tersusun dari ion-ion akan terjadi tarik menarik antara ion yang berlawanan muatan dan tolak menolak antara ion yang sejenis atau terjadi gaya antar aksi coulumb. Keseimbangan antara tarik menarik dan tolak menolak ini menghasilkan energi kisi kristal yang dapat dicari lewat siklus Born-Haber.

Contohnya adalah sebagai berikut:

Na (g) Na+(g) + e I = 495.8 kJ mol-1

Cl (g) Cl- (g) E = -349 kJ mol-1

Pada jarak antar ion yang sangat besar secara energetika yang terbentuk adalah atom Na dan Cl. Apabila partikel mendekat, maka terjadi perubahan Na+ dan Cl- dengan pelepasan dan pengikatan energi seperti tertera pada persamaan diatas. Disamping itu ada gaya elektrostatik yang besar yang menyebabkan kedua ion tersebut mendekat sampai tercapai keadaan setimbang yaitu pada titik minimum. Pada jarak antar inti yang sangat dekat yang berperan adalah gaya tolak menolak antara ion-ion sejenis. Kristal ion yang terbentuk kemudian terdiri dari susunan teratur dari ion-ion positif dan negatif dalam kisi kristal. Kisi kristal adalah kumpulan dari satuan-satuan kecil yang disebut sel satuan dan ion-ion dinyatakan sebagai titik titik yang terlihat pada gambar dibawah.

Suatu cara untuk mendapatkan nilai energi kisi kristal, dikemukakan oleh Born dan Haber dengan menggunakan natrium klorida sebagai contoh. Entalpi pembentukan satu mol natrium klorida kristalin, NaCl (s), dapat ditentukan secara eksperimental sebagai berikut:

Na (s) + ½ Cl2(g) NaCl (s) ∆H = -410 kJmol-1 (298K)

Proses ini dapat dipecah menjadi beberapa tahap:

Na (s) Na (g) ∆H1 = 108 kJmol-1 (298K)

Entalpi ini adalah sublimasi dari natrium = S

½ Cl2(g) Cl (g) ∆H2 = 121kJmol-1 (298K)

∆H2 = ½ entalpi disosiasi dari Cl2(g) = ½ D

Na (g) Na+ (g) ∆H3 = 489 kJmol-1 (298K)

∆H3 = energi ionisasi natrium = 1

Cl (g) Cl- (g) ∆H4 = -365 kJmol-1 (298K)

∆H4 adalah afinitas elektron, reaksi adalah eksoterm.

Na+ (g) + Cl- (g) NaCl (s) ∆H5 = Energi kisi kristal

Tahapan-tahapan ini digambarkan dalam siklus Born-Haber berikut ini. dasar dari siklus ini adalah Hukum Hess.

Na (s) + ½ Cl2(g) NaCl (s)

Cl (g) Cl- (g)

Na (g) Na+ (g)

Gambar. Siklus Born- Haber untuk NaCl

Berdasarkan hukum Hess:

∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5

– 410 = 108 + 121 + 489 + (365 + ∆H5)

Karena ∆H5 adalah eksoterm, maka nilai negatif, yaitu -763 kJ mol-1 dan nilai ini adalah nilai energi kisi kristal. dengan demikian energi kisi kristal dapat dicari secara tak langsung dari data termokimia.

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

Logo WordPress.com

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Gambar Twitter

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Foto Facebook

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Foto Google+

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s

%d blogger menyukai ini: