Laporan Praktikum Kimia Dasar 1

STRUKTUR SENYAWA

ABSTRAK

Telah dilakukan percobaan berjudul “Struktur Senyawa” yang bertujuan untuk menyusun model senyawa berdasarkan rumus molekulnya, menggambarkan dalam bentuk tiga dimensi, menggambarkan rumus untuk setiap senyawa berdasarkan model molekul, menulis rumus titik elektron untuk setiap rumus struktur dan menuliskan rumus titik elektron yang sesuai dengan elektron valensinya. Prinsip kerjanya adalah melakukan pengamatan terhadap bentuk-bentuk kimia, yaitu ikatan tunggal, ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap tiga. Hasil percobaan ini adalah terbentuknya medel tiga dimensi, rumus struktur dan rumus titik elektron dari senyawa H₂, Cl₂, Br₂, I₂, HCl, HBr, CH₄, CCl₄, CH₂I₂, NH₃, H₂O₂, N₂H₄, NH₂O₄, CH₃OH dan CH₃NH₃ yang masing-masing senyawa membentuk ikatan tunggal.

PENDAHULUAN

1.1. Pendahuluan

Di kehidupan ini sangat banyak unsur-unsur dan senyawa yang terdapat disekitar manusia. Setiap senyawa tersebut ada yang merugikan dan ada juga yang menguntungkan, ada yang mudah di dapat dan ada yang sulit di dapat. Senyawa yang sangat melimpah di alam misalnya seperti O₂ yang sangat dibutuhkan oleh manusia untuk bernafas.

Para ilmuwan-ilmuwan terdahulu telah melakukan berbagai penelitian untuk mengetahui bentuk struktur senyawa. Hingga akhirnya mereka dapat menggambarkan senyawa-senyawa tersebut seperti yang di kenal selama ini. Memang struktur-struktur tersebut masih menjadi misteri bagaimana bentuk sebenarnya. Karena struktur-struktur yang ada hanyalah hasil imajinasi para ilmuwan terdahulu.

1.2. Tujuan Percobaan

Tujuan dari percobaan ini adalah menyusun model senyawa berdasarkan rumus molekulnya, menggambarkan dalam bentuk tiga dimensi, menggambarkan rumus struktur berdasarkan model molekulnya, menuliskan rumus titik elektron berdasarkan elektron valensinya, serta menulis rumus struktur dan titik elektron tiap model senyawa.

1.3. Manfaat Percobaan

Manfaat dari percobaan ini adalah agar mengetahui bagaimana cara menyusun atom-atom kimia dalam bentuk tiga dimensi senyawa dengan ikatan tunggal, ikatan ganda dua, dan ikatan ganda tiga. Agar dapat menuliskan rumus elektron valensinya.

TINJAUAN PUSTAKA

Berdasarkan sifat-sifat fisikanya, unsur dibagi dalam tiga kelas: logam, nonlogam, dan metaloid. Unsur yang menunnjukkan kilap logam bila dipoles dan dapat ditempa (dipalu menjadi lembaran tipis), dapat diulur menjadi kawat, dan bersifat penghantar panas dan listrik digolongkan dalam logam. Unsur yang tidak memiliki sifat-sifat ini disebut nonlogam. Unsur dalam kelas diantaranya disebut metaloid, atau unsur tapal batas, kelas ini memiliki beberapa sifat yang menyerupai logam dan beberapa yang menyerupai nonlogam.

Dari rumus senyawa seperti H₂O, H₂O₂, HCl, NaCl, CaCl₂, NH_3, CH₄, CO, CO₃, FeO dan Fe₂O₃, jelas bahwa atom-atom dari unsur yang berlainan mempunyai kemampuan yang berlainan dalam mengikat satu sama lain. Kemampuan bersenyawa suatu unsur disebut valensi. Pernah valensi didefinisikan sebagai banyaknya atom hidrogen yang dapat bersenyawa dengan satu atom itu dalam membentuk senyawa. Seperti ditandai oleh rumurs-rumus dalam H₂O, oksigen diberi valensi 2 dalam HCl, klor diberi valensi 1, dan dalam NH₃ dan CH₄, nitrogen dan karbon masing-masing diberi valensi 3 dan 4.

Ketika atom elektronegativitasnya sama atau mirip berinteraksi, perpindahan elektro tidak terjadi. Jenis ikatan apa yang terbentuk jika elektron valensi dapat ditarik dari satu atom menuju atom lain tetapi tidak seluruhnya. Teka-teki yang lebih besar terjadi pada pembentukan molekul diatomik homoenuklir. Misalnya, molekul H₂ cukup stabil, dengan energi disosiasi ikatan sebesar 432 kJ mol^-1, meskipun molekul ion terdiri atas dua atom yang sama. Tidak ada kemungkinan transfer muatan bersih dari satu atom ke atom lainnya untuk membentuk ikatan ionik. Penjelasan mengenai kestabilan H₂ ini datang dari jenis ikatan lain, yaitu ikatan kovalen yang timbul dari pemakaian elektron secara bersama (elektron patungan) oleh atom-atom yang bersangkutan.

Konsep ikatan kovalen diperlukan karena unsur-unsur dalam golongan III sampai V pada tabel berkala (terutama dalam dua periode pertama) hanya memiliki kecenderungan kecil untuk membentuk ion dibandingkan unsur yang terletak di sisi kiri dan kanan tabel tersebut. Apa yang terjadi bila atom dengan nilai elektronegativitas yang setara itu membentuk ikatan? Misalnya, K (elektronegativitas 0,82) dan F (elektronegativitas 3,98) mudah membentuk KF lewat ikatan ionik. Sekarang perhatikan interaksi karbon (elektronegativitas 2,55) dan hidrogen (elektronegativitas 2,20) dalam membentuk metana (CH₂) tidak seperti senyawa ionik, zat ini merupakan gas pada suhu kamar, bukan padatan. Pendinginan metana sampai suhu rendah mengembunkan senyawa ini menjadi padatan dan molekul CH₄, masih mempertahankan identitasnya. Metana hanya sedikit larutan dalam air, tetapi senyawa ini tidak dapat mengion. Jadi tidak ada gunanya berpikir bahwa metana merupakan senyawa organik yang terdiri atas ion C⁺ dan ion H⁺. Metana adalah senyawa noninik.

Model lewis untuk senyawa kovalen dimulai dengan memahami bahwa elektron tidak dipindahkan dari satu atom ke atom lain dalam senyawa nonionik tetapi atom-atom tersebut berbagi elektron untuk membentuk ikatan kovalen. Misalnya, hidrogen dan klorin berkombinasi membentuk senyawa kovalen hidrogen klorida. Ini dapat dinyatakan dengan diagram Lewis untuk molekul produknya; elektron valensi dari setiap atom diredistribusikan sehinggan satu elektron dari atom hidrogen dan satu dari atom klorin digunakan bersama oleh kedua atom itu.  Dua titik yang menyatakan pasangan elektron ini diletakkan dia antara lambang untuk kedua unsur itu.

Perhatikan ikatan pada ion molekul . Spesies poli atom yang paling sederhana ini memang stabil tetapi agak reaktif eksperimen maupun perhitungan teoritis memang setuju bahwa panjang ikatan R₂ untuk H – H adalah 1.06 amplitudo dan energi disosiasi M adalah 255.5 kJ mol^-1. Untuk menjelaskan keberadaan  kita harus menggunakan model klasik mengenai ikatan kimia. Elektron dianggap sebagai titik bermuatan negatif yang berinteraksi dengan dua inti hidrogen yang berjarak R. Elektron mengarahkan gaya tarikan Coulumb pada inti. Jika elektron terletak di antara keduanya, gaya itu cenderung mendekatkan kedua inti, dengan demikian, memperkuat ikatan. Akan tetapi, jika elektron ini terletak diluar  wilayah antara inti-inti itu gaya tolak antara muatan positif cenderung menjauhkan kedua inti, jadi, memperlemah ikatan. Berdasarkan gambaran sederhana ini, ikatan kovalen terjadi bila sebagian besar waktu elektronnya dihabiskan di daerah di antara kedua inti sehingga elektron itu diputuskan bersama oleh kedua inti. Sebaliknya jika sebagian besar waktu elektron dihabiskan di luar wilayah kedua inti, ikatan menjadi lemah dan molekul cenderung berdisosiasi.

Diagram Lewis menyatakan bagaimana ikatan menghubungkan atom-atom dalam molekul, tetapi mereka tidak menunnjukan geometri keruangan molekul itu. Molekul amonia tidak planar (menyebidang), tetapi piramidal, misalnya, dengan atom nitrogen pada puncaknya. Molekul air mempunyai geometri bengkok, bukan lurus. Geometri tiga dimensi dapat dinyatakan dengan model bola dan tingkat.

Dalam molekul oksigen, setiap atom mempunyai enam elektron valensi, sehingga agar setiap atom mencapai konfigurasi oktet, dua pasang elektron harus digunakan bersama, menghasilkan ikatan rangkap di antara dua atom.

Satu cara untuk membuat rumus bangun Lewis untuk suatu molekul kovalen ialah dengan pertama menulis diagram titik elektron untuk tiap atom dari rumus molekul. Kemudian atom-atom itu digambar ulang lebih dekat satu sama lain sehingga atom-atom itu mempersekutukan pasangan-pasangan elektron untuk membentuk suatu struktur dalam mana semua atom mematuhi aturan oktet atau aturan dua. Untuk menggambarkan pendekatan ini, akan didiagramkan struktur-struktur Lewis untuk hidrogen peroksida, H₂O₂, etana, C₂H₄, metil alkohol dan CH₃OH. Dalam tiap senyawa ini, hidrogen dengan hanya satu elektron dalam tingkatan utama pertama, membentuk hanya satu ikatan kovalen dengan atom lain dengan menggunakan sepasang elektron bersama-sama. Karena itu atom-atom selain hidrogen saling berkaitan.

Semua atom dalam molekul untuk nama struktur Lewisnya telah ditulis, dihubung-hubungkan dengan ikatan tunggal. Suatu ikatan tunggal ialan ikatan kovalen dalam mana hanya sepasang elektron dipersahamkan antara kedua atom itu.

Disamping ikatan tunggal antara atom-atom, lazim dijumpai ikatan ganda. Misalnya dalam beberapa senyawa terdapat ikatan rangkap, dalam mana dua atom menggunakan bersama-sama dan pasangan elektron.

Data eksperimen yang diperoleh untuk kedua senyawa yang lazim, etilena, C₂H₂; dan karbon dioksida CO₂ menunnjukkan bahwa masing-masing molekul itu besifat amolekul ini digabung sehingga masing-masing mempersahamkan sepasang elektron, masih tersisa elektron-elektron yang tak berpasangan. Dengan membuat kedua elektron ini berpasangan untuk mematuhi aturan delapan, akan diperoleh pasangan elektron kedua (dari) ikatan rangkap itu.

Dua molekul yang cukup dikenal, untuk mana eksperimen mensyaratkan adanya iktan ganda tiga adalah asetilema, C₂H₂, dan nitrogen. Bila atom-atom molekul ini digabung sehingga sepasang elektron digunakan bersama-sama, maka akan tersisa  elektron ini diperpasang untuk mematuhi aturan delapan, maka akan diperoleh dua pasangan tambahan ikatan ganda tiga itu.

Suatu ikatan kovalen dalam mana kedua elektron disumbangkan oleh salah satu atom disebut ikatan kovalen koordinasi. Untuk menggambarkan kasus ini, tulislah dulu rumus bangun hidrogen nitrit, HNO₂, yang juga dikenal sebagai asam nitrit. Untuk senyawa ini, sebagaimana juga untuk kebanyakan asam yang mengandung hidrogen dan satu oksigen atau lebih, diketahui adanya ikatan O-H.

Aturan oktet berlaku terutama untuk unsur-unsur periode kedua. Pengecualian antara oktet dapat dibagi ke dalam tiga kategori, yang ditandai oleh oktet tak lengkap, jumlah elektron ganjil, dan terdapat lebih dari delapan elektron di sekitar atom pusat.

Pada beberapa senyawa, jumlah elektron disekitar atom pusat dalam suatu molekul stabil bisa kurang dari delapan. Misalnya berilium, unsur periode kedua dari golongan 2A, memiliki konfigurasi elektron 1s²2s². Be mempunyai dua elektron valensi pada orbital 2s. Dalam fasa gas, berilium hidrida terdapat sebagai molekul terpisah. Struktur Lewis BeH₂ adalah:

H – Be – H

Dapat dilihat bahwa hanya ada empat elektron disekitar atom Be, dan tidak mungkin untuk memenuhi aturan oktet untuk Be dalam molekul ini.

Unsur-unsur dalam golongan 3A, khususnya boron dan alumunium, juga cenderung untuk membentuk senyawa yang mana atom B atau Al dikelilingi oleh kurang dari delapan elektron. Misalnya, boron mempunyai total tiga elektron valensi karena konfigurasi elektronnya adalah 1s²2s²2p¹. Dengan unsur halogen, boron membentuk senyawa dengan rumus umum BX₃ dengan X adalah atom hidrogen.

Jumlah elektron valensi yang lebih besar dari delapan disekitar satu atom bisa ditemui dalam beberapa senyawa. Oktet yang dperluas hanya diperlukan untuk atom-atom dari unsur-unsur dalam periode ketiga ke atas. Di samping orbital 3s dan 3p, unsur-unsur dalam periode ketiga juga mempunyai orbital 3d yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan. Salah satu senyawa dengan oktet yang diperluas adalah sulfur heksafluorida (SF₆) yang merupakan senyawa yang sangat stabil. Konfigurasi elektron pada sulfur adalah (Ne)3s²3p⁶. Keenam elektron valensi dari S dalam molekul SF₄ masing-masing digunakan untuk membentuk satu ikatan kovalen dengan atom fluorin, sehingga terdapat dua belas elektron disekitar atom pusat S.

DAFTAR PUSTAKA

Oxtoby, David W dkk. 1998. Prinsip-Prinsip Kimia Modern Edisi Keempat Jilid I. Jakarta: Erlangga

Keenan, Charles W dkk. 1979. Ilmu Kimia untuk Universitas Edisi Keenam Jilid I. Jakarta: Erlangga

Ralph.Pettruci.1967.Kimia Dasar 1.Jakarta:Erlangga