REAKSI IODOFORM

semeater 1

SIFAT SENYAWA ION

1.Struktur/susunan kristal

Dalam keadaan padat, senyawa ionis terdapat dalam bentuk kristal dengan susunan tertentu. Penafsiran terhadap hasil difraksi sinar-X pada senyawa ion dapat memberi petunjuk mengenai susunan internal dari kristal ion tersebut. Misalnya pada kristal NaCl dapat diketahui bahwa setiap ion Na+ dikelilingi oleh 6 ion Cl-, dan setiap ion Cl- juga dikelilingi oleh 6 ion Na+.

2. Keras, kaku dan rapuh

3. Reaksi ion

Pada reaksi senyawa ionis, ion-ion tidak tergantung pada ion pasangannya, misalnya bila NaCl dan AgNO3 (dalam larutan) dicampurkan, maka segera terbentuk endapan AgCl. Reaksi yang terjadi adalah:

 Ag+(aq) + Cl-(aq)  AgCl (s)

4. Daya hantar listrik
Baik dalam keadaan cair (meleleh) maupun dalam larutannya senyawa ionis dapat menghantarkan arus listrik.
Pada table 1.1 dapat dilihat daya hantar berbagai senyawa klorida dalam keadaan  padatan, cair (meleleh) pada suhu titik lelehnya dan pada larutannya
5. Isomorf
Senyawa-senyawa ion yang mempunyai susunan yang mirip satu sama lain seperti NaCl dan KNO3 mempunyai bentuk kristal yang sama yang disebut isomorf. Di samping itu terdapat pula senyawa-senyawa yang mempunyai muatan ion berbeda, tetapi mempunyai susunan kristal yang sama, misalnya NaF dan MgO, CaCl2 dan K2S masing-masing mempunyai susunan kristal yang sama.
5. Kelarutan
Pada umumnya senyawa ionis larut dalam pelarut yang mengandung gugs OH- seperti H2O dan C2H5OH yang merupakan senyawa kovalen polar, sedangkan senyawa kovalen larut dalam pelarut nonpol
IKATAN KOPALEN

Proses pembentukan kestabilan suatu atom tidak hanya melalui pelepasan dan penerimaan elektron, kenyataan kestabilan juga dapat dicapai dengan cara menggunakan elektron secara bersama. Bagaimana satu atom dapat menggunakan elektron terluarnya secara bersama dapat dilihat pada Gambar 5.6.

Gambar 5.6. Pasangan elektron bersama untuk atom F yang membentuk senyawa F2

Atom Flor, memiliki nomor atom 7, sehingga memiliki 7 (tujuh) elektron yang berada pada dua tingkat energi yaitu energi pertama (kulit K) dan tingkat energi kedua yaitu kulit L, elektron terdistribusi pada orbital 1s2, 2s2 dan orbital p5, seperti Gambar 5.6. Pada orbital p, dua elektron dibedakan (biru gelap) berasal dari atom F sebelah kiri dan kanan, kedua atom itu dipergunakan agar konfigurasinya mengikuti gas mulia. Gambar 5.7 A dan B, menunjukkan ikatan kovalen dari senyawa H2, dan adanya gaya tarik kovalen dari setiap inti atom H terhadap pasangan elektron, dan dapat ditarik kesimpulan bahwa gaya tarik-menarik bersih (netto) yang terjadi ketika setiap atom memberikan 1 (satu) elektron tidak berpasangan untuk dipasangkan dengan elektron dari atom yang lain, pada satu ruang kosong, maka pasangan elektron ditarik oleh kedua inti atom tersebut.

Gambar 5.7. Ikatan kovalen yang terjadi pada atom H membentuk H2, dengan menggunakan elektron bersama dari orbital 1s1

Ikatan kovalen terjadi karena atom-atom yang berikatan memiliki kelektronegatifan yang setara dan tidak memiliki kelebihan orbital kosong yang berenergi rendah.

Kondisi semacam ini tampak pada unsur-unsur non logam, paling tidak terdapat antara 4 (elektron) sampai 8 (delapan) elektron yang berada pada kulit terluar. Beberapa pengecualian perlu diperhatikan khususnya untuk unsur H (hidrogen) elektron valensi 1s1 (satu elektron pada tingkat energi terendah, (Helium) elektron 1s2 (dua elektron pada tingkat energi terendah. Demikianpula untuk B (Boron) memiliki 3 elektron valensi (2s2, 2p1), sehingga unsur non logam cenderung membentuk ikatan kovalen.

Beberapa unsur non logam yang membentuk senyawa kovalen seperti, Hidrogen (H), Karbon (C), Nitrogen(N), Oksigen (O), Posfor (P), Sulfur atau Belerang (S) dan Selenium (Se). Atas dasar kemampuan menarik atau melepas elektron, umumnya muatan dari unsur-unsur non logam adalah +4, -4, -3, -2 dan -1.

Panggambaran ikatan kovalen didasari pada kaidah oktet (delapan) atau octet rule, menurut kaidah ini elektron valensi berjumlah delapan (s2 dan p6) sebagai bentuk kestabilan dari konfigurasi gas mulia, sehingga jumlah 8 (delapan) elektron merupakan jumlah yang harus dipenuhi untuk membentuk ikatan kovalen, kecuali untuk hidrogen hanya dua elektron. Lewis memperkenalkan cara penulisan ikatan dan senyawa kovalen, pasangan elektron yang dipergunakan bersama digambarkan sebagai garis lurus. Gambar 5.8, menjelaskan dan menyederhanakan cara penulisan dan penggambaran senyawa kovalen untuk beberapa senyawa kovalen yang dibentuk dari atom yang berbeda.

Gambar 5.8. Ikatan molekul dengan atom penyusun yang berbeda atom H dan O, membentuk senyawa air

Ikatan kovalen dapat terbentuk dari beberapa pasangan elektron, seperti tunggal contohnya F2 atau H2, namun dapat pula terjadi rangkap dua seperti pada molekul gas CO2, dan rangkap tiga terjadi gas astilen C2H2.

Pada molekul CO2, atom Karbon menyumbangkan 2 (dua) elektron untuk setiap atom oksigen, demikianpula dengan atom oksigen masing-masing memberikan 2 (dua) elektronnya.

Untuk molekul C2H2, dua atom Karbon saling memberikan 3 (tiga elektronnya) sehingga terjadi tiga pasangan elektron, dan setiap atom Karbon juga menyumbangkan satu elektronnya ke atom hidrogen, sedangkan kedua atom hidrogen, masing-masing memberikan satu elektronnya kepada karbon dan membentuk 2 (dua) pasangan elektron, perhatikan Gambar 5.9.

Gambar 5.9. Ikatan kovalen rangkap dua pada senyawa CO2 dan rangkap tiga pada senyawa C2H2

Secara teliti, jika kita amati ikatan kovalen antara dua atom yang berbeda akan terlihat bahwa salah satu inti atom lebih besar dari atom yang lainnya, misalnya air, yang disusun oleh satu atom oksigen dan dua atom H, seperti pada Gambar 5.10. Inti atom oksigen jauh lebih besar dan jumlah muatan protonnya juga lebih banyak, sehingga 2 pasang dari pasangan elektron yang dibentuk oleh atom H dan O akan lebih tertarik ke inti atom oksigen. Hal ini menyebabkan, atom oksigen lebih bermuatan negatif dan masing-masing atom hidrogen akan bermuatan sedikit postif, dengan demikian terjadi polarisasi muatan dalam senyawa tersebut, dan terbentuk dua kutub (positif dan negatif) atau dipol.

Gambar 5.10. Momen dipol dan sebaran muatan parsial negatif yang ditunjukkan arah resultante momen dipol untuk molekul H2O, SO2 dan CO2

Perbedaan muatan untuk senyawa dipol dinyatakan dalam momen dipol. Perhitungan momen dipol didasari atas perbedaan keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Secara kualitatif kita dapat memprediksi terjadinya polarisasi muatan dan resultante momen dipol yang dapat dipergunakan untuk melihat sebaran dari muatan parsial positif dan parsial negatif, seperti yang ditunjukkan oleh molekul air, sulfur dioksida dan karbondioksida pada Gambar 5.10. Dari gambar tampak bahwa untuk molekul air muatan parsial negatif terakumulasi di atom Oksigen, sama halnya dengan molekul sulfurdioksida. Berbeda dengan seyawa CO2 tidak terjadi polarisasi.

Ikatan kovalen yang memiliki bentuk lain juga diamati, dimana ikatan terbentuk akibat sebuah senyawa memiliki sepasang elektron yang tidak dipergunakan (pasangan elektron bebas) disumbangkan kepada sebuah ion atau senyawa, ikatan ini disebut juga dengan ikatan kovalen koordinasi. Contoh menarik yang dapat kita temui adalah pembentukan ion amonium dan pembentukan senyawa BF3NH3.

Molekul NH3 terpusat pada atom Nitrogen yang memiliki 5 (lima) elektron valensi, 2 elektron pada orbital s (2s2) dan 3 elektron pada orbital p (2p3). Tiga elektron pada orbital p dari Nitrogen membentuk pasangan electron dengan 3 elektron dari atom H masing-masing memiliki satu elektron, elektron valensi orbital s atom Nitrogen belum dipergunakan, dan disebut dengan pasangan elektron bebas. Pasangan elektron bebas hanya dapat disumbangkan kepada ion yang kekurangan elektron, misalnya ion H+ atau molekul Boron triflorida BF3.

Kita ketahui bahwa atom memiliki satu buah proton dan satu buah elektron, atom H akan berubah menjadi ion H+, jika melepaskan elektronnya, sehingga orbital 1s-nya tidak berisi elektron, dan orbital s inilah yang akan menerima sumbangan dari pasangan elektron bebas dari senyawa NH3. Dengan diterimanya elektron dari senyawa NH3, maka konfigurasi ion H+ memiliki dua elektron. Bagan reaksi 5.11, menyederhanakan terjadinya ikatan kovalen koordinasi.

Bagan 5.11. Bagan reaksi proses pembentukan ikatan kovalen koordinasi, (a) pembentukan ion H+ dari atom H dan (b) NH3 menyumbang elektron bebasnya membentuk ion amonium (NH4)+

Sedangkan untuk molekul NH3BF3, pasangan elektron bebas diberikan kepada atom pusat molekul BF3 yaitu B (Boron). Atom ini memiliki memiliki elektron valensi 2s2 dan 2p1. Pembentukan molekul BF3 cukup unik, pertama-tama elektron pada orbital s berpindah ke orbital p, sehingga konfigurasi yang lebih teliti adalah 2s1, 2px1, 2py1 dan 2pz0 masih tetap kosong. Orbital yang berisi satu elektron ini dipergunakan secara bersama dengan 3 (tiga) atom F, sehingga membentuk ikatan kovalen. Atom B masih memiliki orbital kosongnya yaitu 2pz0 dan orbital inilah yang menerima sumbangan pasangan elektron bebas dari molekul NH3 dan membentuk membentuk ikatan kovalen koordinasi dari molekul NH3BF3. Proses pembentukannya dapat dilihat pada Bagan 5.12.

Bagan 5.12. Bagan reaksi proses pembentukan ikatan kovalen BF3 dan ikatan kovalen koordinasi antara molekul NH3 dan molekul BF3

Dalam ikatan kovalen dapat pula membentuk ion, misalnya ion hidroksida (OH)- ion ini terbentuk karena terjadi pasangan elektron antara atom H dan O, namun oksigen memiliki kelebihan elektron sebanyak satu buah, dan menyebabkan terbentuknya ion (OH)-. Contoh lain adalah ion Carbonat (CO3)2-, yang terbentuk dari satu ikatan rangkap dua antara atom C dengan O, dan dua ikatan tunggal antara atom C dengan atom O, namun 2 atom oksigen kelebihan masing-masing satu elektron, sehingga ion ini kebihan 2 muatan negatif. Pembentukan anion untuk senyawa dengan ikatan kovalen ditunjukkan pada Gambar 5.13.

Gambar 5.13. Anion hidroksida (OH)- dan carbonat (CO3) 2-yang dibentuk melalui ikatan kovalen

Dari tinjauan energi, pembentukan ikatan kimia melalui ikatan kovalen merupakan reaksi eksoterm, berbeda dengan ikatan ion yang justru membutuhkan energi (endoterm), dan umumnya reaksi eksoterm berlangsung secara spontan, sehingga senyawa yang dibentuk oleh ikatan kovalen lebih banyak dibandingkan dengan senyawa yang dibentuk oleh ikatan ion. Molekul yang membangun sel makhluk hidup berupa protein, lemak, karbohidrat merupakan contoh molekul atau senyawa yang dibentuk oleh ikatan kovalen.