LAPORAN PRAKTIKUM
KIMIA DASAR I
KIMIA DASAR I
Nama :
Rando firmansyah (08031181320024) Jurusan/Kelompok :
KIMIA / IV (EMPAT)
PERCOBAAN : STRUKTUR SENYAWA
LABORATORIUM KIMIA DASAR
FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU
PENGETAHUAN ALAM
UNIVERSITAS SRIWIJAYA
LAPORAN PENDAHULUAN
PRAKTIKUM KIMIA DASAR I
PRAKTIKUM KIMIA DASAR I
I . Nomor
Percobaan : III
II . Nama Percobaan : Struktur Senyawa
III. Tujuan Percobaaan :
II . Nama Percobaan : Struktur Senyawa
III. Tujuan Percobaaan :
1.
Menyusun model setiap senyawa yang ditugaskan berdasarkan rumus molekulnya.
2. Menggambarkan model senyawa dalam tiga
dimensi.
3. Menggambarkan rumus struktur untuk setiap
senyawa berdasarkan model molekulnya.
4. Menuliskan rumus struktur dan titik elektron
untuk setiap model senyawa yang diberikan oleh asisten.
IV . Dasar Teori
Ikatan kimia merupakan gaya yang menahan berkumpulnya atom-atom dalam molekul atau kristal. Pada banyak senyawa sederhana, teori ikatan valensi dan konsep bilangan oksidasi dapat digunakan untuk menduga struktur
molekular dan susunannya. Serupa dengan
ini, teori-teori dari fisika klasik dapat digunakan untuk menduga banyak dari
struktur ionic. Pada senyawa yang lebih kompleks / rumit, seperti kompleks logam, teori ikatan valensi tidak dapat
digunakan karena membutuhken pemahaman yang lebih dalam dengan basis mekanika kuantum.
Sementara teori atom sedang dikembangkan, berbagai gagasan juga
dicetuskan tentang kombinasi atom yang menghasilkan senyawa kimia. Dalam
senyawa, atom-atom diikat bersama-sama oleh gaya yang dikenal sebagai ikatan
kimia. Elektron-elektron memegang peranan penting dalam pembentukan ikatan
kimia.
Didalam atom individu terdapat daerah dengan peluang besar untuk
menemukan elektron. Didalam kombinasi atom juga terdapat daerah dengan peluang
besar untuk mendapatkan elektron. Elektron dalam atom dijelaskan oleh orbital
atom, dan elektron dalam molekul dijelaskan oleh orbital molekul.
Salah satu petunjuk dalam pembentukan ikatan kimia adalah adanya suatu
golongan unsur yang sulit membentuk senyawa kimia. Unsur ini termasuk golongan
gas mulia.
Pembentukan ikatan kimia terjadi karena adanya perpindahan satu atau
lebih elektron dari satu atom ke atom yang lainnya. Hal ini mendorong
terjadinya pembentukan ion positif dan ion negatif dan terbentuknya suatu jenis
ikatan yang disebut ikatan ion.
Bentuk molekul adalah suatu gambaran geometris yang dihasilkan jika inti
atom-atom terikat dihubungkan oleh garis lurus. Karena dua titik membentuk satu garis lurus maka semua molekul diatomic (beratom dua)
berbentuk linier. Tiga titik membentuk bidang, maka semua molekul triatomik
berbentuk datar (planar). Untuk molekul yang lebih dari tiga atom (molekul
beratom banyak poliatomik), bentuk datar dan bahkan linear kadang-kadang
ditemui. Akan tetepi, biasanya jumlah atom menentukan gambaran tiga matra.
Bentuk molekul tidak dapat diramalkan dari rumus empiris, jadi harus ditentukan
secara percobaan. E. Brady, James. 1999. Kimia Universitas Azas dan Struktur.
Jakarta : Binarupa Aksara.
Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi (VSEPR)
Teori ini menyatakan bahwa baik pasangan elektron dalam ikatan kimia
atau
pun pasangan elektron yang tidak dipakai bersama (yaitu pasangan elektron’ mandiri) saling tolak menolak. Pasangan elektron cenderung untuk berjauhan satu sama lain. Atau , menurut asas eksklusi Pauli, jika sepasang elektron menempati suatu orbital, elektron lain, bagaimanapun rotasinya, tidak dapat berdekatan dengan pasangan tersebut. Teori VSEPR (diucapkan “vesper”) menggambarkan arah pasangan elektron terhadap inti dari suatu atom. Bentuk geometris molekul ditentukan oleh gambar geometris yang dihasilkan dengan menghubungkan inti-inti atom dengan garis lurus. Konfigurasi gas mulia yaitu konfiguarasi dengan delapan (8) elektron pada kulit terluar disebut oktet.
pun pasangan elektron yang tidak dipakai bersama (yaitu pasangan elektron’ mandiri) saling tolak menolak. Pasangan elektron cenderung untuk berjauhan satu sama lain. Atau , menurut asas eksklusi Pauli, jika sepasang elektron menempati suatu orbital, elektron lain, bagaimanapun rotasinya, tidak dapat berdekatan dengan pasangan tersebut. Teori VSEPR (diucapkan “vesper”) menggambarkan arah pasangan elektron terhadap inti dari suatu atom. Bentuk geometris molekul ditentukan oleh gambar geometris yang dihasilkan dengan menghubungkan inti-inti atom dengan garis lurus. Konfigurasi gas mulia yaitu konfiguarasi dengan delapan (8) elektron pada kulit terluar disebut oktet.
Berdasarkan aturan oktet yang telah diketahui maka atom hydrogen
kekurangan 1 elektron dan atom klorin memerlukan 1 elektron untuk membentuk
konfigurasi stabil golongan gas mulia. Apabila dilihat dari segi
keelektronegatifan, klorin mempunyai harga keelektronegatifan yang lebih besar
dari hydrogen tetapi hal ini tidak serta merta membuat klorin mampu menarik
elektron hydrogen karena hydrogen juga mempunyai harga keelektronegatifan yang
tidak kecil. Konfigurasi stabil dapat tercapai dengan pemakaian elektron
bersama. Atom hydrogen dan atom klorida masing-masing menyumbangkan satu
elektron untuk membentuk pasangan elektron milik bersama.
Ikatan
Kovalen Rangkap dan Tiga Rangkap
Dua atom dapat berpasangan dengan menggunakan satu pasang dua pasang
atau tiga pasang elektron yang tergantung pada jenis unsure yang berikatan.
Ikatan dengan sepasang elektron disebut dengan ikatan tunggal sedangkan ikatan
yang menggunakan dua pasang elektron disebut ikatan rangkap. Ikatan dengan tiga
pasang elektron disebut dengan ikatan rangkap tiga. Ikatan rangkap misalnya
dapat dijumpai dalam molekul oksigen ( O2 ) sedangkan ikatan rangkap
tiga misalnya dapat dilihat untuk molekul nitrogen ( N2 ) dan etuna
( C2H2 ).
Meramalkan struktur molekul menggunakan teori VSEPR ( Valence Shell
Electron Pair Repulsion ). Struktur molekul adalah teori pengaturan atom-atom
molekul dalam ruang tiga dimensi. Mempelajari struktur molekul dalam ilmu kimia
memegang peranan yang sangat penting disebabkan struktur molekul menentukan sifat-sifat
kimia suatu molekul.
Molekul BeCl2 ( Berelium Klorida ), molekul ini mempunyai dua
pasang elektron terikat yaitu dua pasang elektron yang digunakan untuk
memberikan dengan Cl. Struktur Lewis BeCl2 dapat digambarkan sebagai
berikut :
Cl — Be — Cl
Dengan menggunakan teori
VSEPR, maka dua pasang elektron terikat dari molekul BeCl2 akan
mengatur posisi sedemikian rupa sehingga gaya tolakannya adalah minimum,
misalnya saja kita peroleh dua bentuk pengaturan sebagai berikut :
Cl
||
Cl — Be — Cl Be — Cl
||
Cl — Be — Cl Be — Cl
Struktur
Molekul Sederhana
Ikatan ionik dibentuk oleh tarikan elektrostatik antara kation dan
anion. Karena medan listrik suatu ion bersimetri bola, ikatan ion tidak memiliki
karakter aneh. Sebaliknya , ikatan kovalen dibentuk dengan tumpang tindih
orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehingga orbital atom dapat
mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah. Jadi
bentuk molekul ditentukan oleh dua ikatan yang kemudian ditentukan oleh orbital
atom yang terlibat dalam ikatan.
Ikatan kovalen dapat terjadi karena
adanya penggunaan elektron bersama. Apabila ikatan kovalen terjadi maka kedua
atom yang berikatan tertarik pada pasangan
elektron yang sama. Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung : ITB
Peranan Elektron dalam Pembentukan
Ikatan Kimia
Pada tahun 1916, beberapa gagasan tentang pembentukan ikatan kimia
adalah telah dikemukakan oleh dua orang kimiawan Amerika, Lewis, dan Langmuir,
dan seorang kimiawan Jerman, Kossel. Menurut mereka, apabila gas mulia tidak
bersenyawa dengan unsur lain, tentunya ada suatu keunikan dalam konfigurasi
elektronnya yang mencegah persenyawaan dengan unsure lain.
Apabila dugaan ini benar, atom yang bergabung dengn atom lain membentuk
suatu senyawa , mungkin mengalami perubahan didalam konfigurasi elektronnya
yang mengakibatkan atom-atom itu lebih menyerupai gas mulia.
Lambang Lewis
Lambang Lewis suatu unsure terdiri dari lambing kimia biasa yang
dikelilingi oleh sejumlah titik. Lambang kimia melambangkan butir atom yang
terdiri dari elektron pada inti atom dan kulit bagian dalam. Titik-titik
melambangkan elektron pada kulit terluar atau elektron valensi.
Struktur Lewis
Teori struktur
berdasarkan teori oktet. Kereaktifan atom tergantung pada tinggi rendahnya energi elektron. Elektron pada
kulit terluar berenergi tinggi, sehingga elektron terluar
ini yang menjadi penyebab adanya sifat mengikat dari
atom. Elektron terluar elektron valensi.
Lewis memodifikasikan
model atom Borh dengan teori struktur Kekule, yaitu: Atom dinyatakan dengan huruf, bulir menggambarkan inti
dengan elektron-elektronnya. Elektron-elektron di kulit terluar
digambarkan sebagai titik-titik yang mengelilingi bulir.
Garis valensi menurut
teori struktur kekule mempunyai arti fisik yaitu
e- tunggal. Teori kekule tidak menyadari adanya
konsep pasangan e- yang menyendiri. Meskipun teori Lewis berlaku terutama
untuk ikatan kovalen tapi gagasannya dapat digunakan untuk menggambarkan ikatan
ion maupun kovalen. Struktur Lewis adalah kombinasi lambing Lewis yang
menggambarkan perpindahan atom pemakaian bersama elektron dalam suatu ikatan
kimia.
Muatan formal adalah jumlah elektron kulit terluar ( valensi ) didalam atom
terisolasi dikurangi dengan jumlah elektron yang diperuntukkan bagi atom
tersebut didalam struktur Lewis.
Suatu struktur Lewis yang didalamnya tidak terdapat muatan
formal ( semua muatan formalnya nol ) lebih masuk akal dibandingkan struktur
Lewis yang mempunyai muatan formal, jika muatan formal diperlukan, carilah
struktur dengan muatan formal sekecil mungkin.
Petruci, Ralph H. 1999. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern.
Jakarta : Erlangga.
V .
Alat dan Bahan
Satu set Mollymod
VI . Prosedur Percobaan
Susunlah
model molekul untuk setiap senyawa dibawah ini ( A, B, C, D ). Gambarkan
model tiga dimensinya pada lembar laporan.
|
Gambarkan
rumus struktur dari setiap senyawa.
|
Tuliskan
rumus titik electron sesuai dengan rumus strukturnya. Setiap atom harus
dikelilingi oleh electron oktet ( catatan : kecuali atom hydrogen karena
hanya mempunyai satu subkulit dan ditempati oleh dua elektron ).
|
Periksa
kembali setiap rumus titik elektron dengan jalan menjumlahkan elektron
valensinya.
|
Senyawa-senyawa prosedur diatas :
Senyawa A : senyawa dengan ikatan tunggal
H2 Cl2 Br2 I2 HCl
HBr HI CH4 Cl4 CH2I2 NH3 H2O2 CH3OH
Senyawa B : senyawa dengan ikatan ganda dua
C2H4 HONO
HCOOH C2HCl3 CH3N2CH3
Senyawa C : senyawa dengan ikatan ganda tiga
N2 C2H2 HOCN
Senyawa D : senyawa dengan dua ikatan ganda
CO2 C3H4 C2H2O
VII. Pertanyaan PraPraktek
1.
Bagaimana perbedaan panjang ikatan tunggal dengan ikatan ganda dua dan ikatan ganda tiga.
2. Beri nama bentuk ruang (model 3 dimensi)
tetrahedral, oktahedral, linier, dll dari senyawa berikut : H2, CH4,
C6H6, dan C2H2.
3.
Gambarkan rumus struktur dan rumus titik elektron dari setiap model yang
digambarkan pada soal no 2.
Penyelesaian :
1.
-Ikatan tunggal adalah ikatan
kovalen dalam mana hanya sepasang elektron digunakan bersama-sama antara kedua
atom itu.
-
Ikatan ganda dua adalah
ikatan kovalen dimana dua atom menggunakan bersama-sama dua pasang elektron.
-
Ikatan ganda tiga
adalah ikatan kovalen dimana kedua atom menggunakan bersama-sama tiga pasang
elektron.
2.
a. H2 : linier
b.
CH4 : tetrahedral
c.
C6H6 : octahedral
d.
C2H2 : linier
Senyawa
|
Rumus
Struktur
|
Rumus
Titik
|
H2
|
H
– H
|
H
׃ H
|
CH4
|
H
H
- C - H
H |
H
Hx - . C. - H H |
C2H6
|
H H
H
- C - C - H
H H |
H H
H
- C - C - H
H H
|
C2H2
|
H
- C - C – H
|
H.-.C.-C.-H
|
3.
VIII.
Pembahasan
Pada praktikum kali ini kita
membahas mengenai struktur senyawa, dimana dalam percobaan ini akan membahas
tentang ikatan – ikatan kimia pada suatu senyawa. Ikatan kimia merupakan
interaksi antara elektron – elektron dalam tingkatan energi terluarnya yang
dapat mengikat atom – atom secara bersamaan yang menghasilkan energi tarik –
menarik yang kuat. Ada beberapa jenis ikatan kimia antara lain, ikatan ion,
ikatan kovalen
Ikatan ion didefinisikan ikatan
antara unsur logam dan non logam. Ikatan ion terjadi apabila terjadi serah
terima antara ion positif dan ion negatif. Natrium klorida dan kalium oksida
termasuk ke dalam contoh ikatan ion. Senyawa ion yang terbentuk memiliki titik
didih dan titik beku yang tinggi, serta larutannya dapat menghantarkan listrik,
namun senyawa ion ini mudah rapuh.
Ikatan kovalen didefinisikan sebagai
ikatan antara unsur non logam dan unsur logam. Ikatan kovalen terjadi apabila
adanya penggunaan pasangan elektron secara bersamaan dalam ikatan kovalen ini.
Ikatan kovalen dibagi menjadi enam, anatara lain ikatan kovalen tunggal, ikatan
kovalen rangkap dua, ikatan kovalen rangkap tiga, ikatan kovalen polar, ikatan
kovalen non polar dan ikatan kovalen koordinasi. Ciri ikatan kovalen rangkap
dua, terdapat dua pasang elektron dari masing – masing unsur yang berikatan
yang dipakai tiga, terdapat tiga elektron yang dipakai bersamaan untuk mencapai
konfigurasi elektron yang stabil.
Ikatan polar merupakan ikatan yang
terjadi apabila adanya gaya elektrostatik. Sifat ikatan polar anatara lain,
memiliki titik didih yang tinggi, dapat menghantarkan listrik dan dapat tertarik
ke maghnet, contohnya H2O, CH3OH, NH3, PCl3.
Ikatan non polar merupakan ikatan yang terjadi apabila adanya gaya Van Der
Waals. Sifat ikatan non polar anatara lain, memiliki titik didih yang rendah,
berwujud cair dan tidak dapat menghantarkan listrik, contohnya CCL4,
CH4, Benzena dan lain – lain.
Di dalam ikatan koordinat terdapat
elektron yang dipakai secara bersamaan hanya dari salah satu unsur yang
berikatan. Contoh ikatan koordinasi antara lain I2, Cl2,
FCl, HONO dan lain sebagainya.
Ikatan tunggal ataupun ikatan ganda
dua dan ganda tiga memiliki panjang ikatan yang berbeda. Ikatan tunggal
memiliki ikatan yang lebih panjang dari ikatan ganda dua ataupun ganda tiga,
hal ini dikarenakan jumlah elektron yang berpasangan pada ikatan tunggal sedikit.
Semakin panjang ikatan kimia dari suatu senyawa, maka ikatan kimia tersebut
akan semakin lemah. Tetapi ikatan ganda tiga memiliki titik didih yang lebih
besar dibandingkan ikatan ganda duamaupun ikatan tunggal, ini dikarenakan
semakin banyak ikatan (ikatan elektron berpasangan) maka semakin tinggi titik
didihnya.
Bentuk molekul suatu senyawa dapat
ditentukan dari jumlah pasangan elektron yang berikatan dengan pasangan
elektron bebas. Jumlah dari pasangan elektron berikatan dan elektron bebas
disebut dengan jumlah domain elektron. Apabila jumlah domain elektron sama
dengan dua maka diramalkan bentuk molekulnya linear, tida domain terbentuk
segitiga sama sisi, empat domain terbentuk tetrahedral, lima domain terbentuk
bipiramida trigonal, dan enam domain terbentuk oktahedral. Untuk mengetahui
bentuk molekul dapat juga menggunakan metode hidridisasi.
Adapun sebelum kita melakukan
percobaan, terlebih dahulu kita harus memahami materi yang akan dipakai dalam
percobaan ini. Pada percobaan kali ini alat yang digunakan berupa seperangkat
model molekul.
IX.
Kesimpulan
- Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi karena penggunaan pasangan elektron secara bersamaan untuk mencapai konfigurasi elektron seperti gas mulia.
- Sifat ikatan kovalen antara lain, titik didih dan titik beku yang rendah, mudah menguap dan larutannya ada yang dapat dan ada yang tidak dapat menghantarkan listrik.
- Ikatan ionik adalah ikatan yang terjadi antara unsur logam dan non logam. Ikatan ini terjadi karena adanya gaya tarik – menarik antara ion positif dan ion negatif.
- Sifat ikatan ionik antara lain, tititk didih dan titik bekunya tinggi, rapuh sehingga kalau dipukul akan hancur dan larutannya dapat menghantarkan listrik.
- Panjang ikatan kovalen dapat dinyatakan ikatan kovalen tunggal > ikatan kovalen rangkap dua > ikatan kovalen rangkap tiga.
- Perbandingan energi pada ikatan kovalen dapat dinyatakan ikatan kovalen tunggal < ikatan kovalen rangkap dua < ikatan kovalen rangkap tiga.
DAFTAR PUSTAKA
E. Brady, James. 1999. Kimia Universitas Azas dan Struktur.
Jakarta : Binarupa Aksara.
Petruci, Ralph H. 1999. Kimia Dasar Prinsip dan
Terapan Modern. Jakarta : Erlangga.
Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung : ITB.
Lampiran
Nama Senyawa
|
Gambar Senyawa
|
Rumus Struktur
|
Rumus Titik e-
|
e-v
|
H2
|
H - H
|
H = 1
|
||
Cl2
|
Cl - Cl
|
Cl = 7
|
||
Br2
|
Br - Br
|
Br = 7
|
||
I2
|
I – I
|
I = 7
|
||
HCl
|
H – Cl
|
H = 1
Cl = 7
|
||
HBr
|
H - Br
|
H = 1
Br = 7
|
||
HI
|
H – I
|
H = 1
I = 7
|
||
CH4
|
H
|
H – C – H
|
H
|
C = 4
H = 1
|
||
NH3
|
H – N – H
|
H
|
N = 5
H = 1
|
||
H2O2
|
H
| O – O
|
H |
H = 1
O = 6
|
||
CH3OH
|
H
|
H – C – O – H
|
H |
C = 4
O = 6
H = 1
|
||
CH2I2
|
H
|
I – C – I
|
H |
C = 4
H = 1
I = 7
|
C2H4
|
H H
\ /
C = C
/ \
H H
|
C = 4
H = 1
|
||
HONO
|
H – O – N = O
|
N = 5
O = 6
H = 1
|
||
HCOOHC2HCl3
|
H – C – H
||
C – H
|
O
|
O
|
Cl – C – Cl
|
Cl
|
H = 1
C = 4
O = 6
Cl = 7
|
||
CH3N2CH3
|
H H
| |
H – C – N = N – C – H
| |
H H
|
N = 5
C = 4
H = 1
|
||
N2
|
N
N
|
N = 5
|
||
C2H2
|
H – C
C – H
|
C = 4
H = 1
|
HOCN
|
H – O – C
N
|
O = 6
C = 4
N = 5
H = 1
|
||
CO2
|
O = C = O
|
O = 6
C = 4
|
||
C2H2O
|
H
\
C = C =O
/
H
|
H = 1
C = 4
O = 6
|
||
C3H4
|
H H
\ /
C = C = C
/ \
H H
|
H = 1
C = 4
|
No comments:
Post a Comment