Interaksi
sekunder dalam proses pelarutan.
Interaksi primer biasanya berupa
interaksi elektrostatis yang menghasilkan ikatan ionik. Meskipun demikian
sebenarnya banyak senyawa yang memiliki karakter kovalen yang didapatkan dari
overlapping orbital. Interaksi van der waals memegang peranan dominan pada
pembentukan ikatan kovalen.
Ikatan kimia yang dapat berupa
ikatan non polar, ikatan kovalen polar, ikatan ionik, kekuatan ikatannya sangat
bervariasi. Tak ada batasan eksak antara ikatan kimia dengan ikatan van der
waals. Ikatan kimia yang memiliki kekuatan sedang ada diantara keduanya.
Senyawa koordinasi merupakan contoh bentuk ikatan yang dapat tergolong sebagai
ikatan kovalen dari interaksi van der waals maupun sebagai ikatan ionik dari
interaksi ion - dipol.
Interaksi elektrostatik
Interaksi elektrostatik memiliki
energi elektrostatik dari atraksi antara dua muatan berlawanan yang terpisah
dengan jarak d sebesar:
(1,389. 105 pm.kJ/mol) x
(Z+) (Z-)
E =
d
untuk ion Z berharga 1, 2, 3, dst, sedangkan
untuk senyawa polar:
½Z½ = q = m / d
m
adalah momen dipol ( Z-unit pm atau D, 1D = 20,82 Z-unit pm)
d adalah jarak
antar dua muatan berlawanan (pm)
Z adalah muatan
kation atau anion ( Z-unit)
Sebagai contoh
adalah molekul Cl-F, senyawa kovalen polar, energi elektrostatik dari atraksi
dua muatan berlawanan adalah hanya sebesar
10,3236 kJ/mol. Semakin karakter ioniknya bertambah (harga Z
bertambah) maka akan semakin besar
energi elektrostatiknya.
Ikatan ionik murni diperoleh dari
interaksi elektrostatik. Kristal senyawa
ionik saling berpegangan dengan energi
yang didapatkan dari interaksi elektrostatis. Terdapat hubungan antara melting
point (m.p) dan boiling point (b.p) dengan kekuatan ikatan pada kristal ionik.
Bertambahnya muatan ionik akan meningkatkan energi kisi kristal sehingga
bertambahnya muatan memiliki hubungan dengan naiknya m.p dan b.p. Contoh: NaF
m.p= 9970C sedangkan MgO m.p=
28000C., CsF m.p= 6840C BaF2 m.p= 12800C
sedangkan CsF b.p= 12500C BaF2 b.p= 21370C. Pada senyawa kovalen
atau senyawa dengan kovalensi tinggi pengaruh penambahan muatan tidak dominan.
Contoh: KBr m.p= 7300C, CaBr2 m.p= 7650C
sedangkan KBr b.p= 13800C, CaBr2 b.p= 8120C.
Interaksi dipol-dipol
Interaksi dipol-dipol dari dua
dipol dengan muatan berlawanan merupakan
interaksi van der waals pada senyawa kovalen atau kovalen polar. Energi dari
interaksi dipol-dipol dari dua dipol
dengan muatan berlawanan adalah sebesar:
(1,389. 105 pm.kJ/mol) x
(Z+) (Z-)
E =
d
d adalah jarak
antar dua dipol dengan muatan berlawanan (pm)
Z adalah muatan
dipol ( Z-unit)
Interaksi elektrostatis dan
interaksi dipol-dipol pada Cl-F adalah:
Cl+0,11 F+0,11 :
interaksi elektrostatik
Cl+0,11 F+0,11 …………….. Cl+0,11
F+0,11 : interaksi dipol-dipol
Interaksi
elektrostatis andalah terjadi pada intramolekuler sedangkan interaksi
dipol-dipol terjadi antar molekul. Dari
perumusan energi elektrostatik maka semakin dipol-dipol memiliki muatan besar
maka semakin tinggi dan jarak antar dipol makin pendek maka energi yang dihasilkan dari interaksi
dipol-dipol akan semakin besar. Sebagai contoh energi dari interaksi
dipol-dipol pada Cl-F adalah sebesar –5kJ/mol sedangkan pada Li-Cl sebesar –220
kJ/mol (sangat besar; setara dengan energi ikatan kimia).
Interaksi ion-dipol
Energi yang dihasilkan dari
interaksi ion-dipol adalah:
-
(1,389. 105 pm.kJ/mol) x ½Z+½ m
E =
d2
Contoh interaksi
ion-dipol adalah interaksi antara ion F- dengan Cl-F:
Cl+0,11 F+0,11------ F- : energi ion-dipol sebesar 26 kJ/mol.
Energi ion dipol yang sangat tinggi
dapat terjadi jika ion yang mendekat pada dipolar memiliki muatan yang sangat
tinggi. Sebagai contoh adalah interaksi antara Ti3+ dengan H2O,
memiliki energi interaksi ion-dipol sebesar -260 kJ/mol.; setara dengan energi
ikatan kovalen sedang. Sehingga interaksi tersebut menghasilkan ikatan kovalen
koordinasi.
Interaksi induksi dipol
Energi yang dihasilkan dari
interaksi induksi dipol biasanya sangat rendah karena eksponen jarak, d, yang
besar. Energi induksi dipol adalah :
-Z2 r
E
=
2 d4
d adalah jarak
antar dua dipol dengan muatan berlawanan (pm)
Z adalah muatan
dipol ( Z-unit)
r
adalah polarisabilitas (pm3)
Gaya London
Gaya London khusus terjadi pada
senyawa non polar karena kemampuan awan elektron untuk mengalami distorsi.
Energi yang dihasilkan dari gaya London adalah:
-3 IEA. IEB rArB
E
=
2
d6 (IEA + IEB)
IEA, IEB adalah energi
ionisasi dari A dan B (kJ/mol)
rA,rB
adalah polarisabilitas A dan polarisabilitas B (pm3)
Energi london meningkat dengan
bertambahnya ukuran partikel. Contoh interaksi London adalah interksi yang terjadi
antar atom gas Argon, energi dari gaya London sebesar –68 kJ/mol.
Pelarutan
zat dan peranan medium dalam proses pelarutan
Pelarutan senyawa ionik biasanya
melibatkan interaksi ion-dipol antara
kation maupun anion dari senyawa ionik tersebut dengan dipolar dari
pelarut. Pelarutan sering melibatkan mekanisme pembentukan senyawa kompleks
dengan pelarutnya meskipun kekuatan ikatannya relatif rendah. Sebagai contoh
pelarutan FeCl3 dalam pelarut air; interaksi antara ion Fe(III)
dengan air menyebabkan pelarutan mudah berjalan, karena melepaskan sejumlah
energi yang disebut dengan energi pelarutan. Interaksi ion-dipol yang kuat
megakibatkan ikatan yang terjadi antara Fe(III) dengan H2O tidak
hanya ikatan van der waals namun setara dengan ikatan kovalen. Namun jika pelarut air digantikan dengan
pelarut non polar, misalnya benzena maka interaksi yang terjadi adalah
interaksi induksi dipol dengan eksponen d yang tinggi; energi yang dihasilkan akan relatif kecil
sehingga kurang mendukung proses pelarutan. Pada proses pelarutan secara
empiris berlaku ‘like dissolves like’
; senyawa polar lebih suka larut pada pelarut polar dan sebaliknya senyawa non
polar akan larut pada pelarut non polar.
Interaksi dengan pembentukan ikatan
hidrogen dominan terjadi pada pelarut protik polar (pelarut yang memiliki kemampuan melepaskan
proton) seperti H2O, NH3, CHCl3 dan H2SO4.
Contoh: ikatan hidrogen yang terjadi antara pelarut H2O dengan HCl.
Ikatan hidrogen relatif lemah dengan energi ikat sebesar 10-60 kJ/mol, dan
termasuk pada interaksi dipol-dipol. Adanya ikatan hidrogen pada penggunaan
pelarut air mengakibatkan kelarutan molekul non polar rendah. Ketika air
bertindak sebagai pelarut, ikatan hidrogen pada pelarut air harus diputuskan
terlebih dulu oleh solut. Jika energi interaksi antara solut dengan solven lebih besar daripada
energi interaksi antara spesies zat terlarut atau energi ikatan hidrogen
pelarut maka pelarutan akan terjadi, entalpi sistem akan naik atau panas
dilepaskan ke sistem.
0 comments:
Post a Comment