Cara Membandingkan Kepolaran Molekul Diatomik dan Poliatomik

Jumat, 14 Desember 2018 edit

Manakah molekul yang paling polar NH3, NF3, H2O, CH4? Menjawab soal seperti ini membutuhkan dasar pengetahuan tentang teori ikatan kimia, memahami bagaimana molekul terbentuk hingga bentuknya.

Penghujung semua itu adalah menentukan momen dipol setiap molekul hingga dapat dibandingkan antara molekul satu dengan yang lain.



Rumus hitung untuk momen dipol molekul diatomik
$\mu_{diatomic} = Q \times r$
$\mu$ = momen dipol;
Q = muatan parsial (1,6 × 10-19 Coulomb);
r = jarak antarmuatan atau panjang ikatan (meter) yang diukur dari pusat masing-masing ion.

Hasil $\mu$ ini kemudian di konversi menjadi satuan Debye
(1 Debye atau 1 D = 3,336 × 10-30 Coulomb.meter)
Sebagai referensi untuk setiap jarak 100 pm antara muatan + dan - setara dengan 4,8 D.

Untuk jarak yang lebih dari 100 pm, misalnya 120 pm
maka $\mu  = \dfrac{120}{100}$(4,80 D) = 5,76 D

Rumus hitung untuk momen dipol molekul poliatomik
Karena dalam molekul poliatomik terdapat beberapa ikatan yang membentuk sudut tertentu maka besar sudut juga turut diperhitungkan dalam penentuan nilai momen dipol ini.

Bisa disimak lebih lanjut di sini.

Di jenjang SMA hitungan momen dipol belum diberikan. Oleh karena itu perlu dicari solusi agar tetap dapat memprediksi tingkat kepolaran molekul.

Membandingkan Kepolaran Molekul Diatomik
Menentukan kepolaran molekul yang terdiri dari dua atom (diatomik) relatif lebih mudah. Cukup hanya dengan membandingkan keelektronegatifannya saja.

Berbeda untuk menentukan kepolaran molekul yang terdiri dari lebih dari dua atom (poliatomik).

Bila keelektronegatifan berbeda dipastikan molekul diatomik itu bersifat polar. Namun demikian ada batas beda toleransi.

Seperti molekul HCl. Keelektronegatifan: H = 2,20 dan Cl = 3,16. Perbedaan (x) sebesar 3,16 - 2,20 = 0,96. Molekul HCl bersifat polar.

Batasan kasar untuk menentukan suatu molekul bersifat polar atau nonpolar:
  • 0,00 - 0,40 (x < 0,40) maka ikatan dua atom merupakan ikatan kovalen nonpolar
  • 0,40 - 1,50 (0,40 ≤ x < 1,50) maka ikatan dua atom merupakan ikatan kovalen polar 
  • 1,50 - 2,00 (1,50 ≤ x ≤ 2,00) jika unsur logam dan nonlogam maka ikatan dua atom merupakan ikatan ion 
  • 1,50 - 2,00 (1,50 ≤ x ≤ 2,00) jika unsur nonlogam dan nonlogam maka ikatan dua atom merupakan ikatan kovalen polar 
  • lebih dari 2,00 (x > 2,00) maka ikatan dua atom tersebut merupakan ikatan ion
Untuk prosedur atau alur penentuan kepolaran juga sudah dibahas di sini. Trik super cepat untuk menentukan kepolaran juga sudah tersedia. Memperkirakan manakah molekul yang lebih polar dibanding molekul lainnya akan dibahas disertai contoh.




Membandingkan Kepolaran Molekul Poliatomik
Molekul poliatomik kepolarannya tidak cukup hanya melihat besarnya beda elektronegativitas,  posisi atom-atom yang berikatan dalam molekul juga sangat menentukan.

Apakah momen dipol ikatan satu dengan yang lainnya saling meniadakan atau justru saling menguatkan. Bila momen dipol ikatan satu satu dengan yang lainnya saling meniadakan maka kemungkinan besar ia bersifat nonpolar, namun bila saling menguatkan justru ikatan-ikatan itu menambah kepolaran molekulnya.

Selain itu juga perlu mempertimbangkan keberadaan pasangan elektron bebas (PEB) pada atom pusat. Semakin banyak PEB (sudut ikatan terkecil semakin kecil) biasanya akan semakin polar.

Tarikan elektron dalam molekul tersebar tidak merata. Akibatnya momen dipol total molekul semakin besar pula.

Selain itu ukuran jari-jari kovalen atom-atom yang berikatan dalam molekul biasa juga dipertimbangkan ketika faktor lain tidak cukup menjadi alasan.





Contoh Perbandingan Kepolaran
  1. Perbandingan kepolaran molekul diatomik (2 atom)
    1. Atom sejenis (sama) sifatnya selalu nonpolar, karena ∆EN = 0, $\mu$ = 0
      F2 (F–F),
      Cl2 (Cl–Cl),
      Br2 (Br–Br),
      I2 (I–I),
      O2 (O=O),
      N2 (N≡N)

    2. Atom berbeda ∆EN molekul > 0, $\mu$ ≠ 0
      HF (H–F),
      HCl (H–Cl),
      HBr (H–Br),
      HI (H–I)
      Semua bersifat polar.

      F, Cl, Br, I merupakan unsur segolongan, berada di golongan 17 (7A) pada tabel periodik unsur.

      Ukuran jari-jari: F < Cl < Br < I,
      Keelektronegatifan: F > Cl > Br > I,
      ∆EN: HF >  HCl >  HBr >  HI

      Kepolaran: HF > HCl > HBr > HI

      Dari data diketahui bahwa momen dipol:
      HF = 1,83 D;
      HCl = 1,11 D;
      HBr = 0,83 D;
      HI = 0,45 D.

  2. Perbandingan kepolaran molekul poliatomik (lebih dari 2 atom)

    1. 3 atom dengan 2 PEB pada atom pusat, ∆EN > 0, $\mu$ ≠ 0
      H2O (H–O–H),
      H2S (H–S–H),
      H2Se (H–Se–H),
      H2Te (H–Te–H),

      Keempat molekul itu sama-sama memiliki bentuk molekul yang mirip (berbentuk bengkok) dengan jumlah PEB yang sama pula (masing-masing memiliki 2 PEB), dan keempatnya masing-masing berikatan dengan 2 atom H.

      Yang berbeda dari keempat itu adalah ukuran jari-jari atom pusat,
      jari-jari atom: O < S < Se < Te.

      Dengan adanya 2 PEB pada atom pusat maka kerapatan elektron semakin rendah dengan semakin besarnya jari-jari atom pusat.

      ∆EN H dengan atom pusat O > S > Se > Te.
      Dengan demikian urutan kepolarannya:
      H2O > H2S > H2Se > H2Te

    2. 4 atom dengan 1 PEB pada atom pusat, ∆EN > 0, $\mu$ ≠ 0
      NH3, PH3, semua bersifat polar. Kepolaran NH3 > PH3 dengan alasan yang sama dengan kasus 3 atom di atas.

      Manakah yang lebih polar NH3, atau NF3?

      Untuk perbandingan yang ini tidak lagi cukup menggunakan alasan ∆EN atau beda nilai elektronegativitas. Kedua memiliki atom pusat sama, bentuk molekul sama (piramida segitiga) dan jumlah PEB juga sama.

      Bila menggunakan ∆EN kepolaran NH3 < NF3, faktanya malah terjadi sebaliknya bahwa kepolaran NH3 > NF3. Ini dapat diilustrasikan pada dua gambar di bawah.

      Keelektronegatifan N > H sehingga elektron ikatan antara H dan N lebih dekat/kuat tertarik (terpusat) ke N, sementara itu adanya PEB yang menarik elektron ke arah PEB itu sendiri sehingga resultan momen dipol menjadi lebih besar.

      Keelektronegatifan N < F sehingga elektron ikatan antara N dan F tidak terpusat pada N tetapi malah tersebar ke arah setiap F dan dengan adanya PEB elektron lebih merata sebarannya karena resultan momen dipolnya nyaris saling meniadakan pengaruh tarikan. Ini tampak pada nilai $\mu$ = 0,2 D sementara pada NH3 $\mu$ = 1,5 D.

       

    3. Ukuran jari-jari: F < Cl < Br < I, keelektronegatifan: F > Cl > Br > I, ∆EN: HF >  HCl >  HBr >  HI Kepolaran: HF > HCl > HBr > HI
    4. 5 dan 6 atom tanpa PEB pada atom pusat, ∆EN > 0, $\mu$ = 0
      Beberapa molekul yang bersifat nonpolar walau ikatan antara pasangan atom pusat dengan atom luarnya bersifat polar ∆EN > 0.

      Contohnya adalah CH4, PCl5, SF6. Ikatan antara C-H, P-Cl, S-F tentulah merupakan ikatan kovalen polar karena memang ∆EN > 0. Namun ketiganya merupakan molekul bersifat nonpolar karena resultan momen dipolnya saling meniadakan ($\mu$ = 0).
    5. Molekul organik.
      Kajian tentang reaktivitas molekul-molekul organik sering dikaitkan dengan kepolaran yang memiliki hubungan dengan sifat asam/basa Brosnted-Lowry atau asam/basa Lewis.

      Selain meninjau ∆EN sering kali perlu menganalisis struktur setiap molekul yang dipelajari reaktivitasnya dalam reaksi-reaksi kimia organik.

      Misal, cis-dibromoetena dengan trans-dibromoetena. Bentuk cis akan memiliki kepolaran lebih tinggi dibanding trans-dibromoetena.


  3. Perbandingan kepolaran molekul kombinasi diatomik dan poliatomik.
    Lalu bagaimana cara mengurutkan atau membandingkan kepolaran molekul-molekul yang memiliki jumlah atom berbeda dan tidak berada dalam golongan atau periode yang sama, sementara nilai momen dipolnya tidak diketahui?

    Contoh, urutkan tingkat kepolaran dari yang paling rendah hingga yang paling tinggi dari molekul-molekul berikut: HF, NH3, NF3, H2O, CH4, PF3

    Untuk menjawab soal seperti ini sebaiknya dicari pola dengan memasangkan setiap molekul sehingga lebih mudah membandingkannya.

    Senyawaan hidrida (atom tunggal yang berikatan dengan hidrogen) bila diurutkan dalam periode yang sama dari kiri ke kanan: CH4, NH3, H2O, HF. Kepolarannya senyawaan tersebut semakin tinggi karena ∆EN antara atom pusat dengan H semakin besar.

    Pada CH4 juga selain ∆EN paling kecil juga bentuk molekul tetrahedral sehingga kepolaran C-H saling meniadakan sehingga bersifat nonpolar.

    Ingat keelektronegatifan dari kiri ke kanan dalam satu periode dalam tabel periodik unsur semakin besar. Jadi kepolaran:  CH4 < NH3 < H2O < HF.




    Perbandingan NH3, NF3, lihat pembahasan 2b baris pertama.
    Kepolaran NH3 > NF3




    Perbandingan NH3, dengan PF3, lihat pembahasan 2b bagian baris kedua.
    Kepolaran NH3 > PF3, alasannya sama dengan penjelasan untuk NF3.




    Perbandingan NF3, dengan PF3,
    Kepolaran NF3 < PF3, karena ∆EN N-F < ∆EN P-F sehingga momen dipole PF3 lebih besar.


    Jadi urutan kepolaran molekul yang ada CH4 <  NF3 <  PF3 < NH3 < H2O < HF 
Hal penting yang dapat membantu menemukan solusi dalam memprediksi kepolaran adalah dapat menggambar struktur lewis dan bentuk struktur serta membuat tanda panah pada ikatan antaratom yang selalu menuju ke atom yang memiliki keelektronegatifan lebih besar. 

Untuk latihan: 
a. Urutkan tingkat kepolaran dari: ClF, BrF, BrCl, ICl, IBr
b. Manakah yang polar ClF3 atau BrF3, beri penjelasan.

Suatu petunjuk yang kelak akan cukup bermanfaat untuk memprediksi bentuk molekul adalah nilai resultan momen dipol.

Misal, diketahui suatu senyawa dengan rumus H2X dengan nilai $\mu$ = 0,97 D, apakah bentuk molekul H2X itu linier atau bengkok? Jawabannya adalah H2X memiliki bentuk geometri bengkok. Bila linier maka momen dipolnya harus sama dengan nol.

Jadi bila $\mu$ = 0 maka dapat diperkirakan molekul tersebut adalah nonpolar dengan bentuk molekul yang sesuai rumus kimia, segitiga datar, bipiramida trigonal, segiempat datar, oktahedral.

Terahir kuasai baik-baik sifat periodik unsur jari-jari atom dan keelektronegatifan unsur untuk dapat mempelajari sifat polar suatu molekul.

Data momen dipol selengkapnya dapat diunduh dari sini.
Bagikan di

Tidak ada komentar:

Posting Komentar

 
Copyright © 2015-2019 Urip dot Info | Disain Template oleh Herdiansyah Dimodivikasi Urip.Info