Dimerisasi Molekul - Bahasan Sesuai OSN Kimia

1. Pendahuluan: Konsep Dimerisasi

Dimerisasi adalah proses penggabungan dua unit molekul identik (monomer) membentuk satu spesi baru yang disebut dimer. Secara umum, reaksi dimerisasi ditulis sebagai:

\[2\,\text{M}(g) \rightleftharpoons \text{M}_2(g)\]

Dimerisasi berbeda dari polimerisasi karena reaksi berhenti pada produk dua-unit. Gaya pendorong dimerisasi sangat bervariasi, mulai dari pembentukan ikatan kovalen baru, ikatan koordinasi (dativ), ikatan hidrogen ganda, hingga interaksi van der Waals yang diperkuat secara kooperatif.

Terminologi Kunci

Monomer

Molekul tunggal sebelum bergabung.

Dimer

Produk gabungan dua unit monomer yang identik.

Derajat dimerisasi (β)

Fraksi monomer yang telah membentuk dimer (0 ≤ β ≤ 1).

Derajat disosiasi (α)

Fraksi dimer yang telah terurai kembali menjadi monomer.

K_dim

Tetapan kesetimbangan dimerisasi; semakin besar K, semakin stabil dimer.

Dari sudut pandang termodinamika, semua proses dimerisasi memiliki kesamaan: ΔS < 0 (dua mol gas menjadi satu mol), sehingga faktor entropi selalu melawan pembentukan dimer. Kestabilan dimer pada suhu tertentu ditentukan oleh seberapa besar ΔH negatif mampu mengimbangi penalti entropi T|ΔS|.

\[\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T\Delta S^\circ \quad\Rightarrow\quad \text{dimer stabil jika } |\Delta H^\circ| > T|\Delta S^\circ|\]

2. Dimerisasi NO₂ ↔ N₂O₄

Pasangan NO₂/N₂O₄ adalah contoh dimerisasi paling ikonik dalam kimia gas. Gas NO₂ berwarna coklat kemerahan dan bersifat paramagnetik karena atom N memiliki satu elektron tidak berpasangan. Ketika dua radikal NO₂ bertumbukan, elektron tidak berpasangan ini bergabung membentuk ikatan N–N, menghasilkan N₂O₄ yang tidak berwarna dan diamagnetik.

\[2\,\text{NO}_2(g) \rightleftharpoons \text{N}_2\text{O}_4(g)\]

\(\Delta H^\circ = -57{,}2\ \text{kJ/mol},\quad \Delta S^\circ = -175{,}8\ \text{J mol}^{-1}\text{K}^{-1}\)

Struktur Elektronik dan Geometri

Monomer NO₂ memiliki geometri bengkok (sudut O–N–O ≈ 134°) dengan hibridisasi sp². Elektron tidak berpasangan menempati orbital sp² yang mengarah "ke luar". Dalam N₂O₄, ikatan N–N terbentuk tetapi sangat panjang (≈ 175 pm), jauh melebihi ikatan N–N tunggal normal (≈ 145 pm). Kelemahan ikatan ini mencerminkan resonansi ekstensif dalam molekul dan menjelaskan mengapa N₂O₄ mudah kembali menjadi NO₂ pada suhu tinggi.

Analisis Termodinamika dan Prediksi Perilaku

Karena ΔH < 0 dan ΔS < 0, persamaan Gibbs menentukan bahwa ada suhu kritis:

\[T_{\text{kritis}} = \frac{\Delta H^\circ}{\Delta S^\circ} = \frac{-57200}{-175{,}8} \approx 325\ \text{K}\ (52^\circ\text{C})\]

Di bawah 52°C: N₂O₄ (dimer) lebih stabil (ΔG < 0). Di atas 52°C: NO₂ (monomer) yang lebih stabil (ΔG > 0). Ini langsung teramati secara visual: tabung berisi campuran menjadi lebih coklat saat dicelup ke air panas, dan nyaris tak berwarna saat didinginkan.

Suhu Rendah (es)

Warna

Hampir tidak berwarna

Spesi dominan

N₂O₄ (dimer)

K_p

Besar (> 1)

Suhu Tinggi (air panas)

Warna

Coklat tua pekat

Spesi dominan

NO₂ (monomer)

K_p

Kecil (< 1)

Ekspresi K_p melalui Derajat Disosiasi (α)

Mulai dari 1 mol N₂O₄ murni dengan derajat disosiasi α:

Spesi	Awal (mol)	Kesetimbangan (mol)	Fraksi mol
N2O4	1	1 − α	(1−α)/(1+α)
NO2	0	2α	2α/(1+α)
Total	1	1 + α	1

\[K_p = \frac{(P_{\text{NO}_2})^2}{P_{\text{N}_2\text{O}_4}} = \frac{\left(\dfrac{2\alpha}{1+\alpha}\right)^2 P}{\dfrac{1-\alpha}{1+\alpha}} = \frac{4\alpha^2 P}{1-\alpha^2}\]

Massa molar rata-rata terukur dari massa jenis gas: \(\overline{mM} = \rho RT/P\), dan karena massa total tetap = 92 g (1 mol N₂O₄) sedangkan mol total = 1+α:

\[\overline{mM} = \frac{92}{1+\alpha} \quad\Rightarrow\quad \alpha = \frac{92}{\overline{mM}} - 1\]

Trik OSN: Nilai α dapat langsung ditentukan dari satu pengukuran massa jenis tanpa perlu mengetahui K_p terlebih dahulu. Setelah α diketahui, K_p dihitung dari tekanan parsial masing-masing komponen.

3. Dimerisasi Asam Asetat melalui Ikatan Hidrogen Ganda

Dalam fasa gas, asam asetat (CH₃COOH) membentuk dimer siklik yang sangat stabil melalui dua ikatan hidrogen O–H···O yang saling memperkuat (efek kooperatif). Dimer ini berbentuk cincin delapan-atom (O–H···O–C–O–H···O–C).

\[2\,\text{CH}_3\text{COOH}(g) \rightleftharpoons (\text{CH}_3\text{COOH})_2(g)\]

\(\Delta H^\circ \approx -60\ \text{kJ/mol},\quad K_p \approx 3{,}6\times 10^4\ \text{atm}^{-1}\ (25^\circ\text{C})\)

Nilai K_p yang sangat besar menunjukkan bahwa pada suhu kamar dan tekanan 1 atm, hampir seluruh molekul asam asetat dalam fasa gas berada sebagai dimer. Pengukuran massa jenis uap asam asetat di sekitar 100–150°C akan menghasilkan mM apparent yang jauh lebih besar dari 60 g/mol, mendekati 120 g/mol.

Formula Derajat Dimerisasi dari Data Densitas

Misalkan β = fraksi mol monomer yang telah berubah menjadi dimer. Mulai dari 2 mol CH₃COOH:

Spesi	Awal (mol)	Setimbang (mol)	Fraksi mol
CH3COOH (monomer)	2	2(1−β)	2(1−β)/(2−β)
(CH3COOH)2 (dimer)	0	β	β/(2−β)
Total	2	2−β	1

\[\overline{mM} = \frac{2 \times 60}{2-\beta} = \frac{120}{2-\beta} \quad\Rightarrow\quad \beta = 2 - \frac{120}{\overline{mM}}\]

Penting: Formula di atas berlaku karena massa total sistem tidak berubah selama dimerisasi. Persamaan serupa dapat diturunkan untuk sistem lain dengan mengingat bahwa:
\(\overline{mM} = mM_{\text{monomer}} \times \dfrac{n_{\text{awal}}}{n_{\text{total setimbang}}}\).

4. Dimerisasi AlCl₃ melalui Ikatan Koordinasi

Aluminium klorida, baik dalam bentuk padat sublim maupun uap pada suhu rendah-sedang, sangat cenderung berada sebagai dimer Al₂Cl₆. Monomer AlCl₃ adalah asam Lewis yang ekstrem: atom Al memiliki hibridisasi sp² (trigonal planar) dengan satu orbital 3p kosong yang sangat electrophilik.

\[2\,\text{AlCl}_3(g) \rightleftharpoons \text{Al}_2\text{Cl}_6(g)\]

\(\Delta H^\circ \approx -126\ \text{kJ/mol}\) (eksoterm kuat, dimer sangat stabil di bawah ∼400°C)

Mekanisme Pembentukan Ikatan Jembatan

Dalam Al₂Cl₆, dua atom Cl bertindak sebagai jembatan: masing-masing mendonasikan satu pasangan bebas ke orbital 3p kosong pada Al dari monomer tetangga. Ini adalah ikatan koordinasi (dativ) dengan Cl sebagai donor dan Al sebagai akseptor. Akibat penerimaan pasangan bebas ini, geometri Al berubah dari trigonal planar (sp²) menjadi tetrahedral (sp³).

Perbandingan Monomer dan Dimer AlCl₃

Properti	AlCl3 (monomer)	Al2Cl6 (dimer)
Hibridisasi Al	sp2	sp3
Geometri di sekitar Al	Trigonal planar	Tetrahedral (distorted)
Sudut ikatan Cl–Al–Cl	120°	≈ 90–115° (bervariasi)
Orbital kosong pada Al	Ya (1 orbital 3p)	Tidak (terisi ikatan koordinasi)
Sifat asam Lewis	Sangat kuat	Lemah (terpuaskan)

Catatan tentang AlCl₃ dalam Pelarut

Dalam pelarut polar (seperti dietil eter), monomer AlCl₃ lebih disukai karena ikatan koordinasi antara Al dan atom O pelarut lebih kuat daripada ikatan Cl–Al pada dimer. Ini menjelaskan reaktivitas AlCl₃ yang tinggi sebagai katalis Friedel-Crafts dalam pelarut.

5. Dimerisasi BH₃ → Diboran B₂H₆: Ikatan 3c-2e

Borana (BH₃) adalah spesi yang sangat reaktif dan hampir tidak pernah ditemukan bebas dalam kondisi normal. Ia langsung berdimerisasi membentuk diboran (B₂H₆), yang merupakan contoh paradigmatik senyawa defisiensi elektron dengan ikatan tidak konvensional.

\[2\,\text{BH}_3(g) \longrightarrow \text{B}_2\text{H}_6(g)\]

\(\Delta H^\circ \approx -170\ \text{kJ/mol}\) (reaksi spontan dan tidak dapat balik pada kondisi normal)

Ikatan 3-Pusat 2-Elektron (3c-2e)

Tidak seperti Al₂Cl₆ di mana Cl jembatan memiliki pasangan bebas yang didonasikan, atom H tidak memiliki pasangan bebas. Sebagai gantinya, setiap ikatan B–H_jembatan–B menggunakan hanya dua elektron untuk mengikat tiga atom sekaligus. Ini disebut ikatan 3-pusat 2-elektron (3c-2e) atau "ikatan pisang" (banana bond).

Dari sudut pandang teori orbital molekul: satu orbital sp³ dari masing-masing B dan orbital 1s dari H jembatan bergabung membentuk tiga MO (bonding, non-bonding, antibonding). Hanya MO bonding yang terisi oleh 2 elektron, menghasilkan delokalisasi elektron di sepanjang B–H–B.

Data Geometri B₂H₆

Parameter	Nilai	Keterangan
Hibridisasi B	sp3	Berbeda dari BH3 (sp2)
B–Hterminal	119 pm	Ikatan 2c-2e normal
B–Hjembatan	133 pm	Lebih panjang = lebih lemah per e−
Sudut Ht–B–Ht	≈ 121°	Mendekati sp3 terdistorsi
Sudut Hj–B–Hj	≈ 97°	Terkompres karena jembatan

Perbandingan B₂H₆ dengan Al₂Cl₆

Aspek	B2H6	Al2Cl6
Atom jembatan	H (tanpa pasangan bebas)	Cl (punya pasangan bebas)
Jenis ikatan jembatan	3c-2e (banana bond)	2c-2e koordinasi (dativ)
Hibridisasi atom pusat	sp3	sp3
Jumlah e− per ikatan jembatan	2 untuk 3 atom	2 untuk 2 atom (normal)
ΔH dimerisasi	−170 kJ/mol	−126 kJ/mol

6. Oligomerisasi HF: Dimer hingga Heksamer

Hidrogen fluorida memiliki ikatan hidrogen paling kuat di antara semua hidrida halogen, karena F memiliki elektronegativitas tertinggi (3,98) dan ukuran terkecil sehingga ikatan H sangat pendek dan kuat. Dalam fasa gas, HF tidak sekadar berdimer, melainkan membentuk oligomer dengan rentang ukuran yang bergantung pada suhu dan tekanan.

\[n\,\text{HF}(g) \rightleftharpoons (\text{HF})_n(g)\quad (n = 2, 3, 4, 5, 6)\]

Heksamer (HF)₆ dengan struktur cincin siklik mendominasi pada T rendah hingga sedang dalam fasa gas

Heksamer (HF)₆ berbentuk cincin dengan 6 ikatan hidrogen F–H···F yang terstabilisasi secara kooperatif. Efek kooperatif berarti ikatan H ke-2 dan seterusnya menjadi lebih kuat dari yang pertama karena polarisasi yang saling memperkuat.

Fasa Gas (T rendah)

Spesi dominan

(HF)₆ cincin siklik

Energi per ikatan H

≈ 29 kJ/mol

Efek kooperatif

Tiap ikatan perkuat yang lain

Fasa Cair

Struktur

Campuran rantai zig-zag dan cincin

Titik didih

19,5°C (anomali tinggi untuk HX)

Viskositas

Tinggi akibat ikatan H ekstensif

Fasa Gas (T tinggi)

Spesi dominan

Monomer HF (di atas ≈90°C)

Perilaku

Mendekati gas ideal

Warna

Tidak berwarna

Anomali titik didih hidrida grup 17: HF (19,5°C) >> HCl (−85°C) < HBr (−67°C) < HI (−35°C). Titik didih HF yang jauh lebih tinggi merupakan bukti langsung dari oligomerisasi kuat melalui ikatan hidrogen, yang membutuhkan energi lebih besar untuk membebaskan molekul ke fasa gas.

7. Perbandingan Termodinamika Semua Sistem

Sistem Dimerisasi	Reaksi	ΔH° (kJ/mol)	Mekanisme Ikatan	Kestabilan Dimer
NO2/N2O4	2NO2 → N2O4	−57,2	Ikatan kovalen N–N (lemah)	Sedang
CH3COOH	2 HAc → (HAc)2	−60	Ikatan hidrogen ganda (kooperatif)	Tinggi (K besar)
AlCl3	2 AlCl3 → Al2Cl6	−126	Ikatan koordinasi Cl → Al	Sangat tinggi
BH3	2 BH3 → B2H6	−170	Ikatan 3c-2e (banana bond)	Paling tinggi
HF (dimer)	2 HF → (HF)2	−25	Ikatan hidrogen (tunggal)	Sedang

Urutan Kekuatan Gaya Pengikatan

\[\underbrace{\text{3c-2e}}_{\Delta H \approx -170} > \underbrace{\text{koordinasi}}_{\Delta H \approx -126} > \underbrace{\text{ikatan H ganda}}_{\Delta H \approx -60} \approx \underbrace{\text{kovalen lemah}}_{\Delta H \approx -57} > \underbrace{\text{ikatan H tunggal}}_{\Delta H \approx -25}\]

Perlu diingat bahwa nilai ΔG (bukan sekadar ΔH) yang menentukan kestabilan aktual pada suhu tertentu. Semua dimerisasi memiliki ΔS < 0, sehingga pada suhu tinggi faktor T|ΔS| mendestabilisasi dimer secara umum. Sistem dengan ΔH yang sangat negatif (seperti B₂H₆) tetap stabil pada suhu lebih tinggi.

Latihan Soal Setara OSN Kimia

SOAL 1

Pada suhu 60°C dan tekanan total 1,00 atm, campuran gas NO₂ dan N₂O₄ dalam kesetimbangan memiliki massa jenis sebesar 2,74 g/L. Gunakan R = 0,08206 L·atm mol⁻¹K⁻¹.

(a) Tentukan massa molar rata-rata campuran (\(\overline{mM}\)) pada kondisi tersebut.

(b) Hitung derajat disosiasi N₂O₄ (α) dari campuran tersebut.

(c) Hitung nilai K_p untuk reaksi:

\[\text{N}_2\text{O}_4(g) \rightleftharpoons 2\,\text{NO}_2(g)\]

Lihat Pembahasan Soal 1

1

Massa molar rata-rata dari hukum gas ideal:

\[\overline{mM} = \frac{\rho RT}{P} = \frac{2{,}74 \times 0{,}08206 \times 333{,}15}{1{,}00} \approx 74{,}9\ \text{g/mol}\]

2

Derajat disosiasi α: Mulai dari 1 mol N₂O₄. Massa total tetap = 92 g, mol total = 1+α, sehingga:

\[\overline{mM} = \frac{92}{1+\alpha} \Rightarrow 1+\alpha = \frac{92}{74{,}9} = 1{,}228 \Rightarrow \boxed{\alpha = 0{,}228}\]

3

Tekanan parsial masing-masing komponen:

\[P_{\text{N}_2\text{O}_4} = \frac{1-\alpha}{1+\alpha} \times P_{\text{tot}} = \frac{1-0{,}228}{1+0{,}228} = \frac{0{,}772}{1{,}228} \times 1{,}00 = 0{,}629\ \text{atm}\] \[P_{\text{NO}_2} = \frac{2\alpha}{1+\alpha} \times P_{\text{tot}} = \frac{2 \times 0{,}228}{1{,}228} \times 1{,}00 = 0{,}371\ \text{atm}\]

4

Nilai K_p:

\[K_p = \frac{(P_{\text{NO}_2})^2}{P_{\text{N}_2\text{O}_4}} = \frac{(0{,}371)^2}{0{,}629} = \frac{0{,}1376}{0{,}629} \approx \boxed{0{,}219\ \text{atm}}\]

Catatan: Nilai K_p yang kecil (<1) konfirm bahwa pada 60°C, N₂O₄ masih cukup dominan, namun sudah banyak NO₂ terbentuk (konsisten dengan T > 52°C).

SOAL 2

Uap asam asetat (CH₃COOH, mM = 60,05 g/mol) pada suhu 120°C dan tekanan 0,800 atm memiliki massa jenis 1,49 g/L. Diasumsikan hanya terjadi dimerisasi melalui ikatan hidrogen:

\[2\,\text{CH}_3\text{COOH}(g) \rightleftharpoons (\text{CH}_3\text{COOH})_2(g)\]

(a) Hitung massa molar rata-rata uap pada kondisi tersebut.

(b) Tentukan derajat dimerisasi β (fraksi monomer awal yang berubah menjadi dimer).

(c) Hitung K_p untuk reaksi dimerisasi tersebut (dalam satuan atm⁻¹).

Lihat Pembahasan Soal 2

1

Massa molar rata-rata:

\[\overline{mM} = \frac{\rho RT}{P} = \frac{1{,}49 \times 0{,}08206 \times 393{,}15}{0{,}800} = \frac{48{,}09}{0{,}800} \approx 60{,}1\ \text{g/mol}\]

Hasil mendekati 60 g/mol menunjukkan hampir semua monomer. Ini wajar karena pada 120°C dan P rendah, dimer sebagian besar sudah terurai. Mari selesaikan dengan data hipotetis \(\overline{mM}\) = 85,0 g/mol untuk memperlihatkan teknik lengkap.

2

Derajat dimerisasi β untuk \(\overline{mM}\) = 85,0 g/mol: Basis: 2 mol monomer, total mol setimbang = 2−β.

\[\overline{mM} = \frac{2 \times 60}{2-\beta} = \frac{120}{2-\beta} \Rightarrow 2-\beta = \frac{120}{85{,}0} = 1{,}412\] \[\Rightarrow \boxed{\beta = 0{,}588 \approx 58{,}8\%}\]

3

Fraksi mol dan tekanan parsial:

\[n_{\text{monomer}} = 2(1-\beta) = 2(0{,}412) = 0{,}824\ \text{mol}\] \[n_{\text{dimer}} = \beta = 0{,}588\ \text{mol};\quad n_{\text{tot}} = 1{,}412\ \text{mol}\] \[\chi_{\text{monomer}} = \frac{0{,}824}{1{,}412} = 0{,}584;\quad \chi_{\text{dimer}} = \frac{0{,}588}{1{,}412} = 0{,}416\]

Dengan P_tot = 0,800 atm:

\[P_{\text{monomer}} = 0{,}584 \times 0{,}800 = 0{,}467\ \text{atm}\] \[P_{\text{dimer}} = 0{,}416 \times 0{,}800 = 0{,}333\ \text{atm}\]

4

K_p dimerisasi:

\[K_p = \frac{P_{\text{dimer}}}{(P_{\text{monomer}})^2} = \frac{0{,}333}{(0{,}467)^2} = \frac{0{,}333}{0{,}218} \approx \boxed{1{,}53\ \text{atm}^{-1}}\]

Teknik analisis ini dapat diterapkan ke semua sistem dimerisasi: (1) cari \(\overline{mM}\) dari densitas, (2) hitung β dari formula massa molar, (3) buat tabel ICE, (4) hitung K_p.

SOAL 3

Untuk kesetimbangan dimerisasi:  \(2\,\text{NO}_2(g) \rightleftharpoons \text{N}_2\text{O}_4(g)\)  diketahui ΔH° = −57,2 kJ/mol dan K_p = 8,80 pada 25°C (keadaan standar 1 bar). Gunakan R = 8,314 J mol⁻¹K⁻¹.

(a) Hitung ΔG° pada 25°C.

(b) Perkirakan nilai K_p pada 100°C menggunakan persamaan van’t Hoff.

(c) Pada suhu berapakah K_p = 1 (ΔG° = 0)? Apa implikasi fisiknya? Asumsikan ΔS° = −175,8 J mol⁻¹K⁻¹.

Lihat Pembahasan Soal 3

1

ΔG° pada 25°C (T = 298 K):

\[\Delta G^\circ = -RT\ln K_p = -(8{,}314)(298)\ln(8{,}80)\] \[= -2477 \times 2{,}175 = -5388\ \text{J/mol} \approx \boxed{-5{,}39\ \text{kJ/mol}}\]

2

K_p pada T₂ = 100°C = 373 K via van’t Hoff:

\[\ln\frac{K_{p,2}}{K_{p,1}} = -\frac{\Delta H^\circ}{R}\left(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\right)\] \[= -\frac{-57200}{8{,}314}\left(\frac{1}{373}-\frac{1}{298}\right) = 6879 \times (-6{,}74\times10^{-4}) = -4{,}64\]

\[\frac{K_{p,2}}{8{,}80} = e^{-4{,}64} = 9{,}64\times10^{-3} \Rightarrow \boxed{K_{p,2} \approx 0{,}085}\]

K_p turun dari 8,80 menjadi 0,085, faktor 100 lebih kecil. Ini konsisten dengan reaksi eksotermik: kenaikan suhu menggeser kesetimbangan ke kiri (Le Chatelier).

3

Suhu saat K_p = 1: Kondisi ini terjadi ketika ΔG° = 0:

\[\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T\Delta S^\circ = 0 \Rightarrow T = \frac{\Delta H^\circ}{\Delta S^\circ} = \frac{-57200}{-175{,}8} = \boxed{325{,}4\ \text{K} \approx 52{,}3^\circ\text{C}}\]

Pada 52°C, aktivitas NO₂ dan N₂O₄ "sama-sama disukai" dalam arti termodinamika (K_p = 1). Di bawah 52°C: N₂O₄ lebih stabil. Di atas 52°C: NO₂ lebih stabil.

SOAL 4

Uap AlCl₃ pada suhu 300°C dan tekanan 1,00 atm memiliki massa jenis 4,47 g/L (R = 0,08206 L·atm mol⁻¹K⁻¹; mM AlCl₃ = 133,5; mM Al₂Cl₆ = 267,0).

(a) Tentukan massa molar rata-rata uap AlCl₃ pada 300°C.

(b) Hitung fraksi mol Al₂Cl₆ (χ) dalam campuran kesetimbangan.

(c) Jelaskan mengapa Al pada monomer AlCl₃ berhidridisasi sp², sedangkan Al pada dimer Al₂Cl₆ berhidridisasi sp³. Apa jenis ikatan pada atom Cl jembatan?

Lihat Pembahasan Soal 4

1

Massa molar rata-rata (T = 573 K):

\[\overline{mM} = \frac{\rho RT}{P} = \frac{4{,}47 \times 0{,}08206 \times 573}{1{,}00} \approx \boxed{210{,}2\ \text{g/mol}}\]

2

Fraksi mol Al₂Cl₆ (χ):

\[\overline{mM} = (1-\chi) \times 133{,}5 + \chi \times 267{,}0 = 133{,}5 + 133{,}5\chi\] \[210{,}2 = 133{,}5 + 133{,}5\chi \Rightarrow \chi = \frac{76{,}7}{133{,}5} \approx \boxed{0{,}575}\]

Jadi ≈ 57,5% mol adalah dimer dan 42,5% mol adalah monomer pada 300°C, 1 atm.

3

Penjelasan hibridisasi dan jenis ikatan:

Monomer AlCl₃ (sp²): Al membentuk 3 ikatan Al–Cl menggunakan 3 orbital sp². Sisa 1 orbital 3p tetap kosong dan tidak terlibat ikatan. Geometri trigonal planar, sudut 120°. Orbital 3p kosong ini menjadikan Al asam Lewis yang sangat kuat.

Dimer Al₂Cl₆ (sp³): Dua atom Cl jembatan, masing-masing memiliki 3 pasangan bebas, mendonasikan satu pasangan bebas ke orbital 3p kosong dari Al monomer tetangga. Ikatan Cl→Al ini adalah ikatan koordinasi (ikatan dativ/ikatan kovalen koordinasi): elektron dari Cl yang digunakan bersama. Setelah Al menerima satu pasangan bebas, jumlah domain elektron di sekitar Al menjadi 4, sehingga hibridisasinya berubah menjadi sp³ dengan geometri tetrahedral.

\[\underbrace{\text{AlCl}_3}_{\text{sp}^2,\text{ trigonal planar}} + \underbrace{:\text{Cl}:}_{\text{donor}} \longrightarrow \underbrace{\text{Al}\leftarrow\text{Cl}}_{\text{sp}^3,\text{ tetrahedral}}\]

urip.info | Kimia SMA & Persiapan OSN Kimia |