POLARISABILITAS

Polarisabilitas berhubungan dengan gaya london. Dimana untuk polarisabilitas itu sendiri adalah Pergerakan elektron yang mengakibatkan dipol sesaat dalam suatu molekul. Dipol – dipol ini dikatakan sesaat karena pergerakan elektronnya milyaran kali dalam satu detik. Adanya dipol sesaat menyebabkan molekul yang bersifat non-polar menjadi bersifat agak polar.

Dipol sesaat pada suatu atom dapat mengimbas (menginduksi) atom yang berada di sekitarnya sehingga terjadi dipol terimbas. Hal tersebut yang menyebabkan terjadinya gaya tarik-menarik antara dipol sesaat dengan dipol terimbas. hal ini disebut dengan Gaya London

adapun mekanisme terjadinya gaya london dapat dilihat dibawah ini:

Adapun hubungan antara polarisabilitas dengan gaya london adalah sebagai berikut :

1. bentuk molekul

Molekul yang memanjang/tidak bulat, lebih mudah menjadi dipole dibandingkan dengan     molekul yang bulat sehingga gaya disperse londonnya akan semakin besar.

2. ukuran atom

Makin besar ukuran atom atau molekul, makin besar jumlah elektron sehingga makin jauh pula elektron terluar dari inti dan makin mudah awan elektron terpolarisasi, serta makin besar gaya dispersi.

3. jumlah elektron

            Makin banyak jumlah elektron, makin mudah mengalami polarisasi. Karena jumlah elektron berkaitan dengan Mr, maka semakin besar Mr, maka semakin kuat gaya london.

Contoh molekul yang mengalami gaya london adalah gas hidrogen, gas nitrogen, metana dan gas-gas mulia lainnya

gambar : metana

sumber :

http://rahmani8n.blogspot.co.id/2013/11/kimia-gaya-van-der-waals.html

https://id.wikipedia.org/wiki/Gaya_antarmolekul

https://amaldoft.wordpress.com/2015/06/27/gaya-tarik-menarik-antarmolekul-geometri-molekul-kimia/

https://sainsmini.blogspot.co.id/2015/11/penjelasan-tentang-gaya-antarmolekul.html

GAYA VAN DER WAALS

Pengertian Gaya Van Der Waals

Van Der Waals lahir di Leiden, Belanda, sebagai putera Jacobus Van Der Waals dan Elisabeth Van Den Burg. Ia menjadi guru sekolah, dan kemuian diizinkan belajar di universitas, karena kurangnya pendidikan dalam bahasa-bahasa klasik. Ia belajar dari 1862 hingga 1865, mendapat gelar dalam matematika dan fisika. Ia menikah dengan Anna Magdalena Smit dan memiliki 3 putri dan 1 putra.

Pada 1866, ia menjadi direktur sekolah dasar di den Haag. Pada 1873, ia mendapatkan gelar doktor di bawah Pieter Rijke atas tesisnya yang berjudul “Over de Continuïteit van den Gas- en Vloeistoftoestand” (Pada Kontinuitas Keadaan Gas dan Cair). Pada 1876, ia diangkat sebagai profesor pertama di Universitas Amsterdam. Van Der Waals meninggal di Amsterdam pada 1923.

Defenisi Ikatan Van Der Waals

Johannes Diderik van der Waals (23 November 1837 – 8 Maret 1923) ialah ilmuwan Belanda yang terkenal “atas karyanya pada persamaan gas cairan”, sehingga ia memenangkan Penghargaan Nobel dalam Fisika pada 1910. van der Waals adalah yang pertama menyadari perlunya mengingat akan volume molekul dan gaya antarmolekul (kini disebut “gaya van der Waals”) dalam mendirikan hubungan antara tekanan, volume, dan suhu gas dan cairan.

Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol.

Gaya Van Der Waals terjadi akibat interaksi antara molekul-molekul non polar (Gaya London), antara molekul-molekul polar (Gaya dipole-dipol) atau antara molekul non polar dengan molekul polar (Gaya dipole-dipol terinduksi). Ikatan Van Der Waals terdapat antar molekul zat cair atau padat dan sangat lemah. Gaya Van Der Waals dahulu dipakai untuk menunjukkan semua jenis gaya tarik-menarik antar molekul. Namun kini merujuk pada pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul yang terlemah menjadi dipole seketika. Pada saat tertentu, moleku-molekul dapat berada dalam fase dipole seketika ketika salah satu muatan negative berada di sisi tertentu. Dalam keadaan dipol ini, molekul dapat menarik atau menolak electron lain dan menyebabkan atom lain menjadi dipole. Gaya tarik menarik yang muncul sesaat ini merupakan gaya Van Der Waals.

Karena gaya ini sangat lemah maka zat yang mempunyai ikatan van der waals akan mempunyai titik didih yang sangat rendah. Meskipun demikian gaya van der waals bersifat permanen dan lebih kuat dari gaya london. Contoh gaya van der waals terdapat pada senyawa hidrokarbon. Misalnya pada senyawa CH₄. Perbedaan keelektronegatifan C (2,5) dengan H (2,1) sangat kecil, yaitu sebesar 0,4.

Senyawa-senyawa yang mempunyai ikatan van der waals akan mempunyai titik didih sangat rendah, tetapi dengan bertambahnya Mr Ikatan akan makin kuat sehingga titik didih lebih tinggi. Contohnya, titik didih C₄H₁₀>C₃H₈>C₂H₆>CH₄. Contoh lainnya terdapat pada Br₂ dan I₂. Br₂ berwujud cair tetapi mudah menguap dan I₂ berwujud gas tetapi mudah menyublim. Hal ini disebabkan karena ikatan antara molekul Br₂ dan I₂ adalah ikatan van der waals.

 

Kristal Molekul

Dalam bentuk gas (seperti N2, O2, CL2) dan hampir semua zat organic berupa molekul-molekul tunggal dengan ikatan kovalen. Gaya tarik antara molekul-molekul ino sangat lemah. Hal ini terbukti dari kenyataan bahwa gas-gas nyata tidak mengikuti hokum gas ideal :

PV = nRT

Gaya antar molekul ini disebut gaya Van Der Waals. Dengan adanya gaya-gaya ini memberikan koreksi pada persamaan ideal untuk gaya sejati.

Dimana :

P = Tekanan Gas

V = Volume gas

T = Temperatur (K)

a dan b = tetapan

R = Tetapan Gas Umum

Dalam keadaan cair dan keadaan padat, gaya-gaya ini lebih besar. Seperti telah dijelaskan, zat-zat di atas membentuk Kristal molekuler. Satuan-satuan dalam Kristal molekuler seperti chlor, benzene, dsb. Untuk atom atau molekul-molekul kecil, struktur kristalnya biasanya tersusun rapat (close packed) karena gaya Van Der Waals tidak mempunyai arah dalam ruang. Struktur ini terdapat pada gas-gas mulia, Halogen, H₂, N₂, 0₂, CO₂, HCl, HBr, CH₄, C₂H₆, NH₃, PH₃, dan H₂S.

 

Klasifikasi Gaya Van der Waals

Gaya Van Der Walls dapat dibagi berdasarkan jenis kepolaran molekulnya, yaitu :

1.            Interaksi ion – dipole

Gaya antar molekul ini terjadi antara ion dan senyawa kovalen polar. Ketika dilarutkan dalam senyawa kovalen polar, senyawa ion akan terionisasi menjadi ion positif dan ion negatif. Ion positif akan tarik menarik dengan dipol negatif, dan sebaliknya.
Selain gaya ion-dipol, juga dikenal gaya ion-dipol sesaat, dimana terjadi dari interaksi antar gaya dipol-dipol terinduksi dengan gaya ion-dipol. Jika ion dari senyawa ion berdekatan dengan molekul nonpolar, ion tersebut dapat menginduksi dipol molekul nonpolar. Dipol terinduksi molekul nonpolar yang dihasilkan akan berikatan dengan ion.

Gaya Ion-dipol

Interaksi ion – dipol merupakan interaksi (berikatan) / tarik menarik antara ion dengan molekul polar (dipol). Interaksi ini termasuk jenis interaksi yang relatif cukup kuat.

Contoh :         H⁺ + H₂O → H₃O⁺

                      Ag⁺ + NH₃ → Ag(NH3)⁺

Sebagai contoh, NaCl (senyawa ion) dapat larut dalam air (pelarut polar) dan AgBr (senyawa ion) dapat larut dalam NH3 (pelarut polar).

2.            Interaksi dipol – dipol

Interaksi dipol – dipol merupakan interaksi antara sesama molekul polar (dipol). Interaksi ini terjadi antara ekor dan kepala dimana jika berlawanan kutub maka akan tarik-menarik dan sebaliknya.

Tanda “+” menunjukkan dipol positif, tanda “-” menunjukkan dipol negatif

Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu sama lain. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara.

Agak mengherankan daya tarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH₃CH₃, dan fluorometana, CH₃F adalah:

Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan ukurannya hampir sama – seperti yang terlihat pada diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama. Titik didih fluorometana yang lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena elektronegatifitas fluor yang tinggi.

Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat kira-kira 10°.

Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl₃, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan dayatarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya.

Dilain pihak, tetraklorometan, CCl₄, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam – in pada semua arah. CCl₄ hanya bergantung pada gaya disperse.

3.            Interaksi ion – dipol terinduksi

Interaksi ion – dipol terinduksi merupakan interaksi antara aksi ion dengan dipol terinduksi. Dipol terinduksi merupakan molekul netral yang menjadi dipol akibat induksi partikel bermuatan yang berada didekatnya. Partikel penginduksi tersebut dapat berupa ion atau dipol lain dimana kemampuan menginduksi ion lebih besar daripada kemampuan menginduksi dipol karena muatan ion yang juga jauh lebih besar. Interaksi ini relatif lemah karena kepolaran molekul terinduksi relatif kecil daripada dipol permanen.

Contoh :   I^– + I₂ → I₃

4.            Interaksi dipol – dipol terinduksi

Suatu molekul polar yang berdekatan dengan molekul nonpolar, akan dapat menginduksi molekul nonpolar. Akibatnya. Molekul nonpolar memiliki dipol terinduksi.

Dipol dari molekul polar akan saling tarik-menarik dengan dipol terinduksi dari molekul nonpolar. Contohnya metana dan kripton dalam air

nH₂O + Kr → Kr(H₂O)n

nH₂O + CH₄ → CH₄(H₂O)n

5.            Interaksi dipol terinduksi – dipol terinduksi

Pasangan elektron suatu molekul, baik yang bebas maupun yang terikat selalu bergerak mengelilingi inti elektron yang bergerak dapat mengimbas atau menginduksi sesaat pada tetangga sehingga molekul tetangga menjadi polar terinduksi sesaat molekul ini pula dapat menginduksi molekul tetangga lainnya sehingga terbentuk molekul-molekul dipol sesaat.

            Gaya van der  waals

Gaya ini disebut gaya van der waals dan sangat lemah dibandingkan ikatan ion dan kovalen.Dalam molekul Cl₂ terdapat ikatn kovalen dengan energi ikatan 240 kj/mol,dan antara molekul Cl₂  terdapat gaya van der waals sebesar 21 kj/mol.

Gaya van der waals dapat terjadi antara partikel yang sama atau berbeda .sama halnya dengan gaya kohesi (gaya antara partikel – partikel zat yang sama ) yang di pelajari disekolah lanjutan. Gaya ini terjadi karena adanya sifat kepolaran partikel tersebut. Makin kecil kepolaran makin kecil pula gaya van der waals-nya.

sumber:
https://ardra.biz/sain-teknologi/ilmu-kimia/gaya-van-der-waals/
https://id.wikipedia.org/wiki/Gaya_van_der_Waals
http://www.ilmukimia.org/2014/06/gaya-van-der-waals.html

TAUTOMER KETO-ENOL

Suatu senyawa karbonil dengan suatu hidrogen alfa yang bersifat asam, dapat berada dalam dua bentuk yang disebut tautomer.
Tautomerisasi adalah isomer-isomer yang berbeda satu dengan lainnya hanya pada posisi ikatan rangkap dan sebuah atom hidrogen yang berhubungan.

Karena atom hidrogen berada dalam posisi yang berlainan, kedua bentuk tautomerik ini bukanlah struktur resonansi, melainkan dua struktur berlainan yang berada dalam kesetimbangan (harus diingat bahwa struktur-struktur resonansi berbeda hanya dalam hal posisi elektron).

Seperti yang umumnya dijumpai, reaksi ini dihasilkan oleh perpindahan atom hidrogen atau proton yang diikuti dengan pergantian ikatan tunggal dengan ikatan ganda di sebelahnya. Dalam larutan di mana tautomerisasi dapat terjadi, kesetimbangan kimia tautomer dapat dicapat. Rasio tautomer ini tergantung pada beberapa faktor, meliputi temperatur, pelarut, dan pH.

Tautomerisasi dikatalisasi oleh:

•  Basa

1. deprotonasi

2. pembentukan anion yang terdelokalisasi (misalnya enolat)
3. protonasi pada posisi yeng berbeda pada anion.

• Asam

1. protonasi
2. pembentukan kation yang terdelokalisasi
3. deprotonasi pada sebelah posisi yang berbeda pada kation.

Pasangan tautomer yang umum adalah:
· keton - enol, misalnya aseton (lihat: tautomerisme keto-enol).
· amida - asam imidat, misalnya selama reaksi hidrolisis nitril.
· laktam - laktim, sebuah tautomerisme amida-asam imidat pada cincin heterosiklik, misalnya pada nukleobasa guanina, timina, dan sitosina..
· enamina - imina
· enamina - enamina, misalnya selama reaksi enzim yang dikatalisasi oleh piridoksalfosfate.

Tautomer keto-enol

Tautomer keto suatu senyawa karbonil mempunyai struktur karbonil seperti diharapkan. Tautomer enol (dari –ena+-ol) yang merupakan suatu alcohol vinilik, terbentuk dengan serah-terima sebuah hidrogen asam dari karbon α ke oksigen karbonil. Karena atom hidrogen berada dalam posisi yang berlainan, kedua bentuk tautometrik ini bukanlah struktur-resonansi, melainkan dua struktur berlainan yang berada dalam kesetimbangan. (harus diingat bahwa struktur-struktur resonansi berbeda hanya dalam posisi elektron).

Perubahan bolak-balik keto-enol dapat dikatalis oleh asam atau basa, berikut adalah gambarnya:

• Dengan katalis asam

• Dengan katalis basa

Perlu diketahui bahwa bentuk keto dan bentuk enol dari suatu senyawa adalah molekul-molekul yang berbeda (jangan dikacaukan dengan bentuk resonansi yang kadang keberadaannya tidak nyata). Bentuk keto dan enol disebut tautomer satu sama lainnya, dan perubahannya dari satu bentuk ke bentuk yang lainnya disebut tautomeri. Tautomer-tautomer dengan mudah dan cepat berubah dari satu bentuk kebentuk lain pada kondisi biasa. Beberapa contoh senyawa aldehid dan keton yang ada dalam kesetimbangan bentuk keto-enol adalah sebagai berikut:

Konsep tautomer yang dapat melakukan antar ubahan dengan tautomerisasi disebut tautomerisme. Tautomerisme adalah kasus khusus dari isomersime struktur dan memainkan peran yang penting dalam pemasangan basa dalam molekul DNA dan RNA.

Ada beberapa jenis Tautomerisme:
1. Tautomerisme prototropik merujuk pada relokasi sebuah proton, seperti pada contoh di atas, dan dapat dianggap sebagai subbagian dari perilaku asam-basa. Tautomer prototropik adalah sekelompok keadaan protonasi isomerik dengan rumus empiris dan muatan total yang sama.

2. Tautomerisme annular adalah sejenis tautomerisme prototropik di mana sebuah proton dapat menduduki dua atau lebih posisi dalam sebuah sistem heterosiklik. Sebagai contoh, 1H- dan 3H- imidazola; 1H-, 2H-, dan 4H- 1,2,4-triazola; 1H- dan 2-H isoindola.

3. Tautomerisme rantai-cincin terjadi ketika perpindahan proton diikuti oleh perubahan struktur terbuka menjadi cincin, seperti pada bentuk aldehida dan piran glukosa.

4. Tautomerisme valensi adalah sejenis tautomerisme prototropik yang melibatkan proses reorganisasi ikatan elektron yang cepat. Contoh dari jenis tautomerisme ini dapat ditemukan pada bulvalena. Contoh lainnya adalah bentuk terbuka dan tertutup dari azida - tetrazola. Tautomerisme valensi memerlukan perubahan geometri molekul dan hal ini berbeda dengan struktur resonansi ataupun mesomer.


sumber :
https://id.wikipedia.org/wiki/Tautomer
https://bisakimia.com/tag/tautomerisasi/
http://mylife-diechemie.blogspot.co.id/2011/06/kondensasi-aldol.html