Ikatan Ionik

IKATAN IONIK

Penyusun

Kelompok       : 3

Nama               :  Elsie Tiara Pramesti              ( 1313023024 )

   Istiqomah                             ( 1313023042 )

   Yustina Retno K.W             ( 1313023096 )                  

P.S                   : Pendidikan  Kimia

Mata Kuliah    : Kimia Anorganik

Dosen              : 1. Dra. Nina Kadaritna, M.Si.

                          2. M.Mahfudz Fauzi, S.Pd.,M.Sc.

                         

Pendidikan Kimia

Jurusan Pendidikan Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam

Fakultas Keguruan dan Ilmu Pendidikan Universitas Lampung

Bandar Lampung

27 Maret 2015

 I. PENDAHULUAN

1.1  Pengantar

Selain senyawa dengan ikatan kovalen, dikenal pula senyawa dengan jenis ikatan lain, yaitu ikatan elektrovalen atau ikatan ion yang didasarkan atas tarikan elektrostatik antara ion yang berlawanan muatan. Teori ini mula-mula dikemukakan oleh Kossel, Lewis dan Langmuir dan penting dalam menerangkan struktur kristal dari zat padat.

Ion – ion terbentuk akibat perpindahan sempurna dari elektron antar atom- atom. Pembentukan ion positif dari atom netralnya dinyatakan oleh energi ionisasi, sedangkan pembentukan ion negatif didasarkan atas afinitas elektron, yaitu energi yang dilepaskan bila atom netral menarik elektron dan membentuk ion negatif yang stabil. Dalam kristal yang tersusun dari ion-ion akan terjadi tarik menarik antara ion yang berlawanan muatan dan tolak menolak antara ion yang sejenis atau terjadi gaya antaraksi  Coulumb. Keseimbangan antara tarik menarik dan tolak menolak ini menghasilkan energi kisi kristal, yang dapat dicari lewat siklus Born-Haber.

Suatu penelitian dari senyawa alkali halida menunjukkan bahwa jarak antar-ion adalah jari-jari ion positif dan jari-jari ion negatif,sehingga data mengenai jari – jati ion dapat digunakan untuk menerangkan struktur dari kristal ion. Perbandingan jari –jari ion yang dapat memberikan gambaran mengenai bilangan koordinasi. Jari – jari ion yang digunakan dalam perhitungan teoritis ini adalah jari – jari ion yang bermuatan tunggal. Untuk ion yang bervalensi ganda ( multivalen) digunakan jari – jari kristal yang nilainya lebih kecil dari jari – jari ion , karena bertambahnya muatan akan memperbesar gaya tarik antar ion. Jari – jari ion juga berubah dengan berubahnya bilangan koordinasi.

1.2  Tujuan

Adapun tujuan dalam makalah ini adalah agar mahasiswa

1.      Mengetahui pembentukan ikatan ionik

2.      Mengetahui sifat – sifat senyawa ionik

3.      Mengetahui struktur kristal ionik dan contohnya serta kisi kristal

4.      Mengetahui jari – jari ionik dan rasio jari – jari ionik

5.      Mengetahui kelarutan senyawa ionik dalam air dan hidrasi ionik

BAB II. ISI

2.1  Pembentukan Ikatan Ionik

Perkembangan munculnya teori ionisasi mendorong pemahaman adanya senyawa ionic dan senyawa kovalen atau nonionic. Senyawa ionik sederhana terbentuk hanya antara unsure-unsur metalik dan nonmetalik yang keduanya sangat aktif. Dua persyaratan penting, yaitu energy ionisasi untuk membentuk  kation dan afinitas elektron  untuk membentuk anion, harus lebih menguntungkan (favourable) ditinjau dari pertimbangan energy. Ini bukan berarti  kedua reaksi pembentukan ion-ion tersebut harus eksotermik, tetapi lebih berarti bahwa reaksi tidak membutuhkan energy yang terlalu besar. Jadi, persyaratan untuk membentuk ikatan ionic adalalah salah satu atom unsur  harus mampu melepas satu atau dua electron (jarang tiga electron) tanpa memerlukan banyak energy, dan atom unsure lain harus mampu menerima satu atau dua electron(hampir tidak pernah tiga elektron) tanpe memerlukan banyak energy. Oleh karena itu ikatan ionic banyak dijumpai  pada senyawa pada logam golongan 1,2 sebagian 3 dan beberapa logam transisi dengan bilangan oksidasi rendah, dan non logam golongan halogen,oksigen dan nitrogen. Semua energy ionisasi adalah endotermik, dan afinitas electron untuk halogen adalah eksotermik, tetapi unruk oksigen dan nitrogen sedikit endotermik.

Jenis ikatan atom-atom dengan contoh unsure-unsur periode ketiga, dan senyawaannya dapat dipahami dengan mudah menurut model “segitiga ikatan” (segitiga Van Arkel-Ketelaar). Pada garis dasr segitiga, dari kiri kekanan (dari Na ke Cl) atom-atom unsure tersusun dari sifat dominasi iatan metalik kesifat ikatan kovalen. Sifat paling logam dimiliki oleh unsure paling kiri (Na) dan sifat paling kovalen atau nonlogam dimiliki oleh unsure paling kanan dalam periode,  sedangkan diantaranya memberikan sifat logam amfoterik dan semikonduktor. Ikatan antara kedua atom unsure paling ujung ini menghasilkan senyawa dengan ikatan ionic yang digambarkan sebagai titik puncak segitiga. Senyawa diantarana menghasilkan sifat ikatan dari sifat metalik kesifat ionic yaitu unsure senyawa NaX(X= Mg,Al,Si,P,S) dan dari sifat kovalen kesifat ionic yaitu untuk senyawa XCl(X=S,P,Si,Al,Mg), yang keduanya digambarkan sebagai sisi-sisi miring segitiga. Akhirnya dapat dipahami bahwa MgS dan AlP merupakan senyawa yang mempunyai karakteristika ketiga macam ikatan secara serentak. Dari model segitiga ikatan ini dapat dipahami banyaknya senyawa yang mempunyai karakter ionic dan kovalen secara serentak dengan derajat ionic-kovalen yang berbeda-beda.

2.2 Sifat – Sifat Senyawa Ionik

Pada temperatur kamar, senyawa kovalen dapat berwujud padat,cair, dan gas, tetapi senyawa ionik berwujud padat dan mempunyai sifat-sifat sebagai berikut:

· Senyawa ionic cenderung mempunyai konduktivitas listrik sangat rendah dalam bentuk padatan, tetapi penghantar listrik sangat baik pada keadaan leburnya. Daya hantar listrik ini diasosiasikan dengan adanya ion-ion positif dan negative yang bergerak bebaskarena pengaruh listrik. Dalam keadaan padat, ion-ion ini diikat kuat dalam kisi, tidak mengalami migrasi atau perpindahan, dan juga tidak membawa arus listrik.



· Senyawa ionic cenderung mempunyai titik leleh tinggi, ikatan ionic biasanya sangat kuat dan terarah kesegala arah. Ini bukan berarti bahwa ikatan ionic lebih kuat dari pada ikatan kovalen, melaikan karena sebaran arah ikatan kesegala arah, dan inilah yang merupakan faktor penting dalam kaitannya dengan titik leleh yang tinggi.



· Senyawa ionic biasanya sangat keras tetapi rapuh.kekerasan senyawa ionic sesuai dengan argumen diatas, sekalipun perlakuannya melalui pemisahan secara mekanik ketimbang pemisahan secara termal terhadap gaya-gaya tarik-menarik antar ion. Kecenderungan kerapuhan merupakan akibat sifat alami ikatan ionik. Jika cukup gaya untuk menggeser sedikit ion-ion (misalnya dalam unit sel NaCl, panjang ikatan menjadi memendek separohnya), maka gaya yang semula tarik-menarik akan berubah menjadi gaya tolak-menolak karena kontak antar anion dan antar kation menjadi lebih signifikan. Akibatnya, Kristal menjadi mudah terpecah-belah, dan hal inilah yang banyak ditemui pada banak mineral.



· Senyawa ionic biasanya larut dalam pelarut polar dengan permitivitas (tetapan dielektrikum) tinggi. Energy interaksi dua partikel bermuatan dinyatakan dengan rumus E= , dalam hal ini q+ dan q- adalah muatan listrik partikel, r adalah jarak pisah kedua partikel dan = permitivitas atau tetapan dielektrikum medium; untuk mediu hampa, o=8,85x 10-12 C2m-1J-1. Pelarut polar umumnya memiliki tetapan dielektrikum tinggi, misalnya untuk air =7,25 x 10-10 C2m-1J-1,asetonitril =2,9 x 10-10 C2m-1J-1 dan untuk ammonia =2,2 x 10-10 C2m-1J-1, atau (H2O) = 82 o , (CH3CN) = 33 o , (NH3) = 25 o . Oleh karena permitivitas amonia 25 kali permitivitas hampa, maka dapat dimengerti bahwa gaya tarik ion-ion terlarut dalam amonia hanyalah sebesar 4% daripada gaya yang sama tanpa pelarut; semakin tinggi tinggi permitivitas pelarut semakin besar pengaruhnya.



1. Kecenderungan pada Jari-Jari Ionik

Jari-jari kation semakin kecil untuk sederet spesies isoelektronik dalam satu periode dengan kenaikan muatan ion. Sebagai contoh 11Na+,12Mg2+ dan 13Al3+, secara berurutan mempunyai jari-jari ionic 116, 86, dan 68 pm; ketiga-tiganya isoelektronik, mempunyai 10 elektron dengan konfigurasi elektronik 1s2 2s2 2p6. Satu-satunya perbedaan adalah jumlah proton didalam intinya; makin besar jumlah proton atau muatan inti makin besar muatan inti efektifnya, Zef! dan oleh karena itu makin kuat gaya tariknya terhadap elektron sehingga makin kecil ukuran atau jari-jari ionnya. Jari-jari anion semakin kecil untuk sederet spesies isoelektronik dalam satu periode dengan penurunan muatan ion. Sebagai contoh, anion 7N3-,8O2-,dan 9F-, secara berurutan mempunyai jari-jari ionic 132,124 , dan 117 pm. Ketiga spesies anionic ini adalah isoelektronik (10 elektron) dan dengan argumentasi yang sama seperti tersebut diatas dapat dijelaskan penurunan ukuran anion ini. Kedua contoh seri kation (Na+,Mg2+ dan Al3+) dan anion (N3-,O2-,dan F-,) yang juga isoelektronik menunjukkan bahwa ukuran anion jauh lebih besar ketimbang ukuran kation. Secara umum memang benar bahwa kation logam lebih kecil ukurannyaketimbang anion nonlogam dalam satu periode.

Dalam satu golongan,ukuran atom semakin besar dengan naiknya nomor atom(dari atas kebawah), demikian juga ukuran ionnya. Sebagai contoh, anion halogenida,F-,Cl-,Br‑, dan I-,secara berurutan mempunyai jari-jari ionic 117,167,182 dan 206 pm. Akhirnya perlu diketahui bahwa ukuran ion tidak dapat diperoleh secara langsung,melainkan secara empiric, yaitu membandingkan hasil pengukuran lebih dari satu senyawa untuk atom-atom yang sama. Nilai jari-jari ionic yang diperoleh Shannon dan Prewit biasanya paling sering digunakan karena dianggap lebih akuran dari pada yang lain.



2. Model Ionik dan Ukuran Ion



Berdasarkan elektronegativitas Pauling, jika perbedaan elektronegatifitas antara dua atom yang berikatan kovalen membesar, sifat ikatan menjadi semakin polar. Akhirnya, jika perbedaan tersebut sedemikian besarnya sehingga pasangan elektron sekutu menjadi terabaikan karena lebih mendekat kepada salah satu pihak, maka ikatan yang terjadi dapat dikatakan sebagai ikatan ionik. Dengan demikian, ikatan ionik secara sederhana adalah gaya atraksi ( tarik – menarik ) elektrostatik anata ion positif dengan ion negatif.



Pauling melukiskan bahwa kenaikan perubahan perbedaan keelektronegativitas akan mengakibatkan kenaikan sifat ionik secara perlahan dan kontinu. Perbedaan elektronegativitas nol merupakan titi ekstrem sifat kovalen murni. Jadi, sesungguhnya tidak ada garis pembatas yang tegas antara karakter kkovalen dan ionik , ddan kenyataanya banyak ditemui senyawa yang termasuk kategori “intermediat” atau sering disebut kovalen polar. Kovalen polar ini dapat bersifat ionik parsial atau dapat bersifat kovalen parsial.



Karena logam umumnya mempunyai sifat elektronegativitas rendah dan nonlogam bersifat elektronegativitas tinggi, senyawa yang dibentuk dari keduanya sering termasuk kategori ionik. Menurut model ionik murni, satu atau dua elektron valensi telah berpindah dari atom berelektronegativitas rendah ke atom berelektronegativitas tinggi.



Ukuran atom dalam periode semakin kecil dengan naiknya nomor atom atom( dari kiri ke kanan ) sebagai akibat naiknya muatan inti efektif, Zef. Tetapi, perubahan atom menjadi ion mengakibatkan perubahan yang kompratif besar pada ukurannya. Pembentukan ion logam ( kation ) dari atomnya biasanya melibatkan pelepasan semua elektron valensi, sehingga ukuran kation akan menjadi jauh lebih kecil ketimbang ukuran atom induknya. Sebagai contoh , jari – jari atom natrium adalah 186 pm, tetapi jari – jari ionnya, Na+, hanya 116 pm. Dengan demikian terjadi penyusutan ukuran yang sangat dramatik. Volume bola ( atom / ion ),adalah V = r3 , maka penyusutan jari – jari kation tersebut mengakibatkan penyusutan volume menjadi kira- kira hanya volume induknya. Untuk anion berlaku sebaliknya. Ukuran anion negatif lebih besar ketimbang atom induknya.



3. Kecenderungan pada Titik Leleh

Ikatan ionic adalah hasil dari gaya tarik-menarik satu ion dengan ion-ion berlawanan muatan di sekelilingnya dalam kisi Kristal. Proses pelelehan melibatkan pemutusan parsial gaya tarik-menarik tersebut dan mengizinkan ion-ion dapat bergerak bebas dalam fase cairnya. Titik leleh yang tinggi bagi senyawa ionic menyarankan bahwa ikatan ionic tentunya sangat kuat. Semakin kecil ukuran ion berarti semakin terpusat muatannya sehingga semakin kuat pula ikatan ioniknya, dan dengan demikian semakin tinggi titki lelehnya. Hal ini ditunjukkan oleh contoh sederet senyawa halida, KF,KCl,KBr, dan KI, yang secara berurutan mempunyai titik leleh 857,772,735, dan 685oC.

Perbedaan titik leleh secara memcolok dapat terjadi oleh karena perbedaan muatan, yaitu semakin tinggi muatan semakin tinggi pula titik lelehnya. Sebagai contoh, NaCl(Na+ Cl-) meleleh pada suhu 801 oC, sedangkan MgO (Mg2+ O2-) meleleh pada suhu yang sangat tinggi

2800 oC.



4. Polarisasi dan Kovalensi

Sebagian besar penggabungan logam dan nonlogam mempunyai karakter senyawa ionik, namun terdapat beberapa kekecualian. Kekecualian ini terjadi apabila electron terluar dari anion tertarik begitu kuatnyakarah kation sehingga mengakibatkan terbentuknya ikatan kovalen hingga derajat kovalensi tertentu, artinya rapatan anion terdistorsi kearah kation. Distorsi (penyimpangan) dari bentuk ideal anion ini, yaitu spherical (bentuk bola), disebut polarisasi. Semakin besar sifat polarisasi anion semakin besar derajat iatan kovalensinya. Aturan yang dikemukakan oleh Kasimir Fajans perihal polarisasi adalah srbagai berikut.

a. Kation dengan ukuran semakin kecil dan muatan positif semakin besar mempuyai daya mempolarisasi semakin kuat.

b. Anion dengan ukuran semakin besar dan muatan negatif semakin besar akan semakin mudah terpolarisasi.

c. Kation yang mempunyai konfigurasi elektronik bukan konfigurasi elektronik gas mulia mempunyai daya mempolarisasi lebih kuat.

Ukuran daya mempolarisasi suatu kation dinyatakan dalam rapatan muatanya. Rapatan muatan ( ) adalah muatan ion (jumlah unit muatan dikalikan dengan muatan proton dalam satuan coulomb,C) persatuan volume, sehingga:

= (dengan n = muatan ion , = muatan proton dalam satuan coulomb, dan r = jari-jari ion).

Sebagai contoh, ion natrium mempunyai muatan +1 dan jari-jari ion 116 pm (1.16 x 10-7mm), maka rapatan muatanya adalah:

Rapatan muatan, = =24 C mm-3.

Dengan cara yang sama rapatan muatan ion alumunium dapat dihitung yaitu sebesar 364 C mm-3. Dengan rapatan muatan yang jauh lebih besar ion alumunium (Al3+) mempunyai daya mempolarisasi (terhadap anion) yang lebih kuat dibandingkan dngan daya mempolarisasi ion natrium, sehingga dengan anion yang sama senyawa alumunium lebih bersifat kovalen dibandingkan dengan senyawa natrium.

Salah satu cara yang paling mudah untuk membedakan sifat ionic dari sifat kovalen suatu spesies adalah dengan membandingkan titik lelehnya. Senyawa ionik (dan juga senyawa ovalen jaringan) cenderung mempunyai titik leleh tinggi, tetapi senyawa kovalen sederhana mempunyai titik leleh rendah. Sebagai contoh, senawa AlF3 dan AlI3 mempunyai titik leleh yang sangat berbeda yaitu masing-masing 1290 dan 190oC. ion fluoride mempunyai jari-jari ionic 117 pm, jauh lebih kecil dari pada jari-jari ionic iodide, 206 pm. Dari data ini ukuran volume anion iodide kira-kira adalah 5 ½ (atau 2063/ 1173) kali ukuran volume ion fluorida. Tingginya titik leleh alumunium fluoride mengindikasikan bahwa senyawa ini lebih bersifat ionik. Ini berarti bahwa ion fluoride yang ukurannya kecil tidak akan mudah terpolarisasi oleh ion Al3+ sekalipun muatan positifnya besar. Sebaliknya karena besarnya ukuran ion iodide maka rapatan elektronnya mudah dipolarisasi oleh ion Al3+, sehingga senyawa AlI3 yang terbentuk lebih bersifat kovalen dengan titik leleh yang jauh lebih rendah. Bandingkan dengan titik leleh senyawa KI (685oC), dan KF (857oC).

Oleh karena jari-jari ionic dengan sendirinya bergantung pada muatan ionnya, maka besarnya muatan kation sering merupakan petunjuk yang baik untuk menentukan derajat kovalen spesies ( sederhana) yang bersangkutan. Kation dengan muatan +1, dan +2, biasanya mendominasi sifat ionic, sedangkan kation dengan muatan +3 membentuk senyawa ionic hanya dengan anion yang sukar terpolarisasi seperti ion fluoride. Kation dengan muatan teoritik +4 atau lebih sesungguhnyatidak dikenal sebagai ion, dan senyawanya sering dianggap sebagai senyawa yang didominasi oleh sifat kovalen. Sebagai contoh, MnO mempunyai titik leleh 1785oC tetapi Mn2O7 berupa cairan pada temperatur kamar. Hasil penelitian menunjukan bahwa Mn (II) membentuk kisi Kristal ionic dalam MnO, tetapi Mn(VII) membentuk molekul kovalen dalam Mn2O7. Menurut perhitungan, rapatan muatan ion Mn7+ (jika ada) adalah 1240 C mm-3 dan ion Mn2+ adalah 84 C mm-3. Rapatan muatan positif ion Mn7+ sangat tinggi, dan ukuran ion lebih kecil dibandingkan dengan ion Mn2+, sehingga mempunyai daya mempolarisasi yang sangat kuat terhadap anion oksida, dan akibatnya terbentuknya senyawa yang bersifat kovalen, sesuai dengan titik lelehnya yang rendah.

Aturan Fajans berkaitan dengan kation yang mempunyai konfigurasi elektronik ukan gas mulia. Sebagai contoh adalah kation Ag+(dengan konfigurasi[Ar] 4d10), demikian juga Cu+, Sn2+, dan Pb2+, senyawa-senyawa perak halida, AgF,AgCl,AgBr, dan AgI, mempunyai titik leleh masing-masing 435,455,430,, dan 558 oC harga ini lebih rendah kira-kira 300 oC dibandingkan dengan titik leleh KF,KCl,KBr, dan KI. Dengan demikian, kation perak mempunyai daya mempolarisasi yang lebih kuat dibandingkan kation K+, sehingga senyawa-senyawa perak halida lebih bersifat kovalen dibandingkan dengan senyawa-senyawa kalium halida. Petunjuk lain tentang sifat kovalensi halida perak adalah kenyataan bahwa haloda perak (kecuali fluoride) sukar larut dalam air seangkan kalium halida semuanya sangan mudah larut dalam air. Menurutnya sifat ionic atau naiknya sifat kovalen halida mengakibatkan melemahnya interaksi antara molekul air dengan muatan ion tersebut sehingga cenderung sukar larut. Untuk perak fluoride, ukuran ion fluoride yang kecil menyebabkan sukar dipolarisasi oeh kation perak, sehingga senyawanya lebih bersifat ionic dan akibatnya dapat larut dalam air.

Contoh lain adalah perbandingan sifat oksida dan sulfide antara natrium (I) dengan tembaga(I). kation natrium dan tembaga keduanya mempunyai jari-jari yang hampir sama. Oksida maupun sulfide dari natrium bersifat ionic,larur, dan bereaksi dengana air, tetapi oksida dan sulfida tembaga (I) tidak larut dalam air. Menurut aturan fajans yang ketiga, kation Cu(I)dengan konfigurasi electron bukan gas mulia mempunyai daya mempolarisasi yang lebih kuat hingga mempunyai kecenderugngan lebih kovalen. Hal ini parallel denga besarnya perbedaan elektronegativitas yaitu 2,5 untuk natrium oksida yang ber, dan arti lebih bersifat ionic 1,5, untuk tembaga (I) oksida yang berarti lebih bersifat kovalen.



2.3 Struktur Kristal Ionik dan Contohnya serta Kisi Kristal

2.3.1 Struktur Kristal Ionik

Zat padat dapat diklasifikasi atas dasar tipe ikatan, yaitu ionik, kovalen, metalik dan van der waals, dan atas dasar simetri kristal dalam hal hubungan antar panjang dan sudut sumbu-sumbu kristal yaitu kubus, tetragonal, ortorombik, heksagonal, rombohedral, monoklinik, dan triklinik. Klasifikasi kristal atas dasar tipe ikatan berdasarkan pada sifat-sifat hantaran listrik, kekrasan, titik leleh, dan sebagainya sesuai dengan sifat-sifat kimiawi atom-atom yang terlibat. Sedangkan, klasifikasi kristal terhadap sinar-X untuk menentukan sudut-sudut antar muka atau oleh difraksi sinar-X untuk menemukan keteraturan internal.

Untuk mempermudah dalam melakukan sifat simetri suatu kristal diperkenalkan konsep sumbu-sumbu kristalografi. Sumbu-sumbu ini biasanya menunjuk pada arah yang penting dalam kristal sebagaimana didefinisikan oleh permukaan-permukaan kristal yang bersangkutan. Tiga sumbu a,b, dan c dan sudut-sudut α, β, dan γ cukup untuk melukiskan klas suatu kristal (gambar 1.18)

Gambar 1.18 Posisi sumbu dan sudut dalam suatu bangun kristal



Dalam beberapa hal sumbu c diarahkan sejajar dengan arah unit kristal yang bersangkutan, misalnya arah memanjang atau memendek. Sumbu-sumbu a dan b yang keduanya tidak sebidang dengan sumbu c mewakili arah terpilih kristal yang bersangkutan. Bidang-bidang kristal dilukis menurut perpotongannya dengan sumbu-sumbu tersebut. Atas dasar perbedaan ukuran ketiga sudut dan ulangan jarak ketiga sumbu tersebut terdapat tujuh klas kristal sebagaimana ditunjukan dalam tabel 1.5


Klas

Kondisi sumbu dan sudut unit sel


Kubus

a = b = c ; α_=_β_=_γ_= 90°


Ortorombik

a ≠ b ≠ c ; α_=_β_=_γ_= 90°


Tetragonal

a = b ≠ c ; α_=_β_=_γ_= 90°


Monoklinik

a ≠ b ≠ c ; α_=_γ_= 90°≠ β


Triklinik

a ≠ b ≠ c ; α_≠_β_≠ γ͟ ͟ ≠ 90°


Heksagonal

a = b ≠ c ; α_=_β_= 90°; γ=120°


Rombohedral (Trigonal)

a = b = c ; α_=_β_=_ ͟ γ_ ͟ ≠90°




Struktur kristal dapat dibedakan berdasarkan tipe kisi Bravais atau kisi ruang yang dibangun berdasarkan pada sifat simetri unit sel dan translasi yang diperlukan dalam memperoleh titik-titik ekivalen di dalam uit sel yang bersangkutan.hasilnya adalah empat belas macam bangun geometri kisi Bravais sebagaimana ditunjukan pada gambar 1.19.



(Simbol P = primitif, titik-titik kisi menempati sudut-sudut unit sel, I = berpusat interior atau badan, C = berpusat dasar /base ujung/ end,dan F=berpusat muka)

Oleh karena adanya translasi titik-titik kisi (translisi nonprimitif) inilah yang mengakibatkan bebrapa kemungkinan kisi ruang menjadi tidak perlu ada karena hal ini dapat diperoleh dari salah satu dari ke 14 kisi Bravais tersebut. Sebagai contoh, kisi tetragonal pusat muka (BIJK-FLMN) pada gambar 1.20 tidak diperlukan, karena kisi ini dapat diperoleh dari transisi titik-titik kisi tetragonal pusat badan (ABCD-EFGH) yang mempunyai sifat simetri lebih tinggi.



Gambar 1.20 Satu satuan sel kisi teragonal pusat muka

Kisi Kristal Senyawa Ionik

Senyawa ionik berupa padatan, dan tataan ion-ion dalam kisi kristalnya dapat diperlakuan seperti kemasan pada logam sebagaimana diuraikan pada bab 1 (ikatan metalik). Pada umumnya anion mempunyai ukuran lebih besar daripada kation, sehingga anion-anion membentuk suatu kemasan, dan kation terselip di dalam rongga-rongga antar anion yang disebut intertisi. Sebelum pembicaraan kemasan lebih lanjut, prinsip umum untuk kisi ionik diuraikan terlebih dahulu seperti berikut ini.

1) Ion-ion diasumsikan sebagai bola-bola bermuatan yang tak terkompresi dan takterpolarisasi. Semua senyawa ionik juga mempunyai sifat kovalensi meskipun hanya dalam persentase kecil, dan kenyataannya model bola keras berlaku baik bagi hampir semua senyawa ionik.

2) Ion-ion mengatur dirinya sedemikian sehingga dikelilingi oleh ion lawan muatan sebanyak-banyaknya dan sedekat-dekatnya. Khususnya, hal ini terjadi bagi kation, dan kemas rapat yang diadopsi ternyata tidak mengakibatkan anion-anion pengeliling saling bersentuhan.

3) Rasio kation terhadap anion harus menggambarkan komposisi kimiawi senyawa yang bersangkutan. Misalnya, struktur kristal CaCl2 harus tersusun oleh tataan ion-ion klorida dan kation kalsium yang banyak nya hanya setengah jumlah ion klorida dalam kisi kristal.

Beberapa sifat yang membedakan senyawa ionik dari senyawa kovalen, secara sederhana apat dilihat dari struktur kristalnya. Kristal ionik dibangun oleh kisi-kisi yang tersusun oleh ion-ion positif dan ion-ion negatif sedemikian sehingga gaya tarik menarik antara ion-ion yang berlawanan muatan mencapai maksimun dan gaya tolak-menolak antara ion-ion sama muatan mencapai minimum.

Kemas rapat bola-bola dengan ukuran sama menyisakan dua tipe celah, lubang, ruang terbuka, atau rongga antara lapis-lapisnya. Satu metode pendekatan untuk visualisasi struktur kristal senyawa ionik adalah menggambarkan larikan (array) kemas rapat ion-ion, dengan ion-ion yang lebih kecil ukurannya.menempati rongga. Biasanya, anion-anion yang umumnya lebih besar ukurannya membentuk kemas rapat, dan kation yang lebih kecil ukurannya menempati rongga yaitu rongga tetrahedral dan atau rongga oktahedal. Tetapi dalam beberapa kasussituasi ini dapat terbalik. Suatu larikan anion-anion mungkin terbuka total dan memulai dari kemas-rapat untuk mengakomodasi kation didalam rongga. Misalnya, dalam kristal natrium klorida, kation Na+ menempati rongga oktahedral dalam lalam larikan kemas-rapat kubus pusat muka ion Cl- yang sedikit mengembang sebagaimana ditunjukan gambar 1.21 (A). Ada satu rongga oktahedral tiap ion Cl- , dan semua rongga ditempati oleh ion Na+, sehingga dicapai stokiometri NaCl 1:1. Keenam ion Cl- yang membangun satu oktahedron ditunjukan oleh gambar 1.21 (B).

Setiap ion Na+ dalam rongga oktahedron dikelilingi oleh enam ion Cl-, demikian juga sesungguhnya tiap ion Cl- dikelilingi oleh enam ion Na+ sehingga masing-masing mempunyai bilangan koordinasi enam.



Gambar 1.21 (A) Model kemas rapat bola

(B) Model kemas rapat “stick ball” untuk satu satuan sel NaCl

Apabila ukuran kation relatif terlalu besar, mungkin kation ini tidak cocok baik kedalam rongga tetrahedron ataupun rongga oktahedron dalam kemas rapat anion yang bersangkutan. Dalam kasus yang seperti ini anion-anion membangun larikan kubus sederhana yang menyisakan rongga kubus yag menyediakan ruang/celah cukup untuk kation yang lebih besar. Satu kation didalam rongga kubus memepunyai bilangan koordinasi delapan; contoh untuk ini adalah CsCl.

Struktur kristal ion dipengaruhi oleh muatan relatif dan ukuran relatif ion0ion yang bersangkutan. Suatu kristal ion bersifat stabil apabila setiap kation tepat menyinggung anion-anion disekelilingnya demikian pula sebaliknya. Kation yang lebih kecil membuat singgungan terbaik apabila dengan empat anion tetangga terdekat membentuk bilangan koordinasi empat, dan menempati ronggangga terahedron yang lebih kecil dari pada rooktahedron. Ada dua rongga tetrahedron tiap anion dalam satu larikan kemas rapat anion. Dalam senyawa dengan stoikiometri 2:1 seperti Li2O dan Na2S misalnya, setiap rongga tetrahedron ditempati oleh satu kation.

Senyawa-senyawa yang mempunyai struktur kristal sama dikatakan isomorfis. Beberapa senyawa ini dapat mengkristal secara bersamaan menghasilkan campuran kristal. Misalnya, campuran NaNO3 dan CaCO3 membentuk kristal campuran walaupun sifat fisik dan kimiawi keduanya berbeda satu sama lain.



Tabel 1.6 beberapa senyawa dengan strukur kristal khusus

Semua struktur kristal ion dapat dikenali menurut sistem kristal yang telah dibicarakan diatas, dan karakteristika padatan ionik tabel 1.6. Untuk mempermudah visualisasi, bangun kisi kristal sering dilukiskan menurut model kemas-rapatan stick and ball, sehingga baik bangun geometri, jumlah atom atau ion maupun bilangan koordinasi dapat ditentukan dengan mudah. Senyawa sederhana dengan rasio formula kation/anion 1:1, 1:2, 2:1, dan 2:2 akan dijelaskan secara ringkas berkut ini:

Struktur Natrium Klorida

Natrium klorida mengkristal dalam bentuk kubus pusat muka (face centered cube, fcc). Untuk membayangkan bentuk ini prhatikan posisi salah satu ion-ion yang sama, ion-ion Na+ saja atau ion-ion Cl- saja pada sistem satu unit sel kristal sebagaimana ditunjukan gambar 1.21. pada gambar 1.21 (B) delapan ion Cl- (lingkaran terang besar) menempati kedelapan sudut suatu kubus, enam ion Cl- yang lain (lingkaran berbintik besar) menempati keneam pusat muka kubus ini. Jika kubus tersebut diperluas atau diperpanjang dengan tambahan masing-masing satu muka lagi kearah horizontal (kiri-kanan, muka –belakang) dan vertikal (atas-bawah), maka akan terlihat bahwa tiap ion Na+ menempati pusat setiap bangun oktahedron ion Cl-. Dengan demikian kristal NaCl dapat dikatakan mempunyai bangun kemas-rapat kubus pusat muka ion Cl- dengan ion Na+ yang lebih kecil menempati rongga oktahedral. Selain itu, perluasa bangun ini juga akan memperlihatkan adaya betuk kubus pusta muka yang dibangun oleh ion-ion Na+ seperti halnya yang dibangun oleh ion-ion Cl-. Oleh karena itu, kisi kristal natrium klorida merupakan dua kisi kubus pusat muka yag saling tertanam didalamnya (interpentrasi).

Perluasan gambar 1.21(B) akan mennjukan dengan jelas bahwa tiap ion dihubungkan dengan enam ion lain. Maka, masing-masing ion mempunyai bilangan koordinasi enam. Dalam satu unit sel (Gambar 1.21 (B)), jumlah masing-masing ion/atom dengan mudah dapat ditentukan yaitu empat, sehingga memenuhi sifat stoikiometri 1:1 dengan formula NaCl.

Struktur sesium klorida

Berbeda dengan natrium klorida, NaCl, sesium klorida CsCl, mengkristal dalam bentuk kubus sederhana atau kubus primitif, jadi tidak termasuk kemas rapat. Hal ini berkaitan dengan ukuran Cs+ yang relatif lebih besar sehingga memerlukan rongga yang lebih besar daripada rongga oktahedron. Sebagaimana ditunjukan gambar 1.22, didalam kisi ristalnya ion-ion Cl- menempati kedelapan titik sudut kubus dan ion pasangannya, Cs+, menempati pusat badan kubus ini. Dengan demikian, bilangan koordinasi Cs+ dapat ditentukan dengan mudah, yaitu delapan, karena dihubungkan dengan delapan ion Cl-. Kedelapan io Cl- masing-masing menempati posisi yang ekivalen dengan nilai yang sama dengan satu uniit selnya yaitu , dan mempunyai “satu stick” penghubung sebagai bilangan koordinasi. Dengan kata lain tiap ion Cl- tentu mempunyai “delapan stick” penghubung atau bilangan koordinasi delapan.



Gambar 1.22



Struktur zink blende dan wurtzit

Zink sulfida, ZnS, merupakan satu contoh senyawa polimorf, mengkristal dalam dua macam bentuk kisi yang sangat berebda yaitu zink blende dan wurtzit (Gambar 1.23) dalam kedua macam bentuk ini kedua ion Zn dan ion S masing-masing mempunyai bilangan koordinasi empat. Zink blende mempunyai struktur kemas rapat kubus pusat muka anion dengan kation mengisi setengah rongga tetrahedron (Gambar 1.23 A). Dalam satu unit sel, masing-masing ion dapat dihitung dengan mudah yaitu empat untuk kubus pusat muka ion S2- dengan ion Zn2+ mengisi setengah rongga tetrahedron sebagaimana terlihat pada gambar 1.20B yang menunjukan lapis A-B-A untuk atom S. Dalam satu unit sel, terdapat enam atom Zn yang terdiri atas empat atom interior, dan x 6 atom sudut heksagonal “tengah” ; dan enam atom S yang terdiri atas tiga atom interior 2 x x 6 atom muka, dan “pusat” muka. Dengan demikian, bangun ini memenuhi rasio stoikiometri 1:1. Pada kedua bentuk ini, masing-masing kation dan anion mempunyai bilangan koordinasi empat.



Gambar 1.23 (a) kemas rapat kubus anion s2- dengan kation Zn2+ didalam setengah rongga tetrahedron dalam kristal Zink blende, ZnS. (b) kemas rapat heksagon anion s2- dengan kation Zn2+ didalam setengah rongga tetrahedron dalam kristal Wurtzit, ZnS.

Struktur fluorit

Kalsium fluorid, CaF2, mengkristal dalam bentuk struktur fluorit (Gambar 1.24). struktur ini merupakan kemas apat kubus pusat muka ion (Ca2+), dan ion (F-) menempati delapan rongga tetrahedral, dengan demikian, dalam satu unit sel terdapat empat ion Ca dan delapan ion F sehingga dipenuhi rasio stoikiometri 1:2. Bilangan koordinasi ion F- dengan mudah dapat diketahui yaitu empat, sesuai dengan posisi nya sebagai atom interior yang menempat rngga tetrahedral dengan empat “stick“ penghubung. Bola kation menempati dua macam posisi yaitu posisi sudut kubus dan pusat muka kubus. Posisi sudut kubus dihubungkan oleh satu “stick” penghubung dan ini ekivalen dengan posisi pusat muka kubus yang dihubungkan dengan empat “stick” penghubung. Kedua posisi ini menghasilkan bilangan koordinasi delapan untuk kation. Jika baik posisi maupun jumlah kation dan anion dibalik, hasilnya adalah struktur antifluorit, misalnya Li2O dan Na2O.





Struktur rutil

Titaniom dioksida, TiO2, bersifat polimorf mengkristal dalam dua macam bentuk, yaitu rutil dan anatase. Rutil merupakan bangun kemas-rapat heksagonal ion O2-, dan ion Ti4+ menempati hanya setengah rongga oktahedral. Susunan seperti ini menghasilkan struktur tetragonal dengan ion Ti4+ menempati pusat badan dan kedelapan sudutnya, sehingga memberikan nilai dua ion dalam satu unit selnya (Gambar 1.25). sedangkan keenam ion oksida yang mengakomodasi rongga oktahedral-isi, dua menempati posisi interior dan empat menempati posisi dua bidang muka tetragon. Masing-masing dua ion sehingga memberikan total nilai empat ion. Dengan demikian, struktur ini menghasilkan rasio stoikiometri kation/anion 1:2. Bilangan koordinasi kation adalah enam, yaitu enam anion oksida yang tertata secara oktahedral dan bilangan koordinasi anion nya adalah tiga, yaitu tiga kation Ti4+ yang tertata secara trigonal.



Gambar 1.25 Struktur kisi rutil (3 Satuan sel)

Dalam anatase TiO2, anion-anion oksida membentuk larikan kemas rapat kubus dan kation Ti4+ menempati hanya setengah rongga oktahedral tetapi dengan pola yang berbeda dari pola dalam rutil. Perbedaan pola penempatan kation daam rongga oktahedral dari kedua bentuk ini ditunjukan pada gambar 1.26.



Struktur β – kristobalit

Silikon dioksida, SiO2 mengkristal dalam bermacam-macam bentuk; beberapa diantranya distabilkan oleh kehadiran atom-atom asing. Saah satunya adalah β – kristobalit yang mirip dengan struktur zink blende; atom-atom silikion menempati semua posisi atom Zn dan S didalam struktur zink blende, dan atom-atom oksigen menempati posisi diantara atom-atom silikon. Bentuk lain adalah tridimit yang mirip dengan struktur wurtzit. Dalam kedua macam struktur ini bilangan koordinasinya adalah empat untuk silikon dan dua untuk oksigen.

2.4 Energi kisi

Energi kisi adalah kuantitas termodinamik yang didefinisikan sebagai energi yan dibebaskan apabila ion-ion dalam keadaan gas bergabung untuk menghasilkan satu mol senyawa ionik kristalin.energi kisi secara esensial merupakan entalpi pembentukan senyawa ionik dari ion-ion dalam fase gas. Seperti diilustrasikan dalam tabel 1.13, energi kisi bervariasi terhadap jarak antar ion dalam kristal dan terhadap muatan ion. Semakin dekat bergabungnya ion-ion dan semakin besar muatan ion yang bersangkutan semakin besar energi kisi nya.



Perhitungan energi kisi

Perhitungan energi kisi dimulai dari cara perhitungan entalpi pembentukan senyawa ionik padatan dari gas-gas penyusun ion yang bersangkutan. Sebagai contoh adalah senyawa sederhana NaCl. Studi sinar-X menunjukan bahwa atom-atom tersusun dalam bentuk kubus (Gambar 1.21) dan setiap atom Na dikelilingi oleh enam atom Cl secara oktahedron demikian juga sebaliknya. Bila diasumsikan bahwa atom-atom ini berupa ion-ion Na+ dan ion Cl- paling pendek dinyatakan sebagai ro, maka energi elektrostatik antara dua ion bertetangga ini dapat dinyatakan dengan rumus coloumb :

, dengan .

Gambar 1.21B menunjukan bahwa setiap ion Na+ dikelilingi oleh 6 ion Cl- pada jarak ro, dan ini menghasilkan energi atraktif sebesar . ion teteangga terdekat yang lain kemudian adalah 12 ion Na+ yang secara trigonometri berjarak (Gambar 1.30); maka energi repulsif atau tolakan yang dihasilkan adalah .



Gambar 1.30 perbandingan jarak Na-Cl-Na dalam kristal NaCl

Dengan mengulang prosedur ini hingga berakhirnya interaksi semua ion, diperoleh penjumlahan energi sebagai berikut:

+.........)

+.........)

Rumus umum bagi seri tak terbatas tersebut dapat diturunkan untuk mendapatkan harga numerik yang semakin menyebar. Harga numerik ini, +.........) , adalah khas bagi setiap struktur dan tak bergantung pada jenis ionnya. Harga penjumlahan semua interaksi geometrik ini disebut tetapan madelung , M NaCl, untuk struktur NaCl. Tetapan madelung untuk struktur ionik yang umum telah diketahui perhitungannya dan hasilnya sebagaimana ditunjukan Tabel 1.14.

Tetapan madelung yang unik, didefinisikan hanya unuk struktur-struktur yang rasio vektor antar-atomik cocok oleh simetri. Untuk struktur rutil, TiO2 terdapat dua dimensi kristal yang dapat bervariasi secara bebas, oleh karena itu terdapat tetapan Madelung yang berbeda untuk masing-masing dimensi yang bebas. Apabila 1 mol NaCl terbentuk dari ion-ion gas yang bersangkutan (masing-masing ada N ion Na+ dan Cl- , N = Bilangan Avogadro), maka energi total yang dibebaskan adalah:

, dengan Z+ Z-, masing-masing adalah muatan kation Na+ dan muatan Cl-.

Hal ini memang benar demikian, karena ekspresi energi elektrostatik untuk satu ion Cl- sama dengan energi satu elektrostatik untuk satu ion Na+. Energi elektrostatik, tepatnya energi atraktif antara dua muatan yang berlawanan, bukanlah energi aktual yang dibebaskan dalam proses:

Na+ (g) + Cl- (g) NaCl (s)

Kenyataannya, ion bukanlah sebagai bola kaku (rigid). Keseimbangan pemisahan Na+ dan Cl- dalam NaCl adalah tepat ketika gaya-gaya atraktif (tarik) benar-benar diseimbangkanoleh gaya-gaya repulsif (tolak). Secara umum menurut Born, energi total repulsif per mol dapat dituliskan kaitannya dengan jarak r, yaitu:

, dengan B = konstante

Pada keadaan keseimbangan jarak, r = ro , energi bersih U untuk proses reaksi tersebut diatas adalah U = N Z + Z- MNaCl

Catatan:

1. Perhatikan bahwa gaya atraktif menghasikan kontribusi eksotermik sedangkan gaya repulsif menghasilkan kontribusi endotermik.

2. Dari eksperimen, informasi eksponen B, yatu n, dapta diperoleh dari data kompresibilitas yaitu perubahan fraksional volume per perubahan unit tekanan , karena ion-ion menunjukan sifat menahan bila dipaksa untuk mendekat lebih lanjut satu terhadap yang lain. Harga-harga ini ada hubungannya dengan tipe konfigurasi elektronik ion-ion yang bersangkutan, dan beberpa sudah dapat diketahui yaitu:


konfigurasi

He

Ne

Ar,Cu2+

Kr,Ag+

Xe,Au+


N

5

7

9

10

12




Energi pada keseimbangan jarak ini adalah minimum yang berarti U = nol pada r =ro dan ini dapat ditentukan dari turunan U terhadap r sebagai berikut:



Secara fisik persamaan in adalah persamaan gaya elektrostatik atraktif dan gaya repulsif antar ion-ion, dan harga B dapat ditentukan yaitu:

B

Selanjutnya, karena energi yang dibacakan sudah tertentu yaitu energi minimum, maka digunakan istilah Uo untuk menyatakan energi pada keseimbangan jarak, sehingga diperoleh:







Persamaan ini adalah persamaan Born-Lande untuk energi kisi senyawa-senyawa ionik, yang sangat sukses dalam meramalkan harga-harga energi kisi secara akurat walaupun persamaan ini menghilangkan faktor-faktor energi tertentu sebagaimana akan dibicarakan kemudian. Persamaan ini hanya memerlukan pengetahuan struktur kristal yang bersangkutan didalam memilih harga-harga yang tepat bagi tetapan Madelung,M, dan jarak antar ion , ro, yang keduanya tersedia melalui studi difraksi sinar-X. Eksponen Born bergantung pada tipe ion yang terlibat, ion lebih besar yang mempunyai densitas elektronlebih besar akan mempunyai harga n yang lebih besar. Untuk kristal NaCl, penggunaan persamaan tersebut melibatkan harga faktor-faktor berikut:

M =1,74756

E =1,60210 x 10-19 C

Z+ =+1 (Na+)

π =3,14159

n =8, rata-rata harga untuk Na+ (Ne) dan Cl- (Ar)

N =6,022 x 1023 mol-1

ro =2,81 x 1010 m (rNa+ + rCl-)

Z- =-1 (Cl-)

εo =8,854185 x 10-12 C2 J-1 m-1

Atas dasar besaran tersebut harga Uo dapat dihitung, yaitu -755kJ mol-1; harga eksperimen terbaik adalah -770 kJ mol-1 (kesalahan ~ 2%). Untuk mendapatkan hasil yang lebih sempurna, beberapa fungsi telah disarankan untuk diganti khususnya energi repulsif tersebut. Tambahan pula ada tiga term energi yang mempengaruhi hasil perhitungan tersebut sampai dengan harga belasan (~ 12 kJ mol-1), seperti gaya-gaya Van der waals, Londo, energi titik nol dan koreksi kapasitas panas. Energi titik nol muncul karena berdasarkan analogi partikel dalam kotak, sekaipun pada nol kelvin (0 K) ion-ion tetap akan melakukan gerakan vibrasi dalam kisi karena tidak mungkin tidak bergerak.

Siklus Born-Haber

Salah satu uji manfaat deskripsi model ionik tersebut adalah kemampuannya menghasilkan perhitungan harga entalpi pembentukan yang akurat, misalnya bagi NaCl. Perlu dicatat bahwa pada proses reaksi pembentukan NaCl(s) dari ion-ionnya, Na+ (g) dan Cl- (g) , secara prinsip memungkinkan dilakukan pengukuran entalpi pembentukan secara langsung meskipun secara eksperimen hal ini tidak mungkin layak dapat dilaksanakan. Tetapi, untuk proses sebaliknya jelas tidak mungkin dilaksanakan karena NaCl(s) tidak menguap menjadi ion-ionnya, melainkan menjadi NaCl(g) baru emudian mengalami disosiasi menjadi atom-atomnya. Untuk mengatasi problem ini pada tahun 1919, M. Born, K. Fajans dan F. Haber menjelaskan siklus termodinamik yang dikenal sebagai siklus Born-Haber. Hal ini disasarkan pada peran hukum hess yang menyatakan bahwa entalpi reaksi adalah sama meskipun reaksi yang bersangkutan terjadi dalam satu tahap ataupun dalam beberapa tahap.

Reaksi seperti ini dalam siklus pembentukan logam halida, MX, sebagaimana ditunjukan gambar 1.31 mewakili konversi logam padat menjadi kation dalam fase gas (tahap 1 dan 2), konversi molekul-molekul halogen menjadi anion dalam fase gas (tahap 3 dan4) , dan senyawa konversi penggabungan ion-ion untuk menjadi senyawa padatan. Entalpi tahap akhir, U (tahap 5), disebut sebagai energi kisi. Jadi, energi kisi kristal suatu senyawa ionik adalah energi yang dibebaskan bila ion-ion dari jarak tak terhingga (berupa gas) bergabung membentuk kristal menurut persamaan reaksi M+(g) + X- (g) MX (s)



Menurut gambar 1.31 berlaku:

∆Hf = ∆HAM + ∆HAX + ∆HIE + ∆HEA + U; dalam hal ini ∆HAM = entalpi atomisasi logam (entalpi sublimasi untuk logam yang menguap membentuk gas monoatomik), ∆HAX = entalpi atomisasi non logam (entalpi disosiasi atau energi ikatan untuk gas nonlogam diatomik), ∆HIE = energi ionisasi, dan ∆HEA = afinitas elektron, serta U = energi kisi kristal. Energi sublimasi (tahap 1), energi ionisasi (tahap 2) dan energi ikatan (tahap 3), umumnya diperoleh dari pengukuran-pengukuran eksperimental. Afinitas elektron (tahap 4) dan energi kisi (tahap 5) yang keduanya sukar diukur secara eksperimental sering ditentukan melalui kalkulasi siklus Born-Haber. Tahap 1 2 dan 3 semuanya memerlukan energi input, jadi dengan ∆H berharga positif. Afinitas elektron (tahap 4) berharga negatif untuk halogen dengan rentang harga dari -439 hingga -295 kJ mol-1. Energi kisi (tahap 5) selalu berharga negatif. Apabila energi kisi dan afinitas elektron yang digabungkan menyediakan energi yang diperlukan oleh tahap 1 hingga tahap 3, pembentukan senyawa ionik yang diharapkan bersifat eksotermik dan umumnya lebih sering terjadi daripada yang bersifat endotermik.

Diterapkan pad NaCl, entalpi pembentukan NaCl (s) dapat dipecah menjadi beberapa tahapan seperti ditunjukan oleh diagram gambar 1.32 sehingga dapat diperoleh perhitungan sebagai berikut:

∆Hf (entalpi pembentukan) NaCl = -411 kJ mol-1

∆Hvap (entalpi penguapan) Na (s) Na (g) = -108 kJ mol-1

∆Hdis (entalpi atomisasi) Cl2 (g) 2Cl (g) = -121 kJ mol-1

∆HEA (afinitas elektron) Cl2 (g) + e Cl- (g) = 349 kJ mol-1

∆HIE ( energi ionisasi) Na(g) Na+ (g) + e = -496 kJ mol-1

Jadi, energi kisi NaCl, Uo adalah -787 kJ mol-1. Hasil perhitungan siklus ini sangat dekat dengan hasil perhitungan teoritik (755 kJ mol-1) dengan beda kurang lebih 4%. Dengan demikian rumusan teoritik untuk model ionik diatas sangat berguna untuk memprediksi energi ikatan suatu senyawa ionik.



Gambar 1.32 Diagram perhitungan energi kisi NaCl

Suatu hal yang penting dari siklus tersebut yang berkaitan dengan ikatan kimia adalah bahwa:

1) ∆HA selalu positif, tetapi biasanya relatif kecil dari besaran-besaran yang lain dan tidak besar variasinya untuk berbagai sneyawa.

2) ∆HIE (energi ionisasi) selalu positif (edotermik) dan besar nilainya

3) ∆HEA (afinitas elektron) halogen selalu eksotermik, tetapi untuk kalkogen endotermik, hal ini terjadi karena gaya tarik inti terhadap elektron kedua pada ion X- (X=kalkogen) lebih kuat.

4) Dalam berbagai kasus, jumlah energi ionisasi (∆HIE), ditambah afinitas elektron (∆HEA) selalu positif (endotermik) dan kestabilan senyawa ionik terhadap sifat disosiasi menjadi unsur-unsurnya menjadi bertambah karena adanya kelebihan eksotermik yang ditimbulkan oleh gaya atraktif antar ion-ion yang berlawanan.



Siklus Born-Haber sering digunakan dengan cara berbeda. Bila diasumsikan bahwa energi kisi, U, yang dihitung menurut model ionik tersebut adalah benar , maka siklus ini dapat digunakan untuk menaksir beberapa energi yang terlibat. Misalnya, tidak ada cara langsung yang dapat dipakai untuk mengukur pembentukan entalpi ion CN- (g). Dari siklus Born-Haber untuk NaCN, harga-harga untuk entalpi penguapan dan entalpi ionisasi unsur Na diketahui dan U dapat dihitung, maka ∆Hf untuk CN-(g) dapat ditentukan, yaitu ̴29 Kj mol-1. Harga-harga energi kisi bebrapa senyawa yang diperoleh dari data eksperimen menurut metode siklus Born Haber dengan berbagai model dan dengan perhitungan teoritik ditunjukan pada Tabel 1.15





Tabel 1.15

Kapustinskii berpendapat bahwa tetapan madelung, jarak antar nuklir, dan formula empiris senyawa ionik smeua saling berhubungan. Jika struktur kristal tidak diketahui energi kisi dapat ditaksir melalui persamaan:

)



Dengan v adalah jumlah ion per molekul senyawa, (pm) ditaksir sebagai jumlah jari-jari ion (r+ + r). Untuk NaCl v = 2, ro = 281 pm, sehingga menghasilkan harga energi kisi 753 kJ mol-1 atau kira-kira 98% signifikan terhadap harga eksperimen. Hasil ini sebanding dengan hasil perhitungan teoritik sebagaimana dirumuskan dimuka.

Dengan hasil yang signifikan tersebut, maka suatu tahapan dalam siklus Born-Haber yang sukar atau belum dapat dilakukan secara eksperimen langsung, misalnya penentuan afinitas elektron, dapat ditaksir melalui taksiran hargan U secara teoritik. Selain itu, adalah mungkin untuk menduga harga entalpi pembentukn suatu senyawa yang tidak diketahui sebelumnya. Taksiran yang cukup baik dalam hal entalpi atomisasi, energi ionisasi, dan afinitas elektron sekarang sudah tersedia untuk hampir semua unsur. Oleh karena itu cukup beralasan bila kemudian dilakukan dugaaan yang cukup baik terhadap struktur kisi termasuk jarak antar nuklir dan geometrinya. Jarak antar nuklir ditaksir dengan jari-jari ionik (tabel 1.10 atau Tabel 1.4) yang pada gilirannya juga dapat ditaksir geometri senyawa yang bersangkutan untuk kemudian dapat ditentukan tetapan madelungnya. Dengan demikian, energi kisi, U, atau entalpi pembentukannya dapat ditentukan.



Siklus Born-Haber dapat pula digunakan untuk merasionalisasi formula suatu senyawa. Misalnya, mengapa harus senyawa NaCl ditemui sedangkan senyawa NaCl2 tidak. Untuk senyawa hipotesis NaCl2, energi kisi nya akan lebih besar karena muatan Z adalah +2, sehingga jika dikaitkan dengan tingkat kestabilan seharusnya NaCl2 lebih stabil dibandingkan dengan NaCl. Namun, jika semua aspek yang terlibat dievaluasi ternyata didapatkan bahwa naiknya energi yang diperlukan untuk ionisasi kedua untuk atom Na menjadi Na2+ jauh lebih besar (4562 kJ mol-1) daripada energi kisi NaCl2. Dengan asumsi bahwa senyawa hipotesis NaCl2 mengadopsi bentuk struktur fluorit (CaF2) dan jarak antar nuklir dalam NaCl hingga mempunyai tetapan Madelung 2,45 maka energi kisisnya dapat dihitung kira-kira sebesar -2155 kJ mol-1. Dengan siklus Born-Haber ( Uo = -2155, ∆HA(Na) = 109, ∆HA(Cl) = 242, ∆HIE (1)= 495 , ∆HIE (2) =4562, dan 2∆HEA=-698) entalpi pembentukan dapat dihitung yaitu ∆Hf =+ 2555kJ mol-1. Jadi pembentukan senyawa hipotesis NaCl2 dibutuhkan energi 2555 kJ mol-1. Energi ini jauh lebih besar dari pada energi kisi yang bersangkutan, sekalipun perhitungan kasar energi kisi dikoreksi lebih lanjut. Dalam kata lain, senyawa hipotesis NaCl2 tidak akan ditemui karena kestabilan ekstra dari energi kisi tidak cukup mengkompensasi energi ionisasi kedua atom natrium yang sangat besar.

2.4 Jari – Jari Ionik dan Rasio Jari – Jari Ionik



2.4.1 Jari – Jari Ion

Jari – jari ion yang digunakan sekarang diperoleh dengan cara semi-empiris, yaitu dengan mempergunakan jarak antarion dari kristal senyawa alkil halida yang diperoleh dari eksperimen.

Ukuran jari jari ion ditentukan olehgaya tarik muatan inti yang efektif terhadap elektron pada orbital terluar ion tersebut. Besar muatan inti efektif adalah selisih muatan inti dan pengaruh elektron penyaring atau elektron dalam. Pengaruh elektron penyaring tersebut dapat ditentukan berdasarkan data spektra yang diperoleh pada eksperimen. Muatan inti ion efektif dapat diperoleh melalui rumus :

- Zef = Z – S

Zef = muatan ion efektif

Z = Muatan inti

S = Tetapan saringan



Jari – jari ion positif lebih kecil daripada jari – jari atomnya, karena muatan inti efektifnya bertambah, sedangkan jari – jari negatif lebih besar dari jari – jari atomnya, karena muatan inti efektifnya berkurang.

Dengan difraksi sinar- X, jarak ion positif dan ion negatif pada alkil halida dapat dilihat pada tabel berikut ini


Jarak antarion

(Å)

KF = 2,66

KCl = 3,14

KBr = 3,29

KI = 3,53


NaF = 2,31

NaCl = 2,81

NaBr = 2,98

NaI= 3,23


Δ

0,35

0,33

0,31

0,30




Harga Δ yang hampir konstan, memberi petunjuk, bahwa jari – jari ion dapat dianggap tetap ion – ion merupakan bola dan ion – ion tersebut saling bersinggungan ( GAMBAR )

Bila ion – ion dalam kristal, berbentuk bola, maka jarak antarion – ion adalah

d = r++ r-( r+adalah jari –jari kation, dan r- adalah jari – jari anion).Bila jari- jari salah satu ion diketahui, maka jari – jari ion yang lain dapat dihitung karena harga d yaitu jarak antar ion-ion dapat ditentukan secara eksperimen.







Dari eksperimen dengan sinar- X dapat diketahui susunan ion positif dan ion negatif pada kristal LiBr dan KBr, seperti pada hambar berikut ini







Jari – jari ion Li+ yang mempunyai susunan elektron 1s2 lebih kecil dari jari- jari ion Br- dengan susunan elektron 1s2 2s 22p 6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2. Karena itu susunan ion dalam kristal LiBr sangat ditentukan oleh ukuran jari – jari ion Br-. Jari – jari ion Br- adalah ½ x jarak d yang diperoleh pada eksperimen. Bila jarak antara inti K+ dan inti Br- juga dietahui dari eksperimen yaitu b, maka jari – jari ion K+ dapat dihitung yaitu b – ½ d.

Dengan cara yang sama, dapat diperoleh jari – jari berbagai ion seperti pada tabel ini

Dari harga jari – jari ion pada tabel dapat disimpulkan bahwa :

a. Untuk ion yang isoelektrik, jari – jari ion akan berkurang bila muatan inti bertambah, misalnya rMg2+< r Na+< rF-< rO2-

b. Untuk ion – ion pada golongan yang sama jari – jari ion bertambah bila masa atomnya bertambah, misalnya rF-< rCl-< rBr-< rI-

c. Untuk unsur yang dapat membentuk dua macam atau lebih ion positif, makin besar muatan positif, makin kecil jari – jarinya. Misalnya : rFe3+< rF2+

d. Untuk unsur transisi, ion – ion yang bermuatan sama Ti2+à Ni2+, bertambahnya nomor atom tidak banak mempengaruhi ukuran jari – jarinya, karena penambahan muatan inti dan penambahan elektron pada orbital 3d saling mengimbangi.



Pada tahun 1927, Pauling menentukan harga jari –jari ion yang sekarang dipergunakan , dengan metode semiempiris, yaitu dengan anggapan bahwa ion - ion dengan susunan elektron yang sama (isoelektronik) seperti ion K+ dan ion Cl-, jari – jarinya berbanding terbalik dengan muatan efektifnya atau

rK+ : rCl- = :

Sebagai contoh dapat dilihat pada kristal KCl. Tetapan saring untuk ion K+ dan ion Cl- yang isoelektronik adalah 10,87 e ( e= muatan elektron ). Muatan inti efektif ion K+ adalah ( 19 – 10,87 ) e = 8,13e dan untuk ion Cl- adalh ( 17 – 10,87 ) = 6,13 e.

Bila jarak antarion K dan ion Cl = 3,14Å

Jari – jari ion K+ = x 3,14 Å = 1,35 Å

Jari – jari ion Cl- = x 3,14 Å = 1,79 Å

Jari – jari ion pada tabel yang ditentukan dengan cara Pauling diperoleh dengan anggapan bahwa ion – ion beripa bola yang satu sama lain bersinggungan. Bagaimanappun, susunan elektron yang mengelilingi inti sebenarnya adalah diffuse, sehingga sukar ditentukan batas orbital, dan 2 ion yang sangat berdekatan akan saling tumpang tindih sehingga terjadi deformasi kristal, artinya dalam kristal yang berbeda bentuknya deformasi ion – ion juga berbeda. Harga ion –ion yang bermuatan tunggal.



Jari – jari ion harus sedemikian rupa sehingga jari – jari kristal dari sepasang ion positif dan ion negatif yang bersinggungan di dalam kristalnya sama dengan jarak kesetimbangan anatarion. Jarak kesetimbangan ion tersebut tergantung pada konfigurasi elektron dalam ion, susunan kristal dan angka banding jari – jari ion positif dan ion negatif.



Untuk jari – jari yang bervalensi ganda atau jari – jari kristal, diperlukan faktor koreksi. Jari – jari kristal pada umumnya lebih kecil dari jari – jari ion, karena muatan ion yang lebih besar menyebabkan gaya tarik antarion juga menjadi lebih besar. Bilangan koordinasi yang berbeda juga menyebabkan berubahnya besar jari – jari ion.



Dalam satu golongan pada SPUdari atas ke bawah, jari – jari ion bertambah secara teratur, karena muatan inti positif diimbangi oleh efek saringan. Jari – jari ion negatif lebih besar dari jari – jari ion positif yang isoelektronik, karena bertambahnya tarikan inti pada ion positif.

Untuk deret isoelektronik Na+, Mg2+ , Al3+, jari – jari kristalnya makin kecil karena bertambahnya muatan positif inti yang dapat menarik elektron lebih dekat ke inti.

2.4.2 Rasio Jari – Jari ionik

Besarnya ukuran rongga oktahedral dalam sebuah kisi kemas rapat ion dapat ditentukan melalui (gambar 1.29 ). Suatu kation yang menempati tepat sebesar oktahedral, bagian aksialnya akan membentuk bujur sangkar dengan panjang diagonal sebesar 2r+ + 2r-. Dengan demikian, dalam segiriga siku – siku sama kaki ABC ( Gambar ) berlaku hubungan sebagai berikut :

Cos 450 = = 0,707

r- = 0,707 r-+ 0,7070 r+

0,293 r-= 0,707 r+ , sehingga = 0,414, atau = 2,42

Rasio ini ( ~ 0,414 ) akan memnatasi sifat “kestabilan” kation dalam ringga oktahedral untuk menjaga agar anion – anion dan anion – kation tetap tepat bersinggungan. Kation dengan ukuran lebih kecil tentu akan memilih rongga tetrahedral yang lebih kecil daripada rongga oktahedral, dan kation yang lebuh besar akan memilih rongga kubus sederhana.



Gambar 1.29 Posisi kation dalam :

a) Rongga oktahedron anion

b) Penampang irisan mendatarnya dan

c) Penampang irirsan mendatar untuk struktur triagonal

Dengan cara yang sama, rasio terendah bagi rongga dengan bilangan koordinasi 3 ( trigonal, gambar c ). 4 ( tetrahedral), 8 ( kubus sederhana ), dan 12 ( dodekahedral) dapat ditentukan yaitu masing – masing sebesar ~ 0,155, 0,255, 0,732 dan 1,00. Hal ini berarti bahwa untuk rasio 0,155 – 0,225, bentuk yang lebih diuntungkan adalah koordinasi geometri trigonal, rasio ,255 – 0,414, koordinasi geometri tetrahedrak, rasio 0,414 – 0,732 kordinasi geometri oktahedral, dan rasio 0,732 – 1,00 bentuk koordinasi geometri kubus sederhana ( tabel 1.1 ). Manfaat jari – jari rasio ini dapat diilustrasikan pada beberapa senyawa termasuk yang telah dibicarakan dan akan dibicarakan lebih lanjut seperti berikut ini.

Tabel 1.1.1 Hubungan rasio jari – jari dengan geometri



Senyawa BeS mempunyai rasio jari – jari .Dengan demikian dapat diramalkan bahwa Be mempunyai bilangan koordinasi empat karena cocok menempati ruang tetrahedral dan kenyataanya memang BeS mengadopsi struktur wurtzit. Demikian juga dengan cara yang sama dapat diramalkan bahwa ion Na+akan memeilih menempati rongaga- rongga oktahedral dalam kemas-rapat kisi anion Cl- , sehingga membentuk kristal NaCl dengan bilangan koordinasi enam, karena . Tetapi , dengan kation yang lebih besar seperti Cs+ , struktur CsCl tidak lagi mengadopsi bilangan koordinasi enam seperti NaCl , melainkan mengadopsi bentuk kubus sederhana dengan bilangan koordinasi 8 karena .

Dalam senyawa yang mempunyai jumlah anion tidak sama dengan jumlah kation, misalnya SrF2, TiO2, Li2O, Rb2S, penerapan rasio jari – jari terhadap dugaan bilangan koordinasi tidak begitu mudah. Dalam hal ini caraterbaik dengan memepertimbangkan dua macam perhitungan rasio jari - jari seperti contoh SrF2 berikut :

maksimum bilangan koordinasi Sr2+ = 8

maksimum bilangan koordinasi F- = 8

Oleh karena jumlah anion F- harus dua kali jumlah kation Sr2+, maka sebaliknya bilangan koordinasi kation Sr2+ harus dua kali bilangan koordinasi anion F. Kesesuaian bilangan koordinasi dengan stoikiometri ini menyebabkan SrF2 mengadopsi struktur flourit dengan kation Sr2+ mempunyai bilangan koordinasi 8 (maksimum ) dan anion F- mempunyai bilangan koordinasi 4.

Contoh kedua adalah senyawa SnO2, dengan rasio ion :

maksimum bilangan koordinasi Sn4+ = 6

maksimum bilangan koordinasi O2- = 6

Dengan mempertimbangkan stoikiometri senyawa ini , bentuk yang hanya mungkin diadopsi adalah struktur TiO2- rutil dengan bilangan koordinasi 6 untuk kation Sn4+ dan bilangan koordinasi 3 untuk anion O2-.

Contoh terakhir adalah senyawa K2O, dengan rasio ion :

maksimum bilangan koordinasi K+ = 8

maksimum bilangan koordinasi O2- = 8

Pertimbangan stoikiometri menyarankan bahwa K2O mengadopsi struktur antiflourit, yaitu K+ dan O2- masing – masing mempunyai bilangan koordinasi 4 dan 8.

Catatan : Aplikasi rasio jari – jari ini sesungguhnya sangat terbatas dan harus hati – hati, khususnya bila ikatan kovalen menjadi faktor yang harus dipertimbangkan.

Perkecualian terhadap penerapan rasio jari – jari

Penerapan hubungan rasio jari – jari terhadap bangun geometri pada berbagai contoh di atas memang cukup instruksif. Namun rasio jari – jari hanalah merupakan sebuah petunjuk saja yang sesungguhnya sangat terbatas pemakaiannya dan perlu hati – hati khususnya jika ikatan kovalen menjadi faktor yang perlu dipertimbangkan. Walaupun banyak senyawa ionik benar – benar mengadopsi bangunan geometri sesuai dengan ramalan, ada banyak perkecualian yang ekstrem ( tabel 1.2 )


Senyawa

r+ / r-

Kemasan - duga

Kemasan- nyata


HgS

0,68

NaCl ( koordinasi 6 )

ZnS ( koordinasi 4 )


LiI

0,35

ZnS ( koordinasi 4 )

NaCl ( koordinasi 6 )


RbCl

0,99

CsCl ( koordinasi 8 )

NaCl ( koordinasi 6 )




Kimia bukanlah subjek yang sederhana, dan dalam senyawa yang sangat ionik sekalipun sesungguhnya terdapat sifat kovalen parsial walaupun hanya berderajat rendah; semakin berkurang derajt ioniknyasemakin bertambah derajt kovalensinya, dan dalam keadaan demikian ini model bola keras bagi suatu ion dalam berbagai senyawa tidal lagi tepat. Sebagai contoh, raksa ( II ) sulfida, HgS, mempunyai tingkat kovalensi yang cukup tinggi sehingga dapat dipertimbangkan sebagai senyawa dengan jaringan kovalen seperti intan dan silikon dioksida. Tingginya sifat kovalensi ini memungkinkan pemilihan geometri tetrahedron- struktur ZnS, sebagaimana sering dijumpai bagi senywa Hg (II).

Sifat kovalen parsial juga terdapat dalam litium iodida (ion iodida mudah terpolarisasi). Pemilihan bangun geometri-struktur NaCl pada senyawa ini sunggguh tidak masuk akal jika alasannya didasarkan pada harga standar jari – jariioniknya. Ion Li+ terlalu kecil ukurannya dalam rongga oktahedral anion iodida sehingga akan mengakibatkan posisi kation tidak fit ( pas) tetapi bergejolak terus – menerus. Studi struktur kristal menunjukkan bahwa rapatan elektron litium tidak berupa bola (sferis) melainkan mencuat keluar ke arah keenam atom iodin disekelilingnya; oleh karena itu, litium iodida tidak dapat dipertimbangkan sebagai senyawa yang benar – benar ionik, dan diduga mengandung 30% karakter kovalen.

Selain itu ditemukan bukti bahwa perbedaan energi antara kemasan geometri sering sangat kecil. Sebagai contoh rubidium klorida, RbCl, umumnya mengadopsi geometri struktur –NaCl yaitu kubus pusat muka, dan bukan struktur-CsCl yaitu kubus sederhana sebagaimana diramalkna. Namun, kristalisasi dibawah tekanan dapat menghasilkan geometri struktur-CsCl. Jadi perbedaan energi pengemasan antara kedua bangun geometri tentulah sangat penting.

Akhirnya, perlu diingat bahwa nilai jari – jari ionik tidaklah tetap dari lingkungan­- tetangganya yang satu ke yang lain. Sebagai contoh, ion Cs+ mempunyai jari – jari ionik sebesar 181 pm hanya ketika ion ini dikelilingi oleh enam anion tetangga , dan dengan delapan anion tetangga seperti dalam CsCl, Cs+ mempunyai jari – jari ionik seedikit lebih besar, 188 pm. Untuk ion – ion berukuran besar, perrbedaan ini bukanlah merupakan faktor utama, tetapi untuk ion – ion berukaran kecil perbedaanya sangat signifikan. Litium, dalam lingkungan koordinasi empat, mempunyai jari – jari 73 pm, tetapi dalam lingkungan koordinasi enam, Li+ mempunyai jari – jari 90 pm.

2.5Kelarutan Senyawa Ionik dalam Air dan Hidrasi Ionik



2.5.1 Kelarutan Senyawa Ionik

Pada umumnya padatan ionik larut dalam air, sedangkan padatan kovalen tidak larut.namun demikian, penurunan tak selalu dapat dikaitkan dengan kenaikan karakter kovalen. Perhatikan deret berikut ini :

AgF AgCl AgBr CaI2

Dari kiri ke kanan kelarutan berkurang, karakter ion dan polarisasi bertambah.

CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2

Dari kiri ke kanan kelarutan bertambah, karakter ion dan polarisasi bertambah.



Masalah kelarutan padatan ionik ini harus ditinjau dari segi antaraksi antara ion – ionya. Ada ddua jenis antaraksi , yaitu antara ion dan molekul air disatu pihak, dan atar ion dalam kristal. Kedua jenis antaraksi tersebut naik dengan semakin kecilnya ion dan semakn besarnya muatan. Nilai ΔHddan ΔGdbergantung pada perbedaan antara dua nilai antaraksi tersebut. Kelarutan padatan ionik bergantung pada perubahan energi bebas kelarutan standar, ΔG°d:

ΔG°d= ΔH°d - TΔS°d

Hubungan antara kelarutan dan energi kristal dinyatakan sebagai perubahan entalpi :

ΔH°d+ ΔH°d = ΔH°h

ΔH°h = perubahan entalpi hidrasi standar, ΔH°c = energi kristal standar.

Bila ΔG°d negaif, maka padatan dapat larut.



2.5.2 Hidrasi Ionik

Molekul air bersifat polar (dwikutub),dengan muatan negatif lebih berpusat pada atom oksigen dan muatan positif pada atom hidrogen. Pada proses pelarutan senyawa ionik, kutub negatif oksigen dari molekul air akan mengepung dan menarik kation, dan kutub positif atom hydrogen dari molekul air akan mengepung dan menarik anion.

Jika interaksi dipol-dipol lebih kuat dari pada jumlah gaya tarik antar ion dan gaya antar molekul air, maka proses pelarutan akan berlangsung. Secara sederhana proses pelarutan ionik NaCl dalam air dapat dituliskan sebagai berikut:

Na+Cl- + 2nH2O Na+(H2O)n + Cl-(H2O)n

Atau Na+Cl- + H2O Na+(aq) + Cl-(aq)



Dalam hal ini terbentuk ion-ion tersolvasi (artinya ion-ion terikat oleh pelarut) atau ion-ion terhidrasi dalam pelarut air. Apabila senyawa ionic mengkristal dari pelarutnya (air), sangat sering molekul air terkorporasi kedalam kristal, dan terbentuklah senyawa hidrat. Dalam berbagai contoh, molekul air secara sederhana hanya menempati rongga-rongga kosong dalam kisi-kisi kristal, tetapi umumnya molekul air terasosiasi lebih dekat kepada ion-ion, biasanya kation. Sebagai contoh, alumunium klorida yang mengkristal sebagai heksahidrat, AlCl3. H2O, kenyataanya keenam molekul air tertata dalam bangun oktahedron teratur disekeliling kation Al3+. Sehingga senyawa hidrat ini lebih akurat ditulis dengan formula [Al(OH2)6]3+Cl- dan formula ini menyarankan bahwa kutub negatif oksigen (air) berinteraksi dengan kation Al3+ membentuk interaksi kation-dipol. Tentu saja dapat dipahami bahwa jumlah molekul air terhidrat dapat dikaitkan dengan ukuran maupun besarnya muatan kation.




















III. KESIMPULAN



Berdasarkan pembahasan di ats, maka dapat disimpulkan :

1. Ikatan ionik adalah ikatan yang terbentuk karena adanya gaya elektrostatik antara ion – ion yang berlawwanan muatannya.

2. Ionisasi potensial yang kecil, afinitas elektron yang besar , dan energi isi yang besar, merupakan faktor yang mempermudaj terbentuknya senyawa ionis dari unsur- unsurnya.

3. Beberapa sifat senyawa ionis adlah dalam keadaan padar berbentuk kristal, lelehan dan larutannya dapat menghantarkan listrik, mempunyai titik leleh dan titik didih yang tinggi, dan dapat larut dalam pelarut polar.

4. Energi kisi dapat ditentukan melalui pendekatan matematik dengan memperhitungkan antaraksi ke segala arah yang terdapat pada sel satuan kristal, serta dengan cara Born- Haber, dengan menggunakan hukum Hess.

5. Panjang jari – jari ion ditentukan oleh gaya tarik antara muatan inti positif yang efektif dan elektron yang terdapat pada orbital energi tertinggi ion tersebut. Jarak ion positif dan ion negatif dalam kisi kristal dapat ditentukan melalui eksperimen.

6. Bilangan koordinasi yang memungkinkan kristal ionik menjadi stabil dengan unsur tertentu, ditentukan oleh harga perrbandingan ion positif dan ion negatif.

7. Semakin besar bilangan koordinasi kation atau anion,akan memperbesar jari – jarinya

8. Pada suatu kisi kristal, atom – atom atau ion – ion yang terdapat di pojok – pojok sel satuan harus merupakan atom – atom atau ion – ion yang sama.














DAFTAR PUSTAKA





Cotton dan Wilkinson. 1976. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta : UI Press.

Sugiyarto, Kristian. H dan Retno D. Suyanti. 2010. Kimia Anorganik Logam. Yogyakarta : Graha Ilmu.

Surdia, Noor Mansdsjoeriah. 1993. Ikatan dan Struktur Molekul. Bandung : ITB.

Syrifuddin, Nuraini. 1994.Ikatan Kimia. Yogyakarta :Gadjah Mada Universitry Press.

Petrucci, H.Ralph. 1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Edisi Keempat Jilid 1. Jakarta : Erlangga.