Gaya London: Perbedaan antara revisi

← Revisi sebelumnya Revisi selanjutnya →

Konten dihapus Konten ditambahkan

Sebaris

Revisi per 30 Juni 2017 04.36

Gaya London merupakan gaya tarik menarik antara molekul-molekul nonpolar. Gaya London juga merupakan bagian dari gaya antar molekul yang terjadi antara molekul polar dengan molekul nonpolar, serta antara molekul polar dengan polar.^[1]

Pendahuluan

Molekul non polar terdiri atas inti-inti atom dan elektron-elektron. Inti-inti atom dan elektron-elektron selalu dalam keadaan bergerak. Andaikata atom-atom unsur gas mulia dianggap sebagai molekul monoatomik maka distribusi dari rata-rata inti atom dan elektron-elektron yang berlalu dalam keadaan bergerak disekitar inti atom menghasilkan pusat muatan positif dan pusat muatan negatif yang berimpit di satu titik sehingga sehingga molekul monoatomik tersebut bersifat nonpolar. Molekul nonatomik tersebut dapat digambarkan dengan lingkaran yang ditengahnya terdapat tanda ±. Awan elektron atau rapatan elektron dari molekul tersebut dianggap memiliki simetri bola (Spericelly symmetric)^[2]

Dalam kondisi tersebut elektron-elektron yang terdapat di dalam molekul monoatomik dapat dianggap berada dalam kedudukan simetris. Jika di dalam molekul terdapat 2 elektron dan inti atom dengan 2 proton seperti pada atom helium, maka salah satu kedudukan simetris dari dua elektron tersebut dapat ditunjukkan pada gambar ditunjukkan 2 elektron tersebut kedudukan simetris ini terjadi pada saat dua elektron posisinya dihubungkan oleh pusat.^[3]

Berkas:Gambar 1.3 Terjadinya Gaya London antara Molekul-Molekul Nonpolar, Versi Kedua.jpg

Terjadinya gaya London antara molekul-molekul monoatomik, versi kedua.

Terjadinya gaya London antara molekul-molekul monoatomik dapat dijelaskan dengan dua versi. Versi pertama, karena elektron selalu dalam keadaan bergerak maka pada suatu saat yang singkat dapat terjadi polarisasi rapatan elektron. Bentuka awan elektron dianggap mengalami devisiasi dari simetri bola. Hal ini menyebabkan pusat muatan positif dan pusat muatan negatif memisah dan molekul dikatakan memiliki dipol sesaat (Instataneous dipol) atau dipol sekejap.

Dalam waktu yang sangat singkat momen dipol sesaat ini akan hialang tetapi kemudian timbul kembali. Timbul dan hilangnya momen dipol sesaat ini dianggap terjadi secara terus menerus dan bergantian. Apabila didekatnya ada molekul nonpolar sejenis atau berbeda maka molekul dengan dipol sesaat ini akan menginduksi (mengimbas) molekul tersebut sehingga terjadi dipol induksian (induced dipol) atau dipol imbasan. setelah dua molekul tersebut membentuk dipol sesaat dan dipol induksian, maka keduanya terjadi gaya tarik elektromagnetik yang disebut gaya London.

Versi kedua, apabila dua molekul monoatomik nonpolar dengan elektron-elektron dalam kedudukan simetris saling mendekati, maka terjadi gaya tarik inti molekul sebelah kanan terhadap elektron-elektron terhadap molekul sebelah kiri (atas) sehingga kedudukan elektron pada molekul sebelah kiri tidak lagi simetris dan padanya terjadi dipol sesaat (tenggah). Pada saat kondisi tersebut awan elektron molekul kiri tidak lagi memiliki simentri bola. Molekul kiri dengan dipol sesaat ini menginduksi molekul sebalah kanan sehingga kedudukan elektron-elektron pada molekul sebelah kanan tidak lagi simetris dan padanya terjadi dipol induksian (bawah) pada kondisi tersebut awan elektron kanan tidak lagi memiliki simentri bola. Setelah pada dua molekul tersebut berbentuk dipol sesaat dan dipol induksian, maka antara keduanya terjadi gaya London.

Kebolehpolaran

Pada waktu terjadi polarisasi, elektron-elektron dan inti atom dalam suatu molekul mengalami perpindahan dari posisi rata-ratanya. Mudah tidaknya dipol sesaat atau dipol indiksian terbentuk pada suatu molekul tergantung kepada kemudahan awan elektron untuk mengalami polarisasi, kemudahan awan elektron suatu molekul untuk dipolarisasi dinyatakan dengan kebolehpolaran (polarizabilities, dengan simbol α dan satuan m³). Dalam hal ini semakin mudah awan elektron suatu molekul dipolarisasi, maka kebolehpolaran molekul tersebut semakin tinggi pula.^[4]

Kebolehpolaran suatu molekul tergantung pada jumlah dan bentuk awan elektron.^[5] Untuk molekul-molekul dengan bentuk yang sama, bertambahnya jumlah elektron menyebabkan pengaruh inti atom terhadap awan elektron semakin lemah awan elektron semakin lunak sehingga semakin mudah dipolarisasi dan kebolehpolarannya semakin tinggi seperti ditunjukan tabel berikut.

Kebolehpolaran α beberapa molekul
Zat	Bentuk	α	Zat	Bentuk	α
He	Bola	2,0	H₂	Linear	8,2
Ar	Bola	16,6	N₂	Linear	17,7
CH₄	Tetrahedral	26,0	CO₂	Linear	26,3
CCl₄	Tetrahedral	105

Jumlah elektron dalam suatu molekul berbanding lurus dengan massa molekulnya oleh karena itu kebolehpolaransuatu molekul semakin tinggi dengan bertambahnya massa molekulnya. Kenaikan kebolehpolaran molekul menyebabkan semakin mudahnya molekul tersebut membentuk dipol sesaat dan dipol induksian sehingga gaya London yang terjadi kuat.

Adanya gaya London antara molekul-molekul nonpolar menyebabkan pada waktu peleburan dan pendidihan diperlukan sejumlah energi untuk memperbesar jarak antara molekul-molekul nonpolar. Semakin kuat gaya London antar molekul-molekul, semakin besar pula energi yang digunakan untuk terjadinya peleburan dan pendidihan. Hal ini ditunjukkan dengan titik lebur dan titik didih zat seperti contoh pada tabel.

Titik lebur dan titik didih beberapa zat
Zat	Bentuk	Jumlah Elektron	Ar (Mr)	t.1 (°C)	t.d (°C)
He	Bola	2	4,003	-270	-269
Ne	Bola	10	20,18	-249	-246
Ar	Bola	18	39,95	-189	-186
Kr	Bola	36	83,80	-157	-152
Xe	Bola	54	131,3	-112	-108
H₂	Linear	2	2,1060	-259	-252
N₂	Linear	14	28,0134	-210	-196
O₂	Linear	16	31,9988	-218	-183
F₂	Linear	18	37,9968	-220	-188
Cl₂	Linear	34	70,906	-101	-34,7
Br₂	Linear	106	159,808	-7,2	58,8
I₂	Linear	106	235,8090	114	184
CH₄	Tetrahedral	10	16,0334	-182	-162
CF₄	Tetrahedral	42	88,00	-184	-129
CCl₄	Tetrahedral	74	153,82	-23,0	76,8
CBr₄	Tetrahedral	146	331,65	92	190

Pengaruh kenaikan kekuatan gaya London terhadap titik lebur dan titik didih zat yang teramati pada sejumlah alkana tidak bercabang terlihat bahwa titik lebur dan titik didih alkana tidak bercabang cenderung naik dengan bertambahnya massa molekul alkana. Hal ini terjadi karena bertambahnya massa molekul alkana menyebabkan bertambahnya gaya London antara molekul-molekul alkana. Kenaikan gaya London juga terlihat pada fase alkana. Semakin banyak jumlah atom karbon pada alkana, fase alkana semakin dekat dengan fase terkondensasi (fase cair dan padat). Pada suhu ruang, alkana tidak bercabang dengan jumlah atom sampai empat memiliki fase gas, lima sampai sembilanbelas memiliki fase cair, dua puluh atau lebih memiliki fase padat

Kebolehpolaran molekul yang berisomer tegantung pada bentuknya. Dalam hal ini semakin tinggi tingkat simentri suatu molekul, maka awan elektronnya akan semakin sulit untuk dipolarisasi sehingga Kebolehpolarannya semakin rendah, akibat dipol sesaat molekul tersebut semakin sulit terbentuk. Molekul n-pentana dan neopentana merupakan senyawa yang berisomer tetapi dengan bentuk awan elektron yang berbeda. Molekul n-pentana yang berbentuk lurus awan elektronnya dapat dianggap bentuk silinder, sedangkan neopentana yang berbentuk tetrahedral awan elektronnya dapat dianggap berbentuk bola. Karena bola lebih simetri daripada silinder n-pentana lebih mudah dipopularisasi daripada awan elektron neopentana, kebolehpolaran n-pentana lebih tinggi daripada kebolehpolaran neopentana. Akibatnya pada molekul n-pentana lebih mudah terbentuk dipol sesaat atau dipol induksian dibanding pada molekul neopentana. Mudahnya dipol sesaat dan dipol induksian terbentuk memperbesar kekuatan gaya London yang terjadi.

Secara umum dapat dinyatakan bahwa titik lebur dan titik didih senyawa-senyawa yang berantai lurus lebih tinggi daripada titik lebur dan titik didih senyawa-senyawa bercabang isomernya, sebagaimana terlihat pada contoh dalam tabel berikut

Titik lebur dan titik didih butana dan pentana beserta isomernya
Senyawa	t.l (°C)	t.d (°C)	Senyawa	t.l (°C)	t.d (°C)
n-Butana	-138	-0,5	n-Pentana	-130	36,3
2-Metilpropana	-160	-11,7	2-Metilbutana	-158	27,9
			2,2-Dimetilpropana	-15,9	9,5

Gaya London merupakan gaya yang lemah. Kekuatannya 1 sampai 10 kJ/mol. Meskipun demikian gaya ini amat penting, karena tanpa adanya gaya London senyawa-senyawa nonpolar tidak mungkin dapat dicairkan dan dipadatkan.^[6]

Teori mekanika kuantum gaya dispersi

Penjelasan pertama daya tarik antara atom gas mulia diberikan oleh Fritz London pada tahun 1930.^[7]^[8]^[9] Ia menggunakan teori mekanika kuantum yang didasarkan pada teori perturbasi orde kedua. Perturbasi ini disebabkan oleh interaksi Coulomb antara elektron dan nukleus dari dua bagian (atom atau molekul). Ekspresi perturbasi orde kedua dari energi interaksi mengandung jumlah keadaan. Keadaan yang muncul dalam jumlah ini adalah produk sederhana dari keadaan elektronik monomer yang distimulasi. Jadi, tidak ada antisimetrasi antar-molekul dari keadaan elektronik yang disertakan dan prinsip larangan Pauli hanya sebagian terpuaskan.

Lihat pula

Referensi

^ "Chemguy Chemistry P5T8S9". YouTube. Diakses tanggal 2013-04-01.
^ Margenau, Henry (1938). "Quadrupole Contributions to London's Dispersion Forces". J. Chem. Phys. 6: 896. doi:10.1063/1.1750184.
^ Wilcox, C. J. (1998). "London Dispersion Forces and "The Wave"". J. Chem. Educ. 75 (10): 1301. doi:10.1021/ed075p1301.
^ Donath, W. E. (1963). "Atomic Calculations. II. Polarizabilities and London Force Constants for F^-, Ne, and Na⁺". J. Chem. Phys. 39: 2685. doi:10.1063/1.1734082.
^ Broussard, J. T.; Kestner, N. R. (1970). "Multipole Polarizabilities and London Dispersion Forces of He and Li+ Using Double Perturbation Theory". J. Chem. Phys. 53: 1507. doi:10.1063/1.1674202.
^ Effendy (2006). Teori VSEPR, Kepolaran dan Gaya Antarmolekul. Malang: Bayumedia Publishing. ISBN 979-369-506-4.
^ R. Eisenschitz & F. London (1930), "Über das Verhältnis der van der Waalsschen Kräfte zu den homöopolaren Bindungskräften", Zeitschrift für Physik, 60 (7–8): 491–527, Bibcode:1930ZPhy...60..491E, doi:10.1007/BF01341258
^ London, F. (1930), "Zur Theorie und Systematik der Molekularkräfte", Zeitschrift für Physik, 63 (3–4): 245, Bibcode:1930ZPhy...63..245L, doi:10.1007/BF01421741 dan London, F. (1937), Zeitschrift für Physikalische Chemie, 33: 8–26 Tidak memiliki atau tanpa |title= (bantuan). Terjemahan Bahasa Inggris dalam Parr, Robert G. (2000), H. Hettema, ed., "Quantum Chemistry, Classic Scientific Papers", Physics Today, Singapore: World Scientific, 54 (6): 63, Bibcode:2001PhT....54f..63H, doi:10.1063/1.1387598
^ F. London (1937), "The general theory of molecular forces", Transactions of the Faraday Society, 33: 8–26, doi:10.1039/tf937330008b

[1] "Chemguy Chemistry P5T8S9". YouTube. Diakses tanggal 2013-04-01.

[2] Margenau, Henry (1938). "Quadrupole Contributions to London's Dispersion Forces". J. Chem. Phys. 6: 896. doi:10.1063/1.1750184.

[3] Wilcox, C. J. (1998). "London Dispersion Forces and "The Wave"". J. Chem. Educ. 75 (10): 1301. doi:10.1021/ed075p1301.

[4] Donath, W. E. (1963). "Atomic Calculations. II. Polarizabilities and London Force Constants for F^-, Ne, and Na⁺". J. Chem. Phys. 39: 2685. doi:10.1063/1.1734082.

[5] Broussard, J. T.; Kestner, N. R. (1970). "Multipole Polarizabilities and London Dispersion Forces of He and Li+ Using Double Perturbation Theory". J. Chem. Phys. 53: 1507. doi:10.1063/1.1674202.

[6] Effendy (2006). Teori VSEPR, Kepolaran dan Gaya Antarmolekul. Malang: Bayumedia Publishing. ISBN 979-369-506-4.

[7] R. Eisenschitz & F. London (1930), "Über das Verhältnis der van der Waalsschen Kräfte zu den homöopolaren Bindungskräften", Zeitschrift für Physik, 60 (7–8): 491–527, Bibcode:1930ZPhy...60..491E, doi:10.1007/BF01341258

[8] London, F. (1930), "Zur Theorie und Systematik der Molekularkräfte", Zeitschrift für Physik, 63 (3–4): 245, Bibcode:1930ZPhy...63..245L, doi:10.1007/BF01421741 dan London, F. (1937), Zeitschrift für Physikalische Chemie, 33: 8–26 Tidak memiliki atau tanpa |title= (bantuan). Terjemahan Bahasa Inggris dalam Parr, Robert G. (2000), H. Hettema, ed., "Quantum Chemistry, Classic Scientific Papers", Physics Today, Singapore: World Scientific, 54 (6): 63, Bibcode:2001PhT....54f..63H, doi:10.1063/1.1387598

[9] F. London (1937), "The general theory of molecular forces", Transactions of the Faraday Society, 33: 8–26, doi:10.1039/tf937330008b

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]