Penjelasan aloy

Leburan dari campuran dua macam atau lebih pada logam, atau leburann suatu logam dengan unsur-unsur nonlogam bila didinginkan dapat membentuk suatu padatan yang disebut aloi. aloi dapat merupakan larutan zat padat (solid solution) dengan komposisi yang bervariasi atau suatu senyawa antar logam (intermetallic compound) dengan komposisi dan struktur internal tertentu. aloi yang merupakan larutan zat padat ada dua macam, yaitu aloi selitan (intersitial alloy) dan aloi subtitusi (substitution alloy).
Aloi selitan dapat terbentuk apabila atom logam atau atom nonlogam yang ukurannya kecil menempati tempat-tempat selitan yang terdapat pada logam murni atau logam induk. aloi selitan ada dua macam yaitu aloi selitan acak (random) dan aloi selitan teratur. pada aloi selitan acak atom-atom dari unsur yang dipadukan mengisi tempat-tempat selitan pada logam induk secara acak, sedangkan pada aloi selitan teratur atom-atom dari unsur yang dipadukan mengisi tempat-tempat selitan pada logam induk secara teratur dan berulang (periodik).
Aloi subtitusi terbentuk apabila atom-atom dari unsur yang dipadukan menggantikan sebagaian atom-atom dari logam murni atau logam induk. aloi subtitusi terjadi apabila ukuran dari atom-atom unsur yang dipadukan lebih besar dari ukuran tempat selitan tetrahedral dan tempat selitan oktahedral yang ada dalam kristal logam murninya. ada dua macam aloi subtitusi, yaitu aloi subtitusi acak (random subtitutional alloy) dan aloi subtitusi teratur (ordered subtitusi alloy) atau kisi super (superlattice). pada aloi subtitusi acak atom-atom dari unsur yang dipadukan menggantikan posisi dari sebagaian atom-atom logam murninya secara tidak teratur, sedangkan pada aloi subtitusi teratur atom-atom dari unsur yang dipadukan menggantikan posisi dari sebagaian atom-atom logam murninya secara teratur dan berulang.
Leburan dari campuran beberapa logam bila didinginkan ada yang dapat membentuk aloi senyawa atau senyawa antarlogam. senyawa antarlogam memiliki rumus formula dan struktur kristal tertentu yang cenderung berbeda dengan struktur kristal logam penyusunnya. rumus kimia senyawa antarlogam adalah tidak tergantung pada valensi logam.

Penjelasan Logam

Banyak fakta tentang sifat fisika logam yang dapat kita amati. logam dapat ditempa atau diregangkan, memiliki titik lebur dan titik didih yang tinggi, merupakan penghantar panas dan listrik yang baik, serta memiliki kilau tertentu.
Sekitar 70% logam mengkristal dalam susunan rapat heksagonal (hexagonal closed packed = hcp) atau susunan rapat kubus (cubic closed packed = ccp), 25% mengkristal dalam susunan rapat kubus berpusat badan (body centered cubic = bcc) dan sekitar 5% sisanya mengkristal dalam susunan yang lain seperti susunan rhombohedral, susunan seperti pada kristal intan, susunan kubus sederhana dll. dalam susunan rapat hcp dan ccp setiap atom logam memiliki bilangan koordinasi 12; dalam susunan bcc setiap atom logam memiliki bilangan koordinasi 8; dalam susunan kubus sederhana setiap atom logam memiliki bilangan koordinasi 6. pada temperatus rendah atom-atom pada kristal logam cenderung membentuk susunan rapat, sedangkan pada temperatur tinggi cenderung membentuk susunan tidak rapat. fraksi dari volume sel satuan yang ditempati oleh atom-atomlogam disebutdengan faktor tumpukan. susunan rapat hcp dan ccp memiliki faktor tumpukan 74,05%, susunan bcc memiliki faktor tumpukan 68,02%, sedangkan susunan kubus sederhana memiliki faktor tumpukan 52,38%.
Logam dapat ditempa (malleable) dan diregangkan (ductile) tanpa mengalami keretakan. berdasarkan model susunan (rapat), pada waktu logam ditempa atau diregangkan atom-atom yang terdapat pada suatu lapisan menggelincir diatas permukaan atom-atom yang lain. kemudahan ditempa atau diregangkan logam dengan susunan ccp>hcp>bcc>kubus sederhana.
Ada tiga model atau teori tetntang ikatan logam, yaitu teori elektron bebas, teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. untuk lebih lengkapnya silahkan klik disini saja. 

Titik lebur dan titik didih logam berhubungan langsung dengan kekuatan ikatan logamnya. semakin kuat ikatan logam, titik lebur dan titik didih logam cenderung semakin tinggi. untuk unsur-unsur logam golongan utama pada sistem periodik unsur-unsur, dari atas kebawah dalam satu golongan, ikatan logam semakin lemah sehingga titik lebur dan titik didih logam cenderung semakin rendah. sebaliknya, dalam suatu periode dari kiri ke kanan, ikatan logam semakin kuat sehingga titik lebur dan titik didih cenderung semakin tinggi.
Daya hantar listrik logam dapat diterangkan berdasarkan model awan elektron, teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. untuk lebih lengkapnya silahkan klik disini saja.
Permukaan logam yaang halus dan bersih memiliki kilau tertentu. kilau logam ada tiga macam, yaitu kilau kekuningan seperti kilau logam tembaga, kilau kekuningan seperti kilau logam emas dan kilau putih seperti kilau logam perak. apabila semua sinar tampak yang mengenai logam dianggapdipantulkan kembali maka diperoleh kilau putih seperti kilau dari logam perak. apabila warna merah dan biru dari spektrum sinar tampak yang mengenai permukaan logam diserap oleh logam maka akan diperoleh kilau seperti kilau logam tembaga atau kilau logam emas.

Daya hantar listrik pada logam

Daya hantar listrik logam dapat diterangkan berdasarkan model awan elektron, teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Berdasarkan model awan elektron, logam dapat menghantarkan arus listrik karena adanya awan elektron. awan elektron ini bersifat mobil sehingga apabila logam diberi beda poten sial akan terjadi hantaran listrik. Berdasarkan teori ikatan valensi, logam dapat menghantarkan arus listrik karena elektron valensi dari atom-atom logam yang dapat terdelokalisasi pda semua atom-atom dalam kristal logam. elektron yang terdelokalisasi ini bersifat mobil sehingga apabila pada logam diberi beda potensial akan terjadi hantaran listrik. Berdasarkan teori orbital molekul atau teori pita energi logam dapat menghantarkan arus listrik karena adanya elektron-elektron yang terdapat pita energi yang belum terisi penuh. elektron-elektron yang terdapat pada pita energi yang belum terisi penuh tersebut dianggap dapat bergerak bebas sehingga apabila pada logam diberi beda potensial akan terjadi hantaran listrik.

3 Teori ikatan logam

Ada tiga model atau teori tentang ikatan logam, yaitu teori elektron bebas, teori elektron valensi, dan teori orbital molekul. berdasarkan teori elektron bebas (electron free theory) atau model awan elektron (electron cloud model) logam dianggap terdiri atas ion-ion logam yang merupakan bola-bola keras yang tersusun secara teratur dan berulang dimana disekitar ion-ion logam tersebut terdapat awan elektron yang sifatnya mobil yang terbentuk dari elektron valensi dari atom-atom logam. Berdasarkan model awan elektron, ikatan logam dapat didefenisikan sebagai gaya tarik antara kation-kation logam dengan awan elektron yang bermuatan negatif yang terbentuk dari elektron valensi dari atom-atom logam.
Berdasarkan teori ikatan valensi, atom-atom logam dalam kristal logam dianggap membentuk ikatan-ikatan kovalen dengan atom-atom disekitarnya melalui elektron valensinya. ikatan-ikatan kovalen yang terbentuk dapat didelokalisasikan ke semua atom yang terdapat dalam kristal logam. akibat delokalisasi ini elektron valensi dari atom logam bersifat mobil.
Berdasarkan teori orbital molekul atau teori pita energi, orbital-orbital yang sama dari atom-atom logam mengalami kombinasi linear membentuk orbital-orbital bonding dan orbital-orbital antibonding. orbital-orbital tersebut memiliki perbedaan tingkat energi yang kecil dan membentuk suatu pita yang disebut dengan pita energi. dalam logam selalu terdapat pita yang tidak terisi penuh elektron. pita ini dapat dihasilkan dari kombinasi linear orbital-orbital yang sama yang tidak terisi penuh. pita tidak penuh dapat juga diperoleh dari hasil tumpang tindih pita penuh dengan pita kosong diatasnya. elektron-elektron yang terdapat didalam pita yang tidak penuh bersifat mobil

Ciri-ciri senyawa kovalen polar dan nonpolar versi SMA

Pada penjelasan tentang ikatan kovalen polar dan nonpolar pada waktu kita masih duduk diwaktu SMA, terkadang sangat membingungkan sekali. mengapa demikian, karena pada penjelasan tersebut terdapat contoh-contoh pengecualian yang harus dihafalkan. sehingga ujung-ujungnya pun kita memang harus menghafalkannya untuk dapat memahaminya. ufttt, memang kimia ada-ada saja yang mesti harus dihafalkan. namun, akhirnya saya pelajari juga ternyata dibalik pengecualian itu terdapat banyak sekali pejelasan yang mesti harus dipelajari lebih dalam lagi terkait senyawa kovalen polar dan nonpolar.
Ketika di SMA, kita mungkin hanya bisa memahami bahwa senyawa kovalen polar dan nonpolar itu memiliki ciri-ciri dibawah ini :
Polar => bisa larut dalam air, memiliki keelektronegatifan besar dll. contoh : HF, NH
Nonpolar => tidak bisa larut dalam air, memiliki keelektronegatifan kecil dll. contoh : S8, Cl2
Tapi untuk tingkat selanjutnya, pembahasan tentang senyawa kovalen polar dan non polar tidak akan selesai sampai disini saja, karena masih ada lanjutan-lanjutan yang akan dibahas ketika kita sudah menginjak perguruan tinggi. dan untuk mengetahui lebih lanjut, silahkan klik disini saja.

Cara mengetahui senyawa kovalen polar dan nonpolar versi kuliah

Pada posting sebelumnya, mungkin kita sudah paham tentang ciri-ciri senyawa kovalen polar dan nonpolar versi SMA atau bisa disebut dengan tingkat amatir lah, hehehhe kalau belum tahu, silahkan klik disini saja.
Adapun cara yang digunakan untuk mengetahui tentang kepolaran suatu senyawa yaitu dengan melihat harga momen dipolnya (momen dipol adalah jumlah vektor dari momen ikatan dan momen pasangan elektron bebas dalam suatu molekul), bila harga momen dipolnya lebih besar dari pada nol maka senyawa tersebut tergolong senyawa kovalen polar, namun bila harga momen dipolnya sama dengan nol maka senyawa tersebut tergolong senyawa kovalen nonpolar.
Seperti pembahasan sebelumnya, senyawa kovalen memiliki beberapa ciri, dan salah satu satu cirinya yaitu keelektronegatifan. adanya keelektronegatifan antara dua atom yang membentuk ikatan kovalen menyebabkan atom yang lebih elektropositif kekurangan rapatan elektron, sebaliknya atom yang lebih elektronegatif kelebihan rapatan elektron. akibatnya pada atom yang lebih elektropositif terjadi muatan parsial positif, sedangkan pada atom yang lebih elektronegatif terjadi muatan parsial negatif. seperti yang terjadi pada molekul HF, H berinisial parsial positif sedangkan F berinisial parsial negatif.
Adanya perbedaan muatan parsial ini menyebabkan timbulnya momen ikatan yang arahnya dari atom dengan muatan parsial positif ke atom dengan muatan parsial negatif atau dari atom yang lebih elektropositif ke atom yang lebih elektronegatif. arah momen ikatan ditunjukkan dengan tanda . tanda ini menunjukkan ke atom manakah pasangan elektron ikatan kovalen atau rapatan elektron ikatan kovalen lebih tertarik.
Momen ikatan timbul bila ikatan kovalen yang terjadi antara dua atom merupakan ikatan kovalen polar. ikatan kovalen polar terjadi antara dua atom yang memiliki keelektronegatifan berbeda. dua atom yang memiliki keelektronegatifan berbeda ini dapat berupa atom seperti atom H dan atom F pada senyawa HF
Jadi intinya adalah untuk mengetahui momen dipol bernilai nol (non polar) atau lebih dari nol (polar) maka kita bisa menghitungnya melalui momen ikatan. misalnya pada senyawa NH3 , jumlah momen ikatannya ada 3 karena yang berikatan ada 3 atom. arah dari momen ikatannya dari semua atom H menuju atom N karena atom atom H lebih elektropositif dan atom N lebih elektronegatif, kemudian bila dijumlahkan momen ikatannya maka momen dipolnya = 3. berarti senyawa NH3 adalah polar. untuk menentukan arah momen dipol tidak hanya pada senyawa yang berikatan tunggal saja, tapi ada yang berikatan rangkap 2 dan 3. untuk lebih lanjut silahkan klik disini saja.

sumber diambil dari buku TEORI VSEPR oleh prof.Effendy, Ph,D.

Cara menentukan arah momen ikatan

Pada momen ikatan , arahnya biasanya dari atom yang berelektropositif ke atom yang berelektronegatif. namun itu semua hanyalah penjelasan untuk senyawa yang mempunyai ikatan tunggal saja dan atomnya berbeda. pada senyawa yang mempunyai yang memiliki atom rangkap 2 atau 3. misalnya pada senyawa C3H3Cl (1-kloropropuna). pada contoh disamping, ada 3 atom H yang berikatan dengan atom C (ke-1) ikatan tunggal, dan atom C (ke-1) ini juga berikatan dengan atom C (ke-2) ikatan rangkap 3, dan atom C (ke-2) ini juga berikatan dengan atom C (ke-3) ikatan rangkap 3, dan atom C (ke-3) ini juga berikatan dengan atom Cl. bila bingung silahkan digambar sendiri strukturnya, ok.
Pada contoh senyawa diatas, arah momen ikatannya yaitu dari 3 atom H ke atom C (ke-1) dan dari atom C (ke-1) ke atom C (ke-2) kemudian dari atom C (ke-2) ke atom C (ke-3) dan terakhir dari atom C (ke-3) ke atom Cl.
Perbedaan diatas disebabkan karena pada 3 atom C itu memiliki keelektronegatifan yang berbeda-beda, dan perbedaan ini dikarenakan jenis orbital-orbital hibrida yang digunakan oleh atom-atom tersebut membentuk ikatan-ikatan kovalen berbeda. disamping itu, perbedaan keelektronegatifan atom-atom karbon dapat berbeda karena jenis atom yang diikatnya berbeda. dalam membentuk ikatan-ikatan kovalen, atom C (ke-3) dan atom C (ke-2) menggunakan orbital hibrida sp, sedangkan atom C (ke-1) menggunakan orbital sp3. atom C (sp) memiliki karakter s sebesar 50%, sedangkan atom C (sp3) memiliki karakter s sebesar 25%. keelektronegatifan atom C bertambah dengan bertambahnya karakter s dalam orbital hibridanya sehingga keelektronegatifan atom C (sp)>C (sp3). kelektronegatifan atom C juga bertambah apabila ia mengikat atom C yang lebih elektronegatif. atom C (ke-3) mengikat atom Cl yang memilki keelektronegatifan tinggi, sedangkan atom C (ke-2) mengikat atom C (ke-1) yang keelektronegatifannya lebih rendah dari keelektronegatifan atom Cl. oleh karena itu, pada senyawa 1-kloropropuna keelektronegatifan atom C (ke-3) > C (ke-2) > C (ke-3), sehingga arah momen ikatannya adalah dari atom C (ke-1) ke atom C (ke-2) dan dari atom C (ke-2) ke atom C (ke-3)

Molekul diatomik (homo-diatomik dan hetero-diatomik) dan Orde ikatan

Molekul diatomik homonuklir/homodiatomik adalah molekul diatomik yang terbentuk dari atom identik. molekul diatomik homonuklida periode ke-2 (Li2, Be2, B2, C2, O2, F2 dan Ne2). Pada molekul homo-diatomik, tingkat energi masing-masing atom pembentuk molekul adalh sama atau tidak ada perbedaan. karena molekul terbentuk dari dua atom yang identik sehingga tidak terdapat paerbedaan keelektronegatifan.
Molekul diatomik heteronuklir/hetero-diatomik adalah molekul diatomik yang terbentuk dari atom dua unsur yang berbeda. Molekul diatomik heteronuklir periode ke-2 seperti CO dan NO. Diagram korelasi untuk molekul hetero-diatomik sangat berbeda dengan diagram korelasi molekul homo-diatomik. pada diagram molekul hetero-diatomik tingkat energi masing-masing atom berbeda, hal ini disebabkan adanya keelektronegatifan. atom yang lebih elektronegatif bergeser kearah bawah, karena elektron ini menarik elektron-elektron valensi lebih kuat dari pada atom yang kurang elektronegatif.
Orde ikatan adalah ukuran pada molekul diatomik, dimana orde ikatan merupakan selisih jumlah elektron di orbital ikatan dengan jumlah ikatan elektron di orbital non ikatan yang kemudian dikalikan setengah.

untuk lebih lengkapnya silahkan klik disini

sumber diambil dari buku Koichi Ohno, 2004 dan Kartohadiprojo, 1994 

Penjelasan Molekul Diatomik Menggunakan Teori Orbital Molekul pada periode ke-2

Teori orbital molekul yang diterapkan pada logam disebut juga dengan teori pita (bond theory). berdasarkan teori ini apabila atom-atom membentuk suatu molekul maka akan terjadi kombinasi linierdari orbital-orbital atom membentuk orbital molekul. kombinasi linier ini menghasilkan dua orbital molekul, yaitu orbital bonding (orbital ikatan) yang tingkat energinya lebih rendah dibandingkan tingkat energi pada orbital antibonding (orbital antiikatan) dengan acuan pada periode ke-2. misalnya Li, tingkat energi 1s pada orbital bonding lebih rendah dibandingkan dengan tingkat energi orbital nonbonding.
Hal ini dikarenakan pada pembentukan orbital bonding terjadi kenaikan rapatan elektron antara dua inti atom Li yang saling berinteraksi. kenaikan rapatan elektron ini akan mengurangi kekuatan tolakan antara dua inti atom Li sehingga tingkat energi orbital bonding lebih rendah dibandingkan tingkat energi orbital-orbital atom penyusunnya. pada pembentukan orbital antibonding terjadi pengurangan rapatan elektron antara dua inti atom Li yang saling berinteraksi. pengurangan rapatan elektron ini akan meningkatkan kekuatan tolakan antara dua inti atom Li yang saling berinteraksi sehingga tingkat energi orbital antibonding lebih tinggi dibandingkan tingkat energi orbital-orbital atom penyusunya.

untuk lebih lengkap silahkan klik disini

sumber diambil dari seri buku ikatan kimia dan kimia anorganik, karangan Prof.Effendy, Ph.D