Monday, 23 August 2010

GEOMETRI MOLEKUL

I.TUJUAN PERCOBAAN
1.Mempelajari struktur Lewis untuk model senyawa molekular dan ion poliatomik.
2.Menerapkan teori VSEPR untuk memprediksikan bentuk tiga dimensi molekul dan ion poliatomik.
3.Memprediksi polaritas molekul.

II.DASAR TEORI
STRUKTUR LEWIS
Struktur molekul adalah pengaturan atom-atom molekul dalam ruang tiga dimensi. Struktur molekul dalam ilmu kimia memegang peranan yang sangat penting karena menentukan sifat-sifat kimia suatu molekul. Sekali rumus molekul dari setiap senyawa diperoleh, pertanyaan berikut yang muncul adalah bagaimana atom-atom ini dalam molekul disusun dalam ruang. Cara yang paling mudah adalah pertama-tama menggambakan struktur titik-titik Lewis untuk molekul atau ion molekul yang diperkirakan. Tetapi ini pun tidak mudah karena seringkali terjadi kebingungan tentang jumlah ikatan rangkap yang benar untuk digunakan dan tempat muatan formal.
(Dogra, 1990)
Gilbert N. Lewis (1875-1946) adalah seorang ahli kimia Amerika yang sangat terkenal yang pertama kali menjelaskan dan mengintrepetasikan tentang ikatan kimia. Lewis mengembangkan konsep pasangan elektron dalam ikatan ionik dan kovalen, yang dikenal dengan struktur Lewis. Untuk menuliskan struktur Lewis, mula-mula terlebih dahulu ditentukan kerangka atau struktur molekul yang cukup rasional yaitu dengan membedakan atom pusat dan atom terminal. Atom pusat adalah atom yang terikat pada dua atau lebih atom lain sedangkan atom terminal hanya terikat pada satu atom lain. Rumus Lewis dalam suatu molekul seringkali sangat membantu memahami sifat-sifat kimia dan fisikanya.
Menurut teori Lewis:
1.Elektron-elektron terutama yang berada pada kulit terluar (elektron valensi) memainkan peranan utama dalam pembentukan ikatan kimia.
2.Dalam beberapa hal, pembentukan ikatan kimia terjadi karena adanya perpindahan satu atom ke atom lain. Hal ini mendorong terjadinya pembentukan ion positif dan negatif dan terbentuknya suatu ikatan yang disebut ikatan ion.
3.Dalam hal lain, pembentukan ikatan kimia dapat terjadi dari pemakaian bersama pasangan elektron di antara atom-atom. Molekul yang dihasilkan ini mempunyai suatu jenis ikatan yang disebut ikatan kovalen.
4.Perpindahan dan pemakaian bersama elektron berlangsung sedemikian rupa sehingga setiap atom yang terlibat mendapat suatu konfigurasi elektron yang mantap. Konfigurasi umumnya merupakan konfigurasi gas mulia, yaitu konfigurasi dengan 8 elektron pada kulit terluarnya disebut suatu oktet.
(Petrucci, 2006)
Struktur Lewis molekul atau ion merupakan salah satu cara untuk menggambarkan distribusi elektron valensi atom-atom yang terlibat dalam molekul atau ion tersebut. Struktur ini sangat bermanfaat dalam membantu meramalkan bentuk molekul dan ion poliatomik, sekaligus meramalkan jenis hibridisasinya. Langkah menggambarkan struktur Lewis adalah sebagai berikut:
1.Hitung elektron valensi atom. Untuk ion, tambahkan elektron ke setiap muatan negatif atau kurangi elektron untuk muatan positif.
2.Tempatkan satu pasang elektron dalam setiap ikatan.
3.Lengkapi bentuk oktet dari ikatan atom ke atom pusat (untuk hidrogen duplet).
4.Sisa elektron ditempatkan pada atom pusat.
Bila atom pusat belum memenuhi hukum oktet, lakukan pengaturan kembali dengan membentuk ikatan rangkap 2 atau 3. Namun demikian, aturan Oktet Lewis yang diterangkan sebelumnya cukup efektif dalam menerangkan ikatan terutama untuk ikatan antar unsur-unsur utama,tetapi struktur Lewis hanya memperhatikan ikatan tiap atom, tidak dapat menjelaskan struktur tiga dimensi suatu molekul atau ion poliatomik. Teori yang dapat memprediksikan struktur tiga dimensi disebut teori VSEPR (valence shell electron pair repulsion) atau teori perputaran berpasangan elektron kulit valensi.
(Brady, 1998)
Bentuk molekul sendiri dapat tergantung pada jumlah pasangan ikatan serta jumlah pasangan sunyi. Bantuan lebih lanjut tentang geometri molekul dapat diperoleh dari model VSEPR (Dogra, 1990).

TEORI VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)
Adalah N.V. Sidgwick dan H.M Powell pada tahun 1940 yang memperkenalkan teori ini (Takeuchi, 2006) dan pada tahun 1957 disempurnakan oleh R.J Gillespie dan R.S. Nyhlom. Penataan ikatan di sekitar atom pusat dalam molekul sederhana menghasilkan molekul yang secara geometri simetris. Penataan yang lebih disukai adalah penempatan pasangan elektron dalam tiap orbital ikatan hendaknya sejauh mungkin dari pasangan dalam orbital yang lain. Dengan demikian tolakan netto antara pasangan-pasangan elektron tersebut dapat diminimalkan.
Azas meminimalkan tolakan antara pasangan elektron kulit valensi juga berlaku untuk tolakan antara pasangan-pasangan elektron dalam orbital ikatan dan dalam orbital nonbonding. Pendekatan untuk menerangkan geometri molekul ini disebut tolakan pasangan elektron kulit valensi (VSEPR atau Valence Shell Electron Pair Repulsion). Postulat dasar dari teori VSEPR adalah bahwa untuk mencapai kestabilan molekul yang maksimum, pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat harus tersusun dalam ruang sedemikian rupa sehingga terpisah satu sama lain sejauh mungkin untuk meminimumkan tolakan.
(Syarifuddin, 1994)
Teori ini menjelaskan bahwa jumlah pasangan elektron menentukan penyusunan pasangan-pasangan elektron di sekitar atom pusat molekul. Terdapat gaya tolak elektrostatik antara dua pasangan elektron yang cenderung menolak orbital atom satu sama lain sejauh mungkin. Karena pasangan elektron menempati orbital atom, pasangan elektron bebas juga mempunyai dampak yang sama dengan pasangan elektron ikatan. Singkatnya, pasangan elektron bebas dan pasangan elektron ikatan juga tolak menolak sejauh mungkin (Takeuchi, 2006).
Dalam menggunakan teori VSEPR perlu diperhatikan bahwa:
1.Ikatan rangkap dua dan rangkap tiga yang disebabkan dua pasang dan tiga pasang elektron, dianggap sebagai satu domain.
2.Elektron tunggal dianggap pula sebagai satu pasangan elektron.
(Syarifuddin, 1994)
Gaya tolak menolak antara 2 pasang elektron akan semakin kuat dengan semakin kecilnya jarak antara kedua pasang elektron tersebut. Gaya tolak akan menjadi semakin kuat bila sudut di antara 2 pasang elektron besarnya 90o. Sedangkan tolakan yang melibatkan pasangan electron bebas lebih kuat daripada yang melibatkan pasangan elektron ikatan. Urutan besarnya gaya tolakan adalah:
Tolakan antara PEB-PEB > tolakan antara PEB-PEI > tolakan antara PEI-PEI
(Petrucci, 2006)
VSPER sendiri digunakan untuk menerangkan geometri banyaknya molekul dan ion sederhana dengan mengandaikan bahwa pasangan-pasangan dari elektron kulit valensi baik yang bersifat ikatan maupun non-ikatan hendaknya sejauh mungkin satu sama lain, asal masih dimungkinkan secara geometrik. Istilah-istilah dalam VSPER dapat dijelaskan oleh teori ikatan valensi. Dalam teori ikatan valensi, orbital atom setengah-terisi dari dua atom dibayangkan bertumpang tindih untuk membentuk satu ikatan kovalen atau lebih di antara mereka. Tumpang tindihnya orbital-orbital atom ini seringkali disebut suatu orbital molekul. Elektron-elektron yang tak berada dalam orbital orbital yang bertumpang tindih disebut pasangan elektron nonbonding.
Perhatikan pembentukan molekul diatom. Dengan pendekatan ikatan valensi, mula-mula digambarkan orbital-orbital atom dalam dua atom yang terpencil, yang cukup terpisah sehingga tidak terjadi interaksi antara mereka. Masing-masing atom diandaikan mempunyai satu orbital atau lebih yang setengah terisi. Selanjutnya dibayangkan kedua atom itu bergerak saling mendekati sampai dua orbital yang setengah terisi tadi satu sama lain saling bertumpang-tindih. Akibatnya, dua elektron, satu dari masing-masing atom, menghuni orbital-orbital yang bertumpang tindih dari kedua atom itu. Orbital atom yang bertumpang tindih itu adalah ikatan kovalen yang merupakan gabungan dari kedua atom tersebut untuk membentuk sebuah molekul.
Akibat dari asas pengecualian Pauli, merupakan persyaratan dasar bagi sebuah ikatan kovalen bahwa kedua elektron harus memiliki spin yang berlawanan, sebab kedunya menguni satu orbital. Elektron-elektron tersebut dikatakan berpasangan. Jika hal itu merupakan satu-satunya tumpang tindihnya orbital kedua atom tersebut, maka terbentuklah suatu ikatan tunggal. Jika terdapat orbital-orbital tambahan yang tumpang tindih, maka akan diperoleh ikatan ganda. Singkatnya, elektron yang tidak berada dalam orbital yang bertumpang tindih, dianggap berada dalam orbital atom dan hanya tertarik oleh intinya masing-masing. Dari sini dapat dilihat kemiripan antara teori dalam ikatan valensi dan gagasan berpasangan elektron dari Lewis.
Namun demikian, teori VSEPR memiliki keterbatasan, yaitu model VSEPR hanya berlaku untuk senyawa hidrogen dari atom nitrogen dan oksigen yang kecil. Memang banyak faktor yang mempengaruhi geometri molekul, tolakan antara pasangan elektron kulit valensi hanyalah salah satunya saja. Bentuk molekul suatu senyawa selain tolak menolak antar elektron juga ditentukan oleh beberapa faktor yaitu tolak menoak antar inti, tarik menarik antara inti dan elektron serta besarnya energi kinetik dari elektron.
Bangun atau geometri molekul sederhana juga bergantung pada banyaknya dan penataan orbital ikatan dari atom pusat. Untuk molekul yang atom pusatnya terhibridisasi sp, geometrinya adalah linier terhadap atom pusat. Jika atom pusat terhibridisasi sp2, ketiga orbital terarah dari atom pusat ke sudut-sudut segitiga sama sisi dengan keempat atom beradu dalam bidang datar. Geometrinya adalah segitiga datar. Jika atom pusat terhibridisasi sp3, keempat orbital terarahkan ke titik-titik sudut suatu bidang empat (tetrahedron) sehingga geometrinya dikatakan tetrahedral. Sudut-sudut ikatan yang dikaitkan dengan molekul-molekul ini, yang atom pusatnya terhibridisasi sp, sp2 dan sp3, masing-masing adalah 180o, 120o, dan 109,5o.
Suatu ikatan yang terjadi jika pasangan elektron digunakan bersama-sama antara dua buah atom bukan logam dan kedua atom tersebut berbeda sehingga pasangan elektron itu akan tertarik ke salah satu atom. akan membentuk ikatan kovalen polar, suatu ikatan kovalen dimana terdapat suatu gaya tarik antara kedua atom itu. Gaya tarik elektrostatik ini disebabkan oleh fakta bahwa salah satu atom negatif sebagian dan atom yang lain positif sebagian. Dalam hal molekul diatom, suatu ikatan kovalen polar menghasilkan suatu molekul polar, suatu molekul yang ujungnya relatif positif dan ujung lain relatif negatif.
(Keenan, 1999)

POLARITAS DAN KEELEKTRONEGATIFAN
Bila terdapat lebih dari dua atom dalam molekul, berikatan membentuk sudut, maka sudut yang terbentuk disebut sudut ikatan. Sudut ikatan bervariasi dari kira-kira 60o sampai 180o. Kebanyakan struktur organik mengandung lebih dari tiga atom, dan lebih bersifat berdimensi tiga daripada berdimensi dua.
Semakin elektronegatif suatu atom, semakin besar tarikannya terhadap elektron ikatan—tarikannya tidak cukup bagi atom untuk memecahkannya menjadi ion, tetapi cukup sehingga atom ini mempunyai bagian rapat elektron yang lebih besar. Hasilnya adalah ikatan kovalen polar, suatu ikatan dengan distribusi rapat elektron yang tidak merata.
Disamping keelektronegatifan, faktor lain yang menentukan derajat kepolaran suatu ikatan adalah polarizabilitas atom-atom, yakni kemampuan awan elektron untuk didistorsi (diubah bentuknya) sehingga mengimbas kepolaran. elektron-elektron terluar dari atom-atom besar berada lebih jauh dari inti dan kurang kuat terikat dibandingkan atom-atom kecil. Oleh karena itu, atom besar dapat dipolarkan (polarizabel) dibandingkan atom kecil. Misalnya, ikatan C-I dapat bertindak seolah-olah polar meskipun selisih keelektronegatifan antara C dan I dapat diabaikan.
Dalam molekul homoatomik, tak terjadi pergeseran tetap dari pusat muatan positif ataupun negatif, sehingga molekul homoatomik bersifat nonpolar. Sedangkan dalam molekul heteroatomik terdapat perbedaan keelektronegatifan yang menyebabkan adanya pergeseran rapat elektron sehingga dihasilkan dipol. Momen dipol dinyatakan dalam Deybe. Momen dipol sendiri terjadi karena pergeseran muatan dan karena terdapat pasangan elektron sunyi dari orbital non ikatan. Momen dipol dapat memberikan informasi mengenai molekul, yaitu:
a.Seberapa jauh suatu molekul dapat terpolarisasi secara permanen
b.Geometri dari suatu molekul
c.Perkiraan nilai muatan dari spesies atom-atomnya
(Keenan, 1999)
Suatu senyawa dikatakan polar ketika atom-atom yang saling berikatan mempunyai perbedaan elektronegativitas di antara atom-atomnya. Terdapat atom yang cenderung menarik elektron dan ada atom yang cenderung melepas elektron, sehingga terjadi muatan positif dan muatan negatif dalam molekul tersebut. Cara yang paling banyak digunakan untuk menentukan skala elektronegatif adalah berdasarkan cara yang dirancang oleh Linus Pauling. Makin besar nilai elektronegativitasnya, makin besar kemampuan atom menarik elektron.
Ikatan kovalen bersifat polar bila dua atom yang terikat berbeda dalam keelektronegatifannya, atom yang berelektronegatif besar adalah atom yang memiiki muatan negatif dan atom lainnya bermuatan positif dengan jumlah yang sama. Agar molekul dapat menjadi molekul polar, maka molekul tersebut harus dipol. Artinya ujung yang berlawanan dari molekul mempunyai muatan listrik yang berlawanan. Bila tidak ada muatan pada ujung yang berlawanan atau mempunyai muatan yang sama, maka molekul ini bukan merupakan molekul polar. Contohnya adalah molekul air.
Sedangkan pada molekul CO2 yang berbentuk linear, ikatan dipol tersebut terletak pada arah yang berlawanan dan saling tolak-menolak yang sempurna,yang berarti ikatan CO2 adalah nonpolar. Molekul air tidak berbentuk linear, pada ikatan ini dipol itu sendiri daya tolak-menolaknya tidak sempurna, tetapi sebaliknya daya tarik-menariknya mengarah ke satu arah yang menghasilkan molekul dipol yang murni (resultan gayanya tidak nol). Perbedaan antara air dan karbon dioksida memperlihatkan betapa pentingnya struktur molecular dalam menentukan polaritas molekul. Hal ini merupakan suatu alasan, mengapa teori VSEPR sangat bermanfaat.
Selain dilihat perbedaan elektronegativitasnya, molekul polar juga dapat diketahui dari distribusi elektronnya. Distribusi yang tidak rata tersebut menyebabkan adanya dipol ikatan. Dipol ditentukan secara kuantitatif oleh momen dipol, yaitu hasil dari muatan pada setiap ujung dipol dikali dengan jarak antara kedua muatan. Secara keseluruhan, momen dipol suatu molekul merupakan penjumlah masing-masing ikatan dipol yang ada dalam molekul, yang dijumlahkan seperti pada operasi vektor.
(Brady, 1999).

IKATAN HIDROGEN
Ikatan hidrogen memiliki energi ikatan yang lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion, yakni sekitar 10-40 KJ mol-1. Ikatan ini terbentuk antara dua atom yang sangat elektronegatif, X dan Y, dan dapat digambarkan sebagai
X-H------------Y
Pendek panjang
Antara X dan H terjadi ikatan kovalen. Ikatan hidrogen hanya berarti bila atom X dan Y sangat elektronegatif, yaitu untuk unsur nitrogen, oksigen dan flour. Adanya ikatan hidrogen ternyata mempengaruhi sifat fisik dari zat, yaitu berpengaruh terhadap titik leleh, titik didih dan kalor penguapan.
(Surdia, 1993)
Ikatan lemah yang menghubungkan atom hidrogen pada suatu molekul dengan atom elektronegatif pada molekul lain, yaitu ikatan hidrogen, memiliki sifat seperti dan tidak seperti ikatan ion, kovalen, atau van der Waals. Energi yang dikaitkan dengan ikatan hidrogen sama dengan ikatan van der Waals yang kuat (0,4 sampai 40 kJ/mol) tetapi berlawanan dengan ikatan van der Waals yang tidak terarah, ikatan hidrogen terjadi antara molekul kovalen polar, tetapi ikatan itu sendiri (bergantung pada modelnya) bersifat elektrostatik. Ikatan ini dapat saja terjadi secara antarmolekul atau intramolekul.
Dalam model ikatan hidrogen yang kedua, orbital molekul tiga-pusat terbentuk di antara orbital pasangan ikatan pada satu molekul air, yaitu orbital 1s pada hidrogen, dengan suatu orbital pasangan sunyi pada molekul air kedua.
(Companion, 1991)
Dalam keadaan cair, molekul dari salah satu senyawa ini mempunyai tarikan lebih kuat dri yang lain. Atom hidrogen yang parsial positif dari suatu molekul ditarik oleh pasangan elektron menyendiri dari atom suatu molekul lain yang elektronegatif. Tarikan ini disebut ikatan hidrogen.
Senyawa atau gugus yang hanya mengandung karbon dan hidrogen tidak dapat mengalami ikatan hidrogen. Misalnya adalah metana tidak mengalami ikatan hidrogen karena dua alasan. Pertama, atom karbon dalam senyawa ini tidak mempunyai elektron menyendiri untuk menarik atom hidrogen. Kedua, ikatan CH relatif nonpolar, sehingga molekul metana tidak mempunyai H yang parsial positif.
Energi disosiasi ikatan hidrogen hanya 5-10 kkal/mol, jauh lebih rendah daripada energi disosiasi ikatan kovalen yang khas (80-100 kkal/mol), tetapi jelas lebih kuat daripada kebanyakan tarikan dipol-dipol. Alasan untuk perbedaan ini adalah ukuran atom yang bersangkutan. Atom hidrogen lebih kecil dibandingkan terhadap atom lain dan dapat mengalami suatu kedudukan yang sangat dekat dari elektron menyendiri dari atom elektronegarif, hasilnya adalah suatu tarikan elektrostatik yang kuat. Atom yang lebih besar daripada hidrogen tak dapat menempati kedudukan yang demikian dekatnya terhadap yang lain; akibatnya tarikan dipol-dipol antara atom yang lain lebih lemah.
Untuk semua zat, titik didih bertambah dengan berat molekul karena bertambahnya tarikan van der Waals. Namun demikian senyawa berikatan hidrogen mempunyai titik didih yang lebih tinggi daripada yang diramalkan dari pertimbangan berat molekulnya saja. Untuk menguapkan cairan yang berikatan hidrogen, harus diberikan energi tambahan untuk memecahkan semua ikatan hidrogen antarmolekul.
Etanol dan dimetil eter memiliki berat molekul yang sama. Namun demikian, etanol mempunyai titik didih yang jauh lebih tinggi daripada dimetil eter—etanol adalah cairan pada suhu kamar, sedangkan dimetil eter berupa gas. Perbedaan dalam titik didih antara kedua senyawa ini dapat langsung dihubungkan dengan fakta bahwa molekul etanol terikat oleh ikatan hidrogen, sedangkan molekul dimetil eter tidak dapat membentuk ikatan hidrogen antar molekul-molekulnya.
Kelarutan dari senyawa kovalen dalam air adalah sifat lain yang dipengaruhi oleh ikatan hidrogen. Suatu senyawa yang dapat membentuk ikatan hidrogen dengan air cenderung dapat lebih larut dalam air. Gula, seperti glukosa, mengandung banyak gugus –OH dan dapat larut dengan baik di dalam air.
(Fessenden, 1986).
IKATAN IONIK
Ikatan ion adalah ikatan tak berarah. Ikatan ini terbentuk akibat gaya tarik elektrostatik antara ion positif dan ion negatif. Setiap ion positif menarik semua ion negatif yang berada di sekelilingnya dan demikian pula sebaliknya. Jadi tiap ion akan dikelilingi oleh ion yang berlawanan sebanyak yang masih memungkinkan. Pembatasan jumlah ion yang mengelilingi ion lainnya terkait dengan faktor geometris dan terpeliharanya kenetralan listrik pada padatan yang terbentuk (Sudaryatno). Gagasan mengenai ikatan ionik dikembangkan oleh Kimiawan Jerman Albrecht Kossel (1853-1927) (Takeuchi, 2006).
IKATAN KOVALEN
Gilbert Newton Lewis (1875-1946) dan Irving Langmuir (1881-1957) adalah tokoh yang mempelopori teori ini. Inti teori ini adalah penggunaan bersama elektron oleh dua atom sebagai cara untuk mendapatkan kulit terluar yang diisi penuh elektron. Penggunaan bersama pasangan elektron oleh dua atom atau ikatan kovalen adalah konsep baru waktu itu. Teori ini kemudian diperluas menjadi teori oktet.
(Takeuchi, 2006).
Contoh yang paling sederhana untuk ikatan kovalen adalah ikatan dua atom H membentuk molekul hidrogen, H2. Atom H pada ground state memiliki energi paling rendah. Namun karena elektron bermuatan negatif, maka jika ada atom H kedua yang mendekati, elektron di atom yang pertama dapat lebih dekat ke inti atom H kedua. Demikian pula halnya dengan elektron di atom H kedua dapat lebih dekat ke inti atom H pertama. Hal ini berdampak pada penurunan total energi dari kedua atom dan terbentuklah molekul H2. Syarat agar terjadinya ikatan ini adalah kedua elektron yang terlibat dalam terbentuknya ikatan tersebut memiliki spin yang berlawanan agar prinsip eksklusi Pauli dipenuhi.
Energi total terendah dari dua atom H yang berikatan tersebut tercapai bila kedua elektron menempati orbital s dari kedua atom. Hal ini terjadi pada jarak tertentu, yang memberikan energi total minimum. Apabila kedua inti atom lebih mendekat lagi akan terjadi tolak-menolak antar intinya, dan jika saling menjauh energi total akan meningkat pula. Oleh karena itu ikatan ini stabil.
(Sudaryatno)
Energi Ikatan dan Jarak Ikatan
Energi ikatan adalah sejumlah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan 1 mol ikatan kimia suatu spesies dalam fase gas. Energi akan dilepaskan bila atom-atom bergabung bersama-sama membentuk ikatan kimia dan energi harus diserap jika atom-atom yang berikatan dipisahkan. Sehingga suatu ikatan kimia ditentukan oleh energi ikatan yang besarnya tergantung pada sifat ikatan antar atom-atom, yaitu ikatan ganda lebih kuat dibandingkan ikatan tunggal dan ikatan ganda tiga lebih kuat daripada ganda dua. Maka dapat disimpulkan bahwa hubungan antara ikatan kimia dan energi ikatan adalah bahwa semakin kuat ikatan kimia, semakin pendek jarak ikatannya (Petrucci, 2006).

HYPERCHEM
HyperChem merupakan program kimia aplikasi 32 bit yang dikembangkan oleh HyperCube Inc. Kelebihan program ini adalah fleksibel, berkualitas, handal dan mudah digunakan dibandingkan program sejenis sebab terdapat visualisasi dan animasi 3D hasil perhitungan kimia kuantum, mekanika dan dinamika molekular.
Fasilitas yang disediakan HyperChem diantaranya adalah:
1)metode komputasi (Computational Methods)
2)kimia komputasi (Computational Chemistry)
3)dapat membuat struktur bangun protein dan asam nukleat dari residu standar
4)Menggambar suatu molekul dan pembuatan model tiga dimensi (3D)
5)input struktur dan manipulasi
6)display molekul
7)Penentuan efek isotop dalam perhitungan analisis vibrasi dengan metoda semi-empirik dan ab initio.
8)Perhitungan mekanika molekular dan mekanika kuantum (dengan metoda semi empiris dan ab anitio), dan,
9)Grafik dari hasil perhitungan kimia. Disamping itu tersedia pula data base dan program simulasi Montecarlo dan molecular dynamics (MD).
(Pranowo)

III.ALAT DAN BAHAN
Alat dan bahan yang digunakan dalam praktikum geometri molekul adalah satu set model molekul(molymod), tabel periodik unsur, dan laptop yang dilengkapi dengan software Hyperchem.

IV.CARA KERJA

Percobaan pertama adalah pengamatan model geometri molekul menggunakan molymod. Mula-mula disiapkan satu set model molekul atau molymod yang akan digunakan. Kemudian dibuat struktur lewis sebagai gambaran awal model molekul untuk molekul metana, kloroform, etana, etena, etuna, 1,2-difluoro etana dan metanol. Model molekul disusun untuk membentuk molekul yang diinginkan. Ditentukan jumlah pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bukan ikatan pada atom pusat, lalu diprediksikan sudut ikat dan panjang ikatan atom-atom dalam molekul atau ion poliatomik. Jarak yang memisahkan inti dua atom yang terikat secara kovalen disebut panjang ikatan. Panjang ikatan kovalen, yang dapat ditentukan secara eksperimental, mempunyai selang harga dari 0,74 angstrom sampai 2 angstrom (Keenan, 1999). Diprediksikan pula struktur 3D dengan molymod, dan gambar sketsa tiga dimensinya serta ditentukan kepolarannya.
Percobaan kedua adalah praktek geometri molekul dengan pemodelan komputer yaitu menggunakan software Hyperchem. Langkah pertama program Hyperchem diaktifkan. Selanjutnya dilakukan dilakukan pembuatan struktur 2D untuk setiap struktur dengan bantuan tabel atom (default element) untuk membuat molekul yang diaktifkan terlebih dahulu. Setelah tabel atom muncul, diklik atom-atom penyusun molekul yang ingin diamati geometrinya. Setelah struktur 2D terbentuk, dengan menggunakan tool icon yaitu draw, dihubungkan ikatan antar atom-atom agar terbentuk molekul.
Setelah berhasil dibentuk, didouble klik pada select dalam icon tools untuk kemudian diklik rotate out of plan agar model dapat dirotasi. Selanjutnya dipilih single point pada menu compute, agar bentuk molekul diubah pada posisi single point. Diklik tool icon, select untuk diukur panjang ikatan antar atom, sudut ikat yang nilainya terbaca pada states line yang berada pada bagian bawah fitur. Dilakukan building untuk dapat diperoleh struktur 3D. dan bagaimana bentuk stuktur secara nyata. Caranya dipilih rendering pada menu display. Pada kotak rendering options, dipilih stick and balls, diklik ok. Maka struktur molekul 3D yang diinginkan akan muncul.
V. DAFTAR PUSTAKA
Brady, James E. 1999. Kimia Universitas, Asas & Struktur. Jakarta : Binarupa Aksara.
Companion,Audrey L. 1991. Ikatan Kimia. Bandung: ITB
Dogra, S, Dogra K. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Jakarta: Penerbit Universitas Indonesia, UI Press.
Fessenden.1986. Kimia untuk Universitas, jilid1. Erlangga: Jakarta
Keenan.1999. Kimia untuk Universitas, Jild 1. Erlangga: Jakarta
Petrucci, Ralph H. 2006. Kimia Dasar, Prinsip dan Terapan Modern, Edisi Keempat Jilid 1. Jakarta : Erlangga.
Pranowo, Dwi H. Kimia Komputasi. Jogjakarta: Gadjah Mada University Press.
Surdia, Noer Mansdsjoeriah. 1993. Ikatan dan Struktur Molekul. Institut Teknologi Bandung: Departemen Pendidikan dan Kebudayaan.
Syarifuddin, Nuraini. 1994. Ikatan Kimia. Yogyakarta: Gadjah Mada University Press.
S. Sudaryatno, Utari Ning. Mengenal Sifat-sifat Material. Bandung: ITB.
Takeuchi Y. 2006. Buku teks Pengantar Kimia. Terjemah Ismunandar. Tokyo: Iwanami Publishing Company.

1 comment :

  1. kalo langkah-langkah untuk membuat sebuah struktur dengan molymod itu gmana Ka? misalnya MgPCl5 makasih :)

    ReplyDelete