Wikipedia

Gaya London: Perbedaan antara revisi

Jelajahi riwayat secara interaktif
← Revisi sebelumnya
Konten dihapus Konten ditambahkan
VisualTeks wiki
k Robot: Perubahan kosmetika
Nuguseo (bicara | kontrib)
2.761 suntingan
 
(16 revisi perantara oleh 9 pengguna tidak ditampilkan)
Baris 1:
[[Berkas:GambarForze 1di London.3 Terjadinya png|ka|jmpl|240px|Gaya London antara Molekul-Molekul Nonpolar, Versi Kedua.jpg|thumb]]
'''Gaya London''' (disebut juga '''gaya dispersi London''' atau hanya '''gaya dispersi''') merupakan gaya tarik menarik antara [[atom]] dan [[molekul]].<ref>{{cite web |url=https://www.youtube.com/watch?v=UWHUUBsNFbY |title=Chemguy Chemistry P5T8S9 |publisher=YouTube |date= |accessdate=1 April 2013 |archive-molekuldate=2019-05-10 nonpolar|archive-url=https://web.archive.org/web/20190510044947/https://www.youtube.com/watch?v=UWHUUBsNFbY |dead-url=no }}</ref> Gaya London juga merupakan bagian dari gaya antar molekul yang terjadi antara molekul polarnonpolar dengan molekul nonpolar,. sertaGaya antaraini molekulmerupakan polarbagian dengandari polar[[Gaya van der Waals]]. Gaya dispersi London dinamai dari seorang fisikawan Jerman-Amerika [[Fritz London]].
 
== Pendahuluan ==
Molekul non polar terdiri atas inti-nti atom dan elektron-elektron. Inti-inti atom dan elektron-elektron selalu dalam keadaan bergerak. Andaikata atom-atom unsur gas mulia dianggap sebagai molekul monoatomikmaka distribusi dari rata-rata inti atom dan elektron-elektronyang 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'' )
[[Berkas:Argon dimer potential.png|jmpl|kiri|300px|Energi interaksi [[dimer]] [[argon]]. Bagian dengan rentang panjang disebabkan oleh gaya dispersi London]]
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'')<ref>{{cite journal|title=Quadrupole Contributions to London's Dispersion Forces
|first=Henry |last=Margenau |journal=J. Chem. Phys|volume=6 |page=896 |year=1938 |doi=10.1063/1.1750184}}</ref>
 
Dalam kondisi tersebut elektron-elektron yang terdapat di dalam molekul monoatomik dapat dianggap berada dalam kedudukan simetris. Jika di dlamdalam molekul terdapat 2 elektron dan inti atom dengan 2 [[proton]] seperti pada atom Helium[[helium]], maka salah satu kedudukan simetris dari dua elektron tersebut dapatditunjukkandapat ditunjukkan pada gambarditunjukkangambar ditunjukkan 2 elektron tersebut kedudukan simetris ini terjadi pada saat dua elektron posisinya dihubungkan oleh pusat.<ref>{{cite journal|title=London Dispersion Forces and "The Wave"
|author=Wilcox, C. J.|journal=[[J. Chem. Educ.]]|year=1998 |volume=75 |issue=10 |pages=1301|doi=10.1021/ed075p1301}}</ref>
 
TerjadinyagayaTerjadinya londongaya 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 simentrisimetri 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 elektro magnetik[[elektromagnetik]] yang disebut gaya londonLondon.
 
'''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 padamolekulpada 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 londonLondon.
 
=== 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 (''polarizabilitiez'', dengan simbol α dan satuan m³). Dalam hal ini semakin mudah awan elektron suatu molekul dipolarisasi, maka kebolehpolaran malekul tersebut semakin tinggi pila. Kebolehpolaran suatu molkul tergantung pada jumlah dan bentuk awan elektron. Untuk molekul-molekul dengan bentuk yang sama , bertambahnya jumlah elektron
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.<ref>{{cite journal|title=Atomic Calculations. II. Polarizabilities and London Force Constants for F<sup>-</sup>, Ne, and Na<sup>+</sup>|author=Donath, W. E.|journal=J. Chem. Phys|volume=39 |page=2685 |year=1963 |doi=10.1063/1.1734082 }}</ref>
menyebabkan pengaruh inti atom terhadap awan elektron semakinlemah awan elektron semakin lunak sehingga semakin mudah dipolarisasi dan kebolehpolarannya semakin tinggi seperti ditunjukan tabel  berikut
 
Kebolehpolaran suatu molekul tergantung pada jumlah dan bentuk awan elektron.<ref>{{cite journal|title=Multipole Polarizabilities and London Dispersion Forces of He and Li+ Using Double Perturbation Theory|author=Broussard, J. T.; Kestner, N. R.|journal=J. Chem. Phys|volume= 53 |page=1507 |year=1970 |doi=10.1063/1.1674202}}</ref> 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.
Tabel 1.1
 
Kebolehpolaran α beberapa Molekul
<center>
{| class="MsoTableGrid"
{| class="wikitable"
|-
|+Kebolehpolaran α beberapa molekul
Zat
|-
! Zat
'''Bentuk'''
! Bentuk
! |α
! Zat
'''α'''
! Bentuk
! α |
'''zat'''
|
'''Bentuk'''
|
'''α'''
|-
|
[[Helium|He]]
He
|
Bola
Baris 45 ⟶ 42:
|
[[Hidrogen|H₂]]
|
Baris 54 ⟶ 51:
|-
|
[[Argon|Ar]]
Ar
|
Bola
Baris 62 ⟶ 59:
|
[[Nitrogen|N₂]]
|
Baris 72 ⟶ 69:
|-
|
[[Metana|CH₄]]
|
Tetrahedral
Tetrahedal
|
Baris 81 ⟶ 78:
|
[[Karbon dioksida|CO₂]]
CO₂
|
Baris 91 ⟶ 88:
|-
|
[[Karbon tetraklorida|CCl₄]]
CCl₄
|
Tetrahedral
Trahedral
|
Baris 103 ⟶ 100:
|
|
|}
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 yang terjadi in kuat.
 
|}</center>
Adanya gaya london antara molekul-molekul nonpolar menyebabkan pada waktu peleburan dan pendidihan diperlukan sejumlah enengi 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
 
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.
Tabel 1.2
 
Titik Lebur (t.1) dan Titik Didih (t.d). beberapa Zat
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.
{| class="MsoTableGrid"
 
<center>
|
{| class="wikitable"
'''Zat'''
|-
|+Titik lebur dan titik didih beberapa zat
|
|-
'''Bentuk'''
! Zat
! Bentuk
|
'''! Jumlah Elektron'''
! [[Massa molar|Ar (Mr)]]
! [[Titik leleh|t.1]] (°C)
|
! [[Titik didih|t.d]] (°C)
'''Ar (Mr)'''
|-
|
'''t.1 (°C)'''
|
'''t.d (°C)'''
|-
|
[[Helium|He]]
He
|
Baris 153 ⟶ 140:
|-
|
[[Neon|Ne]]
Ne
|
Baris 172 ⟶ 159:
|-
|
[[Argon|Ar]]
Ar
|
Baris 191 ⟶ 178:
|-
|
[[Kripton|Kr]]
Kr
|
Baris 210 ⟶ 197:
|-
|
[[Xenon|Xe]]
Xe
|
Baris 229 ⟶ 216:
|-
|
[[Hidrogen|H₂]]
|
Baris 248 ⟶ 235:
|-
|
[[Nitrogen|N₂]]
|
Baris 267 ⟶ 254:
|-
|
[[Oksigen|O₂]]
|
Baris 286 ⟶ 273:
|-
|
[[Fluorin|F₂]]
|
Baris 305 ⟶ 292:
|-
|
[[Klorin|Cl₂]]
|
Baris 324 ⟶ 311:
|-
|
[[Bromin|Br₂]]
|
Baris 343 ⟶ 330:
|-
|
[[Iodin|I₂]]
|
Baris 362 ⟶ 349:
|-
|
[[Metana|CH₄]]
|
Baris 381 ⟶ 368:
|-
|
[[Karbon tetrafluorida|CF₄]]
CF₄
|
Baris 400 ⟶ 387:
|-
|
[[Karbon tetraklorida|CCl₄]]
CCl₄
|
Baris 419 ⟶ 406:
|-
|
[[Karbon tetrabromida|CBr₄]]
CBr₄
|
Baris 436 ⟶ 423:
190
|}</center>
|}
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 londonantara 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 temperatur ruang, alkana tidak bercabang dengan jumlah atom sampai empat memiliki vase gas, lima sampai sembilanbelas memiliki fase cair, dua puluh atau lebih memiliki fase padat
 
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
Kebolehpolara nmolekul 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 elektronnyadapat 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.
 
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 [[isomer|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 1.3 berikut
 
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
Tabel 1.3
 
Titik Lebur (t.1). dan Titik Didih (t.d). Butana dan Pentana beserta isomernya
<center>
{| class="MsoTableGrid"
{| class="wikitable"
|-
|+Titik lebur dan titik didih [[butana]] dan [[pentana]] beserta isomernya
|-
! Senyawa
! [[Titik leleh|t.l]] (°C)
! [[Titik didih|t.d]] (°C)
! Senyawa
! [[Titik leleh|t.l]] (°C)
! [[Titik didih|t.d]] (°C)
|-
|
[[Butana|''n''-Butana]]
'''Senyawa '''
|
'''t.1 (°C)'''
|
'''t.d (°C)'''
|
'''Senyawa '''
|
'''t.1 (°C)'''
|
'''t.d (°C)'''
|-
|
''n-''Buana
|
Baris 476 ⟶ 453:
|
[[Pentana|''n''-Pentana]]
''n-Pentana''
|
Baris 486 ⟶ 463:
|-
|
[[2-Metilpropana]]
2-metilpropana
|
Baris 495 ⟶ 472:
|
[[2-Metilbutana]]
|
Baris 511 ⟶ 488:
|
[[2,2-Dimetilpropana]]
2,2-dimetilpropana
|
Baris 519 ⟶ 496:
9,5
|}</center>
|}
 
Gaya london merupakan gaya yang lemah. Kekuatanya 1 sampai10 Kj/mol. Meskipun demikian gaya ini amat penting, karena tanpa adanya gaya London senyawa-senyawa nonpolar tidak mungkin dapat dicairkan dan dipadatkan.<ref>effendy.2006.  ''TEORI VSEPR, KEPOLARAN DAN GAYA ANTARMOLEKUL. Malang'': Bayumedia Publishing</ref>
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.<ref>{{cite book|author=Effendy |year=2006 |title=Teori VSEPR, Kepolaran dan Gaya Antarmolekul|location=Malang |publisher=Bayumedia Publishing|isbn=979-369-506-4}}</ref>
 
== Teori mekanika kuantum gaya dispersi ==
Penjelasan pertama daya tarik antara atom [[gas mulia]] diberikan oleh Fritz London pada tahun 1930.<ref>{{citation|author1=R. Eisenschitz |author2=F. London |lastauthoramp=yes |journal=Zeitschrift für Physik|volume=60|pages= 491–527 |year=1930|doi=10.1007/BF01341258|title=Über das Verhältnis der van der Waalsschen Kräfte zu den homöopolaren Bindungskräften|issue=7–8|bibcode=1930ZPhy...60..491E}}</ref><ref>{{Citation|first=F. |last=London|journal= Zeitschrift für Physik |volume=63|page= 245 |year=1930|doi=10.1007/BF01421741|title=Zur Theorie und Systematik der Molekularkräfte|issue=3–4|bibcode=1930ZPhy...63..245L}} dan {{Citation|first=F. |last=London|journal=Zeitschrift für Physikalische Chemie|volume=33|pages= 8–26 |year=1937}}. Terjemahan Bahasa Inggris dalam {{citation|editor=H. Hettema|title= Quantum Chemistry, Classic Scientific Papers|journal= Physics Today|volume= 54|issue= 6|pages= 63|publisher= World Scientific|location= Singapore |year=2000|bibcode= 2001PhT....54f..63H|last1= Parr|first1= Robert G.|doi= 10.1063/1.1387598}}</ref><ref>{{Citation|author=F. London|journal= Transactions of the Faraday Society |volume=33|pages= 8–26 |year=1937|doi=10.1039/tf937330008b|title=The general theory of molecular forces}}</ref> 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 ==
* [[Gaya Van der Waals]]
* [[Gaya antarmolekul]]
 
== Referensi ==
{{reflist|30em}}
 
{{Ikatan kimia}}
 
{{Authority control}}
 
[[Kategori:KimiaIkatan kimia]]
[[Kategori:Fisika]]
Diperoleh dari "https://wiki-indonesia.club/wiki/Gaya_London"