Ikatan Kimia
A. Peranan
Elektron Dalam Ikatan Kimia
Teori
duplet dan oktet dari G.N.
Lewis merupakan
dasar ikatan kimia.
Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia (ns2np6)
Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia (ns2np6)
Contoh:
TEORI
INI MENDAPAT BEBERAPA KESULITAN, YAKNI :
1.
|
Pada senyawa BCl3
dan PCl5,
atom boron dikelilingi 6 elektron, sedangkan atom fosfor
dikelilingi 10 elektron. |
|
|
2
|
Menurut
teori ini, jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk suatu unsur
tergant~u~g jumlah elektron tak berpasangan dalam unsur tersebut.
Contoh
:
8O
: 1s2
2s2
2p2
2px2
2py1
2pz1
Ada
2 elektron tunggal. sehingga oksigen dapat membentuk 2 ikatan
(H-O-H; O=O).
akan tetapi:
5B
: 1s2
2s2
2px1
Sebenarnya
hal ini dapat diterangkan bila kita ingat pada prinsip Hund,
dimana cara pengisian elektron dalam orbital suatu sub kulit ialah
bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum
masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.
Contoh
: 5B
: 1s2
2s2
2px1
(hibridisasi) 1s2
2s1
2px1
2py1
Tampak setelah terjadi hibridisasi untuk berikatan dengan atom B memerlukan tiga buah elektron, seperti BCl3 |
3.
|
Menurut teori di
atas, unsur gas mulia tidak dapat membentuk ikatan karena di
sekelilingnya telah terdapat 8 elektron. Tetapi saat ini sudah diketahui bahwa Xe dapat membentuk senyawa, misalnya XeF2 den XeO2. |
Teori
lain adalah teori ikatan valensi. Dalam teori ini ikatan antar atom
terjadi dengan care saling bertindihan dari orbital-orbital atom.
Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan
kuantum spin yang berlawanan.
BEBERAPA
MACAM IKATAN KIMIA YANG TELAH DIKETAHUI, ANTARA LAIN :
A.
|
Ikatan antar atom |
1. Ikatan ion =
elektrovalen = heteropolar |
|
|
2. Ikatan kovalen
= homopolar |
|
|
3. Ikatan kovalen
koordinasi = semipolar
|
|
|
4. Ikatan logam
|
B.
|
Ikatan antar
molekul |
1. Ikatan
hidrogen
|
|
|
2. Ikatan van der
walls |
B. Ikatan
Ion = Elektrovalen = Heteropolar
Ikatan
ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron
(logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima
elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin
besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk
ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.
PADA
UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH
-
IA VIIA
atau VIA
- IIA VIIA atau VIA
- Unsur transisi VIIA atau VIA
- IIA VIIA atau VIA
- Unsur transisi VIIA atau VIA
Contoh:
Na
Na
+ e-
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 (konfigurasi Ne)
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 (konfigurasi Ne)
Atom
Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan
oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.
Cl +
e-
Cl-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)
Antara
ion-ion Na+
dan Cl-
terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa
ion Na+Cl-.
Contoh
lain
: CaCl2
, MgBr2,
BaO , FeS dan sebagainya.
SIFAT-SIFAT
SENYAWA IONIK ANTARA LAIN
a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar
a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar
C. Ikatan
Kovalen = Homopolar
Ikatan
kovalen terjadi karena adanya pemakaian bersama elektron dari
atom-atom yang membentuk ikatan. Pada umumnya ikatan kovalen terjadi
antara atom-atom bukan logam yang mempunyai perbedaan
elektronegativitas rendah atau nol. Seperti misalnya : H2,
CH4,
Cl2,
N2,
C6H6,
HCl dan sebagainya.
IKATAN
KOVALEN TERBAGI ATAS
1.
|
IKATAN
KOVALEN POLAR
Atom-atom
pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap
pasangan elektron
persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan kedua atomnya. Elektron persekutuan akan bergeser ke arah atom yang lebih elektronegatif akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif.
Dalam
senyawa HCl ini, Cl mempunyai keelektronegatifan yang lebih besar
dari H. sehingga pasangan elektron lebih tertarik ke arah Cl,
akibatnya H relatif lebih elektropositif sedangkan Cl relatif
menjadi elektronegatif.
Pemisahan
muatan ini menjadikan molekul itu bersifat polar dan memiliki
"momen dipol" sebesar:
T
= n . l
dimana
:
T
= momen dipol
n = kelebihan muatan pada masing-masing atom l = jarak antara kedua inti atom |
2.
|
IKATAN
KOVALEN NON POLAR
Titik
muatan negatif elektron persekutuan berhimpit, sehingga pada
molekul pembentukuya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan
lain bahwa elektron persekutuan mendapat gaya tarik yang sama.
Contoh:
Kedua
atom H mempunyai harga keelektronegatifan yang sama.
Karena
arah tarikan simetris, maka titik muatan negatif elektron
persekutuan berhimpit.
Contoh
lain adalah senyawa CO2,
O2,
Br2
dan lain-lain
|
D. Ikatan
Kovalen Koordinasi = Semipolar
Ikatan
kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan
elektron yang dipakai bersama berasal dari salah
satu atom yang
membentuknya.
Jadi
di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron
sunyi), sedangkan atom lain sebagai
penerimanya.
penerimanya.
SYARAT
PEMBENTUKANNYA
1.
Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas
2. Atom lainnya memiliki orbital kosong
2. Atom lainnya memiliki orbital kosong
Contoh:
-
Ion hidronium (H3O+):
H2O
+ H+
H3O+L
-
Ion amonium : NH4+
E. Ikatan
Logam, Ikatan Hidrogen Dan Ikatan Van Der Walls
IKATAN
LOGAM
Pada
ikatan kovalen, elektron-elektron ikatan seolah-olah menjadi milik
sepasang atom, sehingga tidak dapat bergerak bebas. Pada logam,
elektron-elektron yang menyebabkan terjadinya ikatan di antara
atom-atom logam tidak hanya menjadi milik sepasang atom saja, tetapi
menjadi milik semua atom logam, sehingga elektron-elektron dapat
bergerak bebas. Karena itulah maka logam-logam dapat menghantarkan
arus listrik.
IKATAN
HIDROGEN
Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.
Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.
Contoh:
-
molekul H2O
-
molekul HF
IKATAN
VAN DER WALLS
Gas
mempunyal sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya.
Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik
menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah
menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara
molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya
relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang
berdekatan ini disebut gaya Van der walls.
F. Bentuk
Molekul
Dalam
bentuk molekul dikenal adanya teori ikatan valensi. Teori ini
menyatakan bahwa ikatan antar atom terjadi dengan cara saling
bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang
tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.
Pertindihan
antara dua sub kulit s tidak kuat, oleh karena distribusi muatan yang
berbentuk bola, oleh sebab itu pada umumnya ikatan s
- s
relatif lemah.
Sub
kulit "p"
dapat bertindih dengan sub kulit "s"
atau sub kulit "p"
lainnya, ikatannya relatif lebih kuat, hal ini dikarenakan sub kulit
"p"
terkonsentrasi pada arah tertentu.
Contoh:
a.
|
Molekul HF:
|
- konfigurasi
atom H : 1s1 |
|
|
- konfigurasi
atom F: 1s2
2s2
2Px2
2py2
2pz1
|
|
Tumpang tindih terjadi antara sub kulit 1s dari atom H dengan orbital 2pz dari aton, F. Pertindihan demikian disebut pertindihan sp. |
|
b.
|
Molekul H2O:
|
- konfigurasi
atom H : 1s1 |
|
|
- konfigurasi
atom O: 1s2
2s2
2Px2
2py1
2pz1
|
|
Dalam atom O terdapat 2 elektron dalam keadaan yang tidak berpasangan (orbital 2py dan 2pz), masing-masing orbital ini akan bertindihan dengan orbital 1s dari 2 atom H. Kedudukan orbital-orbital p saling tegak lurus, diharapkan sudut ikatannya sebesar 90o, tetapi karena adanya pengaruh pasangan elektron 2px, maka kedua ikatan tersebut akan tertolak dan membentuk sebesar 104.5o. |
|
c.
|
Molekul CH4
|
- konfigurasi
atom H: 1s1 |
|
|
- konfigurasi
atom C: 1s2
2s2
2Px1
2py1
2pz0 |
|
Untuk mengikat 4 atom H menjadi CH4, maka 1 elektron dari orbital 2s akan dipromosikan ke orbital 2pz, sehingga konfigurasi elektron atom C menjadi: 1s1 2s1 2px1 2py1 2pz1 . Orbital 2s mempunyai bentuk yang berbeda dengan ketiga orbital 2p, akan tetapi ternyata kedudukan keempat ikatan C-H dalam CH4 adalah sama. Hal ini terjadi karena pada saat orbital 2s, 2px, 2py dan 2pz menerima 4 elektron dari 4 atom H, keempat orbital ini berubah bentuknya sedemikian sehingga mempunyai kedudukan yang sama. Peristiwa ini disebut "hibridisasi". Karena perubahan yang terjadi adalah 1 orbital 2s dan 3 orbital 2p, maka disebut hibridisasi sp3. Bentuk molekul dari ikatan hibrida sp3 adalah tetrahedron. |
BEBERAPA
BENTUK GEOMETRI IKATAN, ANTARA LAIN :
Jenis
ikatan
|
Jumlah
ikatan maksimum
|
Bentuk
geometrik
|
sp
|
2
|
Linier
|
sp2
|
3
|
Segitiga
datar
|
sp3
|
4
|
Tetrahedron
|
dsp3
|
5
|
Trigonal
bipiramid
|
sp2d
; dsp2
|
4
|
Segiempat
datar
|
d2sp3
; sp3d2
|
6
|
Oktahedron
|