Putri

Ikatan kimia Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas Langsung ke: navigasi, cari Portal Kimia Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam prakteknya, para kimiawan biasanya bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat. Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.

Contoh model titik Lewis yang menggambarkan ikatan kimia anatara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik lewis adalah salah satu dari usaha awal kimiawan dalam menjelaskan ikatan kimia dan masih digunakan secara luas sampai sekarang.

Daftar isi [sembunyikan] •

1 Tinjauan

• • •

2 Sejarah 3 Teori ikatan valensi 4 Teori orbital molekul 5 Perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul 6 Ikatan dalam rumus kimia 7 Ikatan kuat kimia o 7.1 Ikatan kovalen o 7.2 Ikatan polar kovalen o 7.3 Ikatan ion o 7.4 Ikatan kovalen koordinat o 7.5 Ikatan pisang o 7.6 Ikatan 3c-2e dan 3c-4e o 7.7 Ikatan tiga elektron dan satu elektron o 7.8 Ikatan aromatik o 7.9 Ikatan logam 8 Ikatan antarmolekul o 8.1 Dipol permanen ke dipol permanen o 8.2 Ikatan hidrogen o 8.3 Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals) o 8.4 Interaksi kation-pi 9 Elektron pada ikatan kimia 10 Lihat pula 11 Referensi

•

12 Pranala luar

• • • • • •

•

[sunting] Tinjauan Elektron yang mengelilingi inti atom bermuatan negatif dan proton yang terdapat dalam inti atom bermuatan positif, mengingat muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, maka dua atom yang berdekatan satu sama lainnya akan membentuk ikatan. Dalam gambaran yang paling sederhana dari ikatan non-polar atau ikatan kovalen, satu atau lebih elektron, biasanya berpasangan, ditarik menuju sebuah wilayah diantara dua inti atom. Gaya ini dapat mengatasi gaya tolak menolak antara dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom untuk tetap bersama, walaupun keduanya masih akan tetap bergetar dalam keadaan kesetimbangan. Ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau lebih inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsi. Dalam gambaran ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom lainnya, sehingga secara efektif menyebabkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom yang lain. Hal ini menyebabkan satu atom bermuatan positif dan yang lainnya bermuatan negatif secara

keseluruhan. Ikatan ini dihasilkan dari atraksi elektrostatik di antara atom-atom dan atom-atom tersebut menjadi ion-ion yang bermuatan. Semua bentuk ikatan dapat dijelaskan dengan teori kuantum, namun dalam prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan para kimiawan untuk memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas sebuah ikatan. Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet rule) dan teori VSEPR adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Ada pula teoriteori yang lebih canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputi hibridisasi orbital dan resonans, dan metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: Linear combination of atomic orbitals molecular orbital method) yang meliputi teori medan ligan. Elektrostatika digunakan untuk menjelaskan polaritas ikatan dan efekefeknya terhadap zat-zat kimia.

[sunting] Sejarah Artikel utama untuk bagian ini adalah: Sejarah kimia dan Sejarah molekul Spekulasi awal dari sifat-sifat ikatan kimia yang berawal dari abad ke-12 mengganggap spesi kimia tertentu disatukan oleh sejenis afinitas kimia. Pada tahun 1704, Isaac Newton menggarisbesarkan teori ikatan atomnya pada "Query 31" buku Opticksnya dengan mengatakan atom-atom disatukan satu sama lain oleh "gaya" tertentu. Pada tahun 1819, setelah penemuan tumpukan volta, Jöns Jakob Berzelius mengembangkan sebuah teori kombinasi kimia yang menekankan sifat-sifat elektrogenativitas dan elektropositif dari atom-atom yang bergabung. Pada pertengahan abad ke-19 Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov, dan Hermann Kolbe, beranjak pada teori radikal, mengembangkan teori valensi yang pada awalnya disebut "kekuatan penggabung". Teori ini mengatakan sebuah senyawa tergabung berdasarkan atraksi kutub positif dan kutub negatif. Pada tahun 1916, kimiawan Gilbert N. Lewis mengembangkan konsep ikatan elektron berpasangan. Konsep ini mengatakan dua atom dapat berkongsi satu sampai enam elektron, membentuk ikatan elektron tunggal, ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap tiga.

Dalam kata-kata Lewis sendiri:

“

An electron may form a part of the shell of two different atoms and cannot be said to belong to either one exclusively.

”

Pada tahun yang sama, Walther Kossel juga mengajukan sebuah teori yang mirip dengan teori Lewis, namun model teorinya mengasumsikan transfer elektron yang penuh antara atom-atom. Teori ini merupakan model ikatan polar. Baik Lewis dan Kossel membangun model ikatan mereka berdasarkan kaidah Abegg (1904). Pada tahun 1927, untuk pertama kalinya penjelasan matematika kuantum yang penuh atas ikatan kimia yang sederhana berhasil diturunkan oleh fisikawan Denmark Oyvind Burrau.[1] Hasil kerja ini menunjukkan bahwa pendekatan kuantum terhadap ikatan kimia dapat secara mendasar dan kuantitatif tepat. Namun metode ini tidak mampu dikembangkan lebih jauh untuk menjelaskan molekul yang memiliki lebih dari satu elektron. Pendekatan yang lebih praktis namun kurang kuantitatif dikembangkan pada tahun yang sama oleh Walter Heitler and Fritz London. Metode Heitler-London menjadi dasar dari teori ikatan valensi. Pada tahun 1929, metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: linear combination of atomic orbitals molecular orbital method), disingkat LCAO, diperkenalkan oleh Sir John Lennard-Jones yang bertujuan menurunkan struktur elektronik dari molekul F2 (fluorin) dan O2 (oksigen) berdasarkan prinsip-prinsip dasar kuantum. Teori orbital molekul ini mewakilkan ikatan kovalen sebagai orbital yang dibentuk oleh orbital-orbital atom mekanika kuantum Schrödinger yang telah dihipotesiskan untuk atom berelektron tunggal. Persamaan ikatan elektron pada multielektron tidak dapat diselesaikan secara analitik, namun dapat dilakukan pendekatan yang memberikan hasil dan prediksi yang secara kualitatif cukup baik. Kebanyakan perhitungan kuantitatif pada kimia kuantum modern menggunakan baik teori ikatan valensi maupun teori orbital molekul sebagai titik awal, walaupun pendekatan ketiga, teori fungsional rapatan (Bahasa Inggris: density functional theory), mulai mendapatkan perhatian yang lebih akhir-akhir ini. Pada tahun 1935, H. H. James dan A. S. Coolidge melakukan perhitungan pada molekul dihidrogen.Berbeda dengan perhitungan-perhitungan sebelumnya yang hanya menggunakan fungsi-fungsi jarak antara elektron dengan inti atom, mereka juga menggunakan fungsi yang secara eksplisit memperhitungkan jarak antara dua elektron.[2] Dengan 13 parameter yang dapat diatur, mereka mendapatkan hasil yang sangat mendekati hasil yang didapatkan secara eksperimen dalam hal energi disosiasi. Perluasan selanjutnya menggunakan 54 parameter dan memberikan hasil yang sangat sesuai denganhasil eksperimen. Perhitungan ini meyakinkan komunitas sains bahwa teori kuantum dapat memberikan hasil yang sesuai dengan hasil eksperimen. Namun pendekatan ini tidak dapat memberikan gambaran fisik seperti yang terdapat pada teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Selain itu, ia juga sangat sulit diperluas untuk perhitungan molekul-molekul yang lebih besar.

[sunting] Teori ikatan valensi

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Teori ikatan valensi Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas dasar argumen bahwa sebuah ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron bekerja dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, beranjak dari teori ini, kimawan Linus Pauling mempublikasikan jurnal ilmiah yang dianggap sebagai jurnal paling penting dalam sejarah kimia: "On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berdasarkan hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam aturan pada ikatan elektron berpasangan: 1. Ikatan elektron berpasangan terbentuk melalui interaksi elektron takberpasangan pada masing-masing atom. 2. Spin-spin elektron haruslah saling berlawanan. 3. Seketika dipasangkan, dua elektron tidak bisa berpartisipasi lagi pada ikatan lainnya. 4. Pertukaran elektron pada ikatan hanya melibatkan satu persamaan gelombang untuk setiap atom. 5. Elektron-elektron yang tersedia pada aras energi yang paling rendah akan membentuk ikatan-ikatan yang paling kuat. 6. Dari dua orbital pada sebuah atom, salah satu yang dapat bertumpang tindih paling banyaklah yang akan membentuk ikatan paling kuat, dan ikatan ini akan cenderung berada pada arah orbital yang terkonsentrasi. Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi apa yang banyak orang sebut sebagai "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental untuk memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi 1959 selanjutnya gagal untuk mengalamatkan masalah yang lebih mudah dimengerti menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi ini berkurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang besar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang lebih sulit pada program-program komputer telah hampir dipecahkan dan teori ini beranjak bangkit kembali.

[sunting] Teori orbital molekul Artikel utama untuk bagian ini adalah: Teori orbital molekul Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom untuk membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah sebuah orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Jika orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian lebih tinggi berada di antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Jika elektron-elektron cenderung berada di

orbital molekul yang berada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang berada pada orbital bukan-ikatan cenderung berada pada orbital yang paling dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara keseluruhan pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.

[sunting] Perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul Pada beberapa bidang, teori ikatan valensi lebih baik daripada teori orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, H2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang paling sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang lebih dekat dan representasi yang lebih akurat pada tingkah laku elektron ketika ikatan kimia terbentuk dan terputus. Sebaliknya, teori orbital molekul memprediksikan bahwa molekul hidrogen akan berdisosiasi menjadi superposisi linear dari hidrogen atom dan ion hidrogen positif dan negatif. Prediksi ini tidak sesuai dengan gambaran fisik. Hal ini secara sebagian menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom pada metode ikatan valensi berada di atas kurva yang menggunakan metode orbital molekul. Situasi ini terjadi pada semua molekul diatomik homonuklir dan tampak dengan jelas pada F2 ketika energi minimum pada kurva yang menggunakan teori orbital molekul masih lebih tinggi dari energi dua atom F. Konsep hibridisasi sangatlah berguna dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, menyebabkan teori ini masih menjadi bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik. Namun, hasil kerja Friedrich Hund, Robert Mulliken, dan Gerhard Herzberg menunjukkan bahwa teori orbital molekul memberikan deskripsi yang lebih tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori ikatan valensi menjadi lebih jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya PF5) ketika molekul ini dijelaskan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa yang kurang elektron (seperti diborana) dijelaskan dengan sangat baik oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah dibuat. Pada tahun 1930, dua metode ini saling bersaing sampai disadari bahwa keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang lebih baik. Jika kita mengambil struktur ikatan valensi yang sederhana dan menggabungkan semua struktur kovalen dan ion yang dimungkinkan pada sekelompok orbital atom, kita mendapatkan apa yang disebut sebagai fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Jika kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada keadaan dasar dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan keseluruhan kemungkinan keadaan tereksitasi yang menggunakan orbital tak terisi dari sekelompok orbital atom yang sama, kita juga mendapatkan fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Terlihatlah bahwa pendekatan orbital molekul yang sederhana terlalu menitikberatkan pada struktur ion, sedangkan pendekatan teori valensi ikatan yang sederhana terlalu sedikit menitikberatkan

pada struktur ion. Dapat kita katakan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu terdelokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi. Sekarang kedua pendekatan tersebut dianggap sebagai saling memenuhi, masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan kimia. Perhitungan modern pada kimia kuantum biasanya dimulai dari (namun pada akhirnya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi. Ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul lebih akurat dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital molekul lebih memudahkan untuk diubah menjadi perhitungan numeris. Namun program-progam ikatan valensi yang lebih baik juga tersedia.

[sunting] Ikatan dalam rumus kimia Bentuk atom-atom dan molekul-molekul yang 3 dimensi sangatlah menyulitkan dalam menggunakan teknik tunggal yang mengindikasikan orbital-orbital dan ikatan-ikatan. Pada rumus molekul, ikatan kimia (orbital yang berikatan) diindikasikan menggunakan beberapa metode yang bebeda tergantung pada tipe diskusi. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sebagai contoh, pada kimia organik, kimiawan biasanya hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karena itu, rumus molekul etanol dapat ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH3–CH2–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbitalorbital atom, sebagai contoh anion etena−4 yang dihipotesiskan (\/C=C/\ −4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan.

[sunting] Ikatan kuat kimia Panjang ikat dalam pm dan energi ikat dalam kJ/mol. Panjang ikat dapat dikonversikan menjadi Å dengan pembagian dengan 100 (1 Å = 100 pm). Data diambil dari [1].

Ikatan

Panjang (pm)

Energi (kJ/mol)

H — Hidrogen H–H

74

436

H–C

109

413

H–N

101

391

H–O

96

366

H–F

92

568

H–Cl

127

432

H–Br

141

366

C — Karbon C–H

109

413

C–C

154

348

C=C

134

614

C≡C

120

839

C–N

147

308

C–O

143

360

C–F

135

488

C–Cl

177

330

C–Br

194

288

C–I

214

216

C–S

182

272

N — Nitrogen N–H

101

391

N–C

147

308

N–N

145

170

N≡N

110

945

O — Oksigen O–H

96

366

O–C

143

360

O–O

148

145

O=O

121

498

F, Cl, Br, I — Halogen F–H

92

568

F–F

142

158

F–C

135

488

Cl–H

127

432

Cl–C

177

330

Cl–Cl

199

243

Br–H

141

366

Br–C

194

288

Br–Br

228

193

I–H

161

298

I–C

214

216

I–I

267

151

S — Belerang C–S

182

272

Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, jumlah elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan biasanya merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Jumlah yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki keadaan energi yang lebih rendah jika berpasangan. Teori-teori ikatan yang lebih canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam sebuah ikatan. Sebagai contohnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu

sama lain oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga diketahui dengan baik. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin besar perbedaan elektronegativitasnya, semakin besar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berikat dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.

[sunting] Ikatan kovalen Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan yang perbedaan elektronegativitas (negatif dan positif) di antara atom-atom yang berikat sangatlah kecil atau hampir tidak ada. Ikatan-ikatan yang terdapat pada kebanyakan senyawa organik dapat dikatakan sebagai ikatan kovalen. Lihat pula ikatan sigma dan ikatan pi untuk penjelasan LCAO terhadap jenis ikatan ini.

[sunting] Ikatan polar kovalen Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan polar kovalen Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya berada di antara ikatan kovalen dan ikatan ion.

[sunting] Ikatan ion Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan ion Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik antara dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang besar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang lebih besar dari 2,0 bisanya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang lebih kecil dari 1,5 biasanya disebut ikatan kovalen.[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar antara -3 e sampai dengan +3e.

[sunting] Ikatan kovalen koordinat Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen koordinat Ikatan kovalen koordinat, kadangkala disebut sebagai ikatan datif, adalah sejenis ikatan kovalen yang keseluruhan elektron-elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa Lewis. Konsep ini mulai ditinggalkan oleh para kimiawan seiring dengan berkembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada nitron dan ammonia borana. Susunan ikatan ini berbeda

dengan ikatan ion pada perbedaan elektronegativitasnya yang kecil, sehingga menghasilkan ikatan yang kovalen. Ikatan ini biasanya ditandai dengan tanda panah. Ujung panah ini menunjuk pada akseptor elektron atau asam Lewis dan ekor panah menunjuk pada penderma elektron atau basa Lewis

[sunting] Ikatan pisang Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan pisang Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikan ataupun yang mendapat rintangan sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang biasanya lebih rentan mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal lainnya.

[sunting] Ikatan 3c-2e dan 3c-4e Dalam ikatan tiga-pusat dua-elektron, tiga atom saling berbagi dua elektron. Ikatan sejenis ini terjadi pada senyawa yang kekurangan elektron seperti pada diborana. Setiap ikatan mengandung sepasang elektron yang menghubungkan atom boron satu sama lainnya dalam bentuk pisang dengan sebuah proton (inti atom hidrogen) di tengah-tengah ikatan, dan berbagi elektron dengan kedua atom boron. Terdapat pula Ikatan tiga-pusat empat-elektron yang menjelaskan ikatan pada molekul hipervalen.

[sunting] Ikatan tiga elektron dan satu elektron Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron dapat ditemukan pada spesi radikal yang memiliki jumlah elektron gasal (ganjil). Contoh paling sederhana dari ikatan satu elektron dapat ditemukan pada kation molekul hidrogen H2+. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li2+, lebih kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini dapat dijelaskan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam. [4] Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron dapat ditemukan pada kation dimer helium, He2+, dan dapat pula dianggap sebagai "ikatan setengah" karena menurut teori orbital molekul, elektron ke-tiganya merupakan orbital antiikat yang melemahkan ikatan dua elektron lainnya sebesar setengah. Molekul oksigen juga dapat dianggap memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya. [5]

Molekul-molekul dengan ikatan elektron gasal biasanya sangat reaktif. Ikatan jenis ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang sama.[5]

[sunting] Ikatan aromatik

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Aromatisitas Pada kebanyakan kasus, lokasi elektron tidak dapat ditandai dengan menggunakan garis (menandai dua elektron) ataupun titik (menandai elektron tungga). Ikatan aromatik yang terjadi pada molekul yang berbentuk cincin datar menunjukkan stabilitas yang lebih. Pada benzena, 18 elektron ikatan mengikat 6 atom karbon bersama membentuk struktur cincin datar. "Orde" ikatan antara dua atom dapat dikatakan sebagai (18/6)/2=1,5 dan seluruh ikatan pada benzena tersebut adalah identik. Ikatan-ikatan ini dapat pula ditulis sebagai ikatan tunggal dan rangkap yang berselingan, namun hal ini kuranglah tepat mengingat ikatan rangkap dan ikatan tunggal memiliki kekuatan ikatan yang berbeda dan tidak identik.

[sunting] Ikatan logam Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan logam Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Berbeda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berikat dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang menyebabkan elektron-elektron dapat bergerak bebas, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.

[sunting] Ikatan antarmolekul Terdapat empat jenis dasar ikatan yang dapat terbentuk antara dua atau lebih molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekul menyebabkan molekul saling menarik atau menolak satu sama lainnya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik sebuah zat (seperti pada titik leleh).

[sunting] Dipol permanen ke dipol permanen Artikel utama untuk bagian ini adalah: Gaya antarmolekul Perbedaan elektronegativitas yang bersar antara dua atom yang berikatan dengan kuat menyebabkan terbentuknya dipol (dwikutub). Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.

[sunting] Ikatan hidrogen Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen bisa dikatakan sebagai dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dijelaskan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen berada sangat dekat dengan atom penderma elektron dan mirip dengan ikatan tiga-pusat dua-elektron seperti pada diborana. Ikatan hidrogen menjelaskan titik didih zat cair yang relatif tinggi seperti air, ammonia, dan hidrogen fluorida jika dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang lebih berat lainnya pada kolom tabel periodik yang sama.

[sunting] Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals) Artikel utama untuk bagian ini adalah: Gaya van der Waals Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang paling lemah, namun sering dijumpai di antara semua zat-zat kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik waktu, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Hal ini disebut sebagai dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini dapat menarik maupun menolak elektron-elektron helium lainnya, dan menyebabkan dipol lainnya. Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali untuk kemudian berpisah.

[sunting] Interaksi kation-pi Artikel utama untuk bagian ini adalah: Interaksi kation-pi Interaksi kation-pi terjadi di antara muatan negatif yang terlokalisasi dari elektronelektron pada orbital π dengan muatan positif.

[sunting] Elektron pada ikatan kimia Banyak senyawa-senyawa sederhana yang melibatkan ikatan-ikatan kovalen. Molekulmolekul ini memiliki struktur yang dapat diprediksi dengan menggunakan teori ikatan valensi, dan sifat-sfiat atom yang terlibat dapat dipahami menggunakan konsep bilangan oksidasi. Senyawa lain yang mempunyai struktur ion dapat dipahami dengan menggunakan teori-teori fisika klasik. Pada kasus ikatan ion, elektron pada umumnya terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal bergerak bebas di antara atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik keseluruhan untuk membantu pemahaman kita atas konsep distribusi orbital molekul. Gaya antara atom-atom secara garis besar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik. Sebaliknya pada ikatan kovalen, rapatan elektron pada sebuah ikatan tidak ditandai pada atom individual, namun terdelokalisasikan pada MO di antara atom-atom. Teori kombinasi linear orbital yang diterima secara umum membantu menjelaskan struktur orbital dan energi-energinya berdasarkan orbtial-orbital dari atom-atom molekul. Tidak

seperti ikatan ion, ikatan kovalen bisa memiliki sifat-sifat anisotropik, dan masingmasing memiliki nama-nama tersendiri seperti ikatan sigma dan ikatan pi. Atom-atom juga dapat membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat antara ikatan ion dan kovalen. Hal ini bisa terjadi karena definisi didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron dapat secara parsial terdelokalisasi di antara atom-atom. Ikatan sejenis ini biasanya disebut sebagai ikatan polar kovalen. Lihat pula elektronegativitas. Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul dapat dikatakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di antara dua atau lebih atom. Jenis ikatan antara dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.

[sunting] Lihat pula • • • • • • • • • • • • •

Ikatan Aromatik Ikatan Ion Ikatan Kovalen Ikatan Kovalen Tunggal Ikatan Kovalen Rangkap Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Ikatan Kovalen Koordinasi Ikatan Kovalen Polar Ikatan Kovalen Nonpolar Ikatan Logam Ikatan Pisang Ikatan Antarmolekul Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

[sunting] Referensi 1. ^ Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347 2. ^ James, H. H., A. S. Coolidge (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". Journal of Chemical Physics 1: 825 - 835. 3. ^ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co., 294- 295. ISBN 0-7167-3107-X. 4. ^ Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100. 5. ^ a b Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.

[sunting] Pranala luar •

W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Retrieved May 18, 2005.

• •

Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Retrieved May 18, 2005. Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Retrieved February 29, 2008. [sembunyikan]

l•d•s

Ikatan kimia Ikatan kovalen & Antiikat

"Kuat"

Ikatan ion Ikatan logam Ikatan hidrogen

Ikatan sigma: 3c-2e · Ikatan pisang · 3c-4e (Ikatan hidrogen, Ikatan dihidrogen, Interaksi agostik) · 4c-2e Ikatan pi: Pengikatan balik π · Konjugasi · Hiperkonjugasi · Aromatisitas · Aromatisitas logam Ikatan delta: Ikatan rangkap empat · Ikatan rangkap lima · Ikatan rangkap enam Ikatan dipolar · Haptisitas Interaksi kation-pi · Jembatan garam Aromatisitas logam Ikatan dihidrogen · Kompleks dihidrogen · Ikatan hidrogen sawar rendah · Ikatan hidrogen simetris · Hidrofil

"Lemah" Nonkovalen lain

Gaya van der Waals · Ikatan mekanis · Ikatan halogen · Aurofilisitas · Interkalasi · Penumpukan · Gaya entropik · Polaritas kimia

lainnya Ikatan disulfida · Ikatan peptida · Ikatan fosfodiester Catatan: ikatan kuat yang paling lemah tidak seperlunya lebih kuat dari ikatan lemah yang paling kuat Diperoleh dari "http://id.wikipedia.org/wiki/Ikatan_kimia" Kategori: Ikatan kimia | Kimia fisik | Kimia kuantum Tampilan

• • • • •

Halaman Pembicaraan Sunting ↑ Versi terdahulu

Peralatan pribadi • •

Coba Beta Masuk log / buat akun

Cari Tuju ke

Cari

Navigasi • • • •

Halaman Utama Perubahan terbaru Peristiwa terkini Halaman sembarang

Komunitas • • •

Warung Kopi Portal komunitas Bantuan

wikipedia • • • •

Tentang Wikipedia Pancapilar Kebijakan Menyumbang

Cetak/ekspor • • •

Buat buku Unduh sebagai PDF Versi cetak

Kotak peralatan •

Pranala balik

• • • •

Perubahan terkait Halaman istimewa Pranala permanen Kutip halaman ini

Bahasa lain • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • • •

‫العربية‬ Български Bosanski Català Česky Cymraeg Dansk Deutsch Ελληνικά English Esperanto Español Eesti ‫فارسی‬ Suomi Français Galego ‫עברית‬ िहनदी Magyar Ido Íslenska Italiano 日本語 한국어 Latina Lumbaart Lietuvių Latviešu Македонски मराठी Bahasa Melayu Nederlands Norsk (nynorsk) Norsk (bokmål) Polski Português Română Русский Srpskohrvatski / Српскохрватски

• • • • • • • • • • • • • • • • •

සිංහල Simple English Slovenčina Slovenščina Српски / Srpski Basa Sunda Svenska தமிழ் తలుగు ไทย Tagalog Türkçe Uyghurche / ‫ئۇيغۇرچە‬ Українська Tiếng Việt ‫יִידיש‬ 中文

Jenis ikatan kimia lain Ditulis oleh Yoshito Takeuchi pada 11-08-2008

a. Ikatan logam Setelah penemuan elektron, daya hantar logam yang tinggi dijelaskan dengan menggunakan model elektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan elektron yang bebas bergerak dalam logam. Namun, hal ini tidak lebih dari model. Dengan kemajuan mekanika kuantum, sekitar tahun 1930, teori MO yang mirip dengan yang digunakan dalam molekul hidrogen digunakan untuk masalah kristal logam. Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai energi diskontinyu, dan situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom. Namun, dengan meingkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak, celah energi dari teori MO menjadi lebih sempit, dan akhirnya perbedaan antar tingkat-tingkat energi menjadi dapat diabaikan. Akibatnya banyak tingkat energi akan bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu. Teori ini disebut dengan teori pita. Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita yang baik (Gambar 3.8). Elektron yang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan akibatnya terlokalisasi di orbital-orbital tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian bawah Gambar 3.8. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpang tindih dan bercampur satu dengan yang lain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian, sehingga elektron-elektron ini secara terus menerus

dipercepat oleh medan listrik menghasilkan arus listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor. Bila orbital-orbital valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapat digerakkan oleh medan listrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong di atasnya. Hal inilah yang terjadi dalam isolator.

b. Ikatan hidrogen Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF memiliki titik didih dan titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida lain (gambar 3.9) adalah bahwa HF ada dalam bentuk polimer. Alasan tepatnya tidak begitu jelas untuk kurun waktu yang panjang. Di awal tahunh 1920-an, dengan jelas diperlihatkan bahwa polimer terbentuk antara dua atom flourin yang mengapit atom hidrogen. Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga merupakan masalah yang sangat menarik. Di awal tahun 1930-an, ditunjukkan bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapit hidrogen seperti dalam kasus HF (gambar 3.9). Kemudian diketahui bahwa ikatan jenis ini umum didapatkan dan disebut dengan ikatan hidrogen.

Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada atom elektronegatif seperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa organik dengan gugus hidroksi -OH atau gugus amino -NH2 relatif lebih larut dalam air disebabkan karena pembentukan ikatan hidrogen dengan molekul air. Dimerisasi asam karboksilat seperti asama asetat CH3COOH juga merupakan contoh yang sangat baik adanya ikatan hidrogen.

Ikatan Van der Waals Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan yang tak seragam dalam molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen). Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekul menjadi cair atau padat. Namun, molekul non polar semacam metana CH4, hidrogen H2 atau He (molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah, mungkin juga dipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya agreagasi antar molekul-molekul ini.. Gaya semacam ini disebut dengan gaya antarmolekul.

Ikatan hidrogen yang didiskusikan di atas adalah salah satu jenis gaya antarmolekul. Gaya antarmolekul khas untuk molekul non polar adalah gaya van der Waals. Asal usul gaya ini adalah distribusi muatan yang sesaat tidak seragam (dipol sesaat) yang disebabkan oleh fluktuasi awan elektron di sekitar inti. Dalam kondisi yang sama, semakin banyak jumlah elektron dalam molekul semakin mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan tersebar luas. Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipol akan terinduksi ketika awan elektron mempolarisasi sedemikian sehingga menstabilkan yang bermuatan berlawanan. Dengan gaya van der Waals suatu sistem akan terstabilkan sebesar 1 kkal mol-1. Bandingkan harga ini dengan nilai stabilisasi yang dicapai dengan pembentukan ikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol-1). Kimiawan kini sangat tertarik dengan supramolekul yang terbentuk dengan agregasi molekul dengan gaya antarmolekul. Latihan 3.1 Kekuatan ikatan ion Energi interaksi antara dua muatan listrik Q1 dan Q2 (keduanya adalah bilangan bulat positif atau negatif) yang dipisahkan dengan jarak r (nm) adalah E = 2,31×10-19 Q1Q2/r (J nm). Hitung energi interaksi untuk kasus: (1) interaksi antara Na+ dan Cl– dengan r = 0,276 nm; (2) interaksi antara Mg2+ dan O2- dengan r = 0,25 nm. 3.1 Jawab (1) E = 2,31 x 10-19 (+1)(-1)/(0,276) = -8,37 x 10-19 (J); atau untuk per mol, (2) E = 2,31×10-19 (+2)(-2)/(0,205) = -4,51 x 10-18 (J); atau per mol, E(mol) = -8,37 x 10-19 x 6,022 x 1023 J = 5,04 x 105 J = 504,0 kJ. E(mol) = -4,51 x 10-18 x 6,022 x 1023 J = 2,71 x 105 J = 271,0 kJ Alasan mengapa yang kedua lebih besar adalah lebih besarnya muatan ion dan kedua karena jarak antar ionnya lebih pendek.

3.2 Kepolaran ikatan Besarnya kepolaran ikatan, yakni besarnya distribusi pasangan elektron yang tidak merata, ditentukan oleh perbedaan ke-elektronegativan dua atom yang membentuk ikatan. Susuanlah ikatan-ikatan berikut berdasarkan kenaikan kepolarannya. Anda dapat menggunakan Tabel 5.7 untuk melihat nilai keelektronegativannya. H-H, O-H, Cl-H, S-H, F-H 3.2 Jawab H-H < S-H < Cl-H < O-H < F-H 3.3 Rumus struktur Lewis

Dengan mengikuti aturan oktet, tuliskan rumus struktur Lewis senyawa-senyawa berikut: (a) hidrogen fluorida HF (b) nitrogen N2 (c) metana CH4 (d) karbon tetrafluorida CF4 (e) kation nitrosil NO+ (f) ion karbonat CO32- (g) asetaldehida HCHO 3.3 Jawab

3.4 Senyawa-senyawa boron-nitrogen Jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut: (1) Tuliskan konfigurasi elektron boron dalam keadaan dasar. (2) Gambarkan rumus struktur Lewis BF3. (3) Gambarkan rumus struktur Lewis NH3. (4) Reaksi antara NH3 dan BF3 menghasilkan senyawa adisi. Jelaskan mengapa reaksi ini berlangsung, dan sarankan struktur senyawa adisinya. 3.4 Jawab (1) 1s22s23p1

Go

Cari Artikel Artikel ini termasuk kategori: Ikatan Kimia dan memiliki 1 Komentar sejauh ini. Anda dapat mengikuti perkembangan artikel melalui RSS 2.0 feed.

Anda dapat mengirimkan komentar, atau taut balik dari situs pribadi. ruri iruru says:

•

September 4, 2009 at 11:33 am ad contoh bwt presentasi ga ??? Reply

Beri Komentar Anda Member Chem-is-try.org? Silahkan login disini Nama: Kata Kunci: Belum menjadi member? Beri komentar disini: Nama :

Kirim

(wajib) Email : (wajib) (tidak dipublikasi) Website: Komentar:

BAB 4 IKATAN KIMIA • Definisi Ikatan Kimia Adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar molekul dengan cara sebagai berikut : a) atom yang 1 melepaskan elektron, sedangkan atom yang lain menerima elektron (serah terima elektron) b) penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari masing-masing atom yang berikatan

c) penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan  Tujuan pembentukan ikatan kimia adalah agar terjadi pencapaian kestabilan suatu unsur.  Elektron yang berperan pada pembentukan ikatan kimia adalah elektron valensi dari suatu atom/unsur yang terlibat.  Salah 1 petunjuk dalam pembentukan ikatan kimia adalah adanya 1 golongan unsur yang stabil yaitu golongan VIIIA atau golongan 18 (gas mulia).  Maka dari itu, dalam pembentukan ikatan kimia; atom-atom akan membentuk konfigurasi elektron seperti pada unsur gas mulia.  Unsur gas mulia mempunyai elektron valensi sebanyak 8 (oktet) atau 2 (duplet, yaitu atom Helium). Perio de 1 2 3 4 5 6

Uns ur He Ne Ar Kr Xe Rn

Nomor Atom 2 10 18 36 54 86

K

L

M

N

O

P

2 2 2 2 2 2

8 8 8 8 8

8 18 18 18

8 18 32

8 18

8

 Kecenderungan unsur-unsur untuk menjadikan konfigurasi elektronnya sama seperti gas mulia terdekat dikenal dengan istilah Aturan Oktet o Lambang Lewis Adalah lambang atom yang dilengkapi dengan elektron valensinya. • Lambang Lewis gas mulia menunjukkan 8 elektron valensi (4 pasang). • Lambang Lewis unsur dari golongan lain menunjukkan adanya elektron tunggal (belum berpasangan). Berdasarkan perubahan konfigurasi elektron yang terjadi pada pembentukan ikatan, maka ikatan kimia dibedakan menjadi 4 yaitu : ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan kovalen koordinat / koordinasi / dativ dan ikatan logam. 1).

Ikatan Ion ( elektrovalen )

o Terjadi jika atom unsur yang memiliki energi ionisasi kecil/rendah melepaskan

o o

elektron valensinya (membentuk kation) dan atom unsur lain yang mempunyai afinitas elektron besar/tinggi menangkap/menerima elektron tersebut (membentuk anion). Kedua ion tersebut kemudian saling berikatan dengan gaya elektrostatis (sesuai hukum Coulomb). Unsur yang cenderung melepaskan elektron adalah unsur logam sedangkan unsur yang cenderung menerima elektron adalah unsur non logam.

Contoh 1 : Ikatan antara 11Na dengan Konfigurasi elektronnya : a = 2, 8, 1 11N l 17 C

= 2, 8, 7

l 17 C

 Atom Na melepaskan 1 elektron valensinya sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia.  Atom Cl menerima 1 elektron pada kulit terluarnya sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia. + Na + e

Na →

(2,8,1)

(2,8) − Cl

Cl + e →

(2,8,7)

(2,8,8)

−

 **   * * + ( N )a  C  l • *    **  Antara ion Na+ dengan Cl terbentuk senyawa ion NaCl.



−

terjadi gaya tarik-menarik elektrostatis sehingga

Contoh 2 : Ikatan antara Na dengan O  Supaya mencapai oktet, maka Na harus melepaskan 1 elektron menjadi +

kation Na

Na → Na+ + e

(2,8,1)

(2,8)

 Supaya mencapai oktet, maka O harus menerima 2 elektron menjadi anion O2− O + 2e → O2−

(2,6)

(2,8)

 Reaksi yang terjadi : Na →

+ Na + e

O + 2e →

(x2)

2−

(x1)

O

+ 2 Na + O

+

2 Na + O2−

Na2O

Contoh lain : senyawa MgCl2, AlF3 dan MgO

 Soal : Tentukan senyawa yang terbentuk dari : 1). Mg dengan F 2). Ca dengan Cl

3). K dengan O Senyawa yang mempunyai ikatan ion antara lain : a) Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan halogen (VIIA) Contoh : NaF, KI, CsF b) Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan oksigen (VIA) Contoh : Na2S, Rb2S,Na2O c) Golongan alkali tanah (IIA) dengan golongan oksigen (VIA) Contoh : CaO, BaO, MgS Sifat umum senyawa ionik : 1) Titik didih dan titik lelehnya tinggi 2) Keras, tetapi mudah patah 3) Penghantar panas yang baik 4) Lelehan maupun larutannya dapat menghantarkan listrik (elektrolit) 5) Larut dalam air 6) Tidak larut dalam pelarut/senyawa organik (misal : alkohol, eter, benzena) 2). Ikatan Kovalen o Adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. o Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam). o Ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. o Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama. o Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron). Ada 3 jenis ikatan kovalen : a). Ikatan Kovalen Tunggal Contoh 1 :  Ikatan yang terjadi antara atom H dengan atom H membentuk molekul H2  Konfigurasi elektronnya : 1H = 1  Ke-2 atom H yang berikatan memerlukan 1 elektron tambahan agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil (sesuai dengan konfigurasi elektron He).  Untuk itu, ke-2 atom H saling meminjamkan 1 elektronnya sehingga terdapat sepasang elektron yang dipakai bersama.

H∗ + •H →H ∗ •H

Rumus struktur Rumus kimia Contoh 2 :

= H− H = H2

 Ikatan yang terjadi antara atom H dengan atom F membentuk molekul HF  Konfigurasi elektronnya : =1 1H = 2, 7  Atom H memiliki 1 elektron valensi sedangkan atom F memiliki 7 elektron valensi.  Agar atom H dan F memiliki konfigurasi elektron yang stabil, maka atom H dan atom F masing-masing memerlukan 1 elektron tambahan (sesuai dengan konfigurasi elektron He dan Ne).  Jadi, atom H dan F masing-masing meminjamkan 1 elektronnya untuk dipakai bersama. 9F

∗∗

∗ H• + ∗ F ∗ → ∗∗

∗∗ • ∗ H∗ F ∗ ∗∗

Rumus struktur Rumus kimia 

= H− F = HF

Soal :

1) 2) 3) b).

 

Tuliskan pembentukan ikatan kovalen dari senyawa berikut : ( lengkapi dengan rumus struktur dan rumus kimianya ) Atom C dengan H membentuk molekul CH4 Atom H dengan O membentuk molekul H2O Atom Br dengan Br membentuk molekul Br2 Ikatan Kovalen Rangkap Dua Contoh : Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk molekul O2 Konfigurasi elektronnya : 8O= 2, 6  Atom O memiliki 6 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan tambahan elektron sebanyak 2.  Ke-2 atom O saling meminjamkan 2 elektronnya, sehingga ke-2 atom O tersebut akan menggunakan 2 pasang elektron secara bersama.

•• •O + • ••

∗∗

•• ∗∗ ∗ O→ O• ∗ O ∗ •∗ ∗∗ • • ∗ ∗

Rumus struktur

: O= O

Rumus kimia

1) 2)

: O2

 Soal : Tuliskan pembentukan ikatan kovalen dari senyawa berikut : (lengkapi dengan rumus struktur dan rumus kimianya) Atom C dengan O membentuk molekul CO2 Atom C dengan H membentuk molekul C2H4 (etena)

oo

N

Rumus struktur Rumus kimia

 

**

N

ooo

***

N

+

***

**

ooo

c). Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Contoh 1: o Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul N2 o Konfigurasi elektronnya : 7N = 2, 5 o Atom N memiliki 5 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3. o Ke-2 atom N saling meminjamkan 3 elektronnya, sehingga ke-2 atom N tersebut akan menggunakan 3 pasang elektron secara bersama.

oo

N

: N≡ N : N2

Contoh 2: Ikatan antara atom C dengan C dalam etuna (asetilena, C2H2). Konfigurasi elektronnya : = 2, 4 6C 1H

=1

 Atom C mempunyai 4 elektron valensi sedangkan atom H mempunyai 1 elektron.  Atom C memasangkan 4 elektron valensinya, masing-masing 1 pada atom H dan 3 pada atom C lainnya.

•• • ∗ H∗ C• • C • H ••

(Rumus Lewis)

H− C ≡ C − H (Rumus bangun/struktur)

3). Ikatan Kovalen Koordinasi / Koordinat / Dativ / Semipolar o Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama. o Pasangan elektron ikatan (PEI) yang menyatakan ikatan dativ digambarkan dengan tanda anak panah kecil yang arahnya dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron.

Contoh 1: o Terbentuknya senyawa BF3 − NH3

** * o

* o

** * o

*o

* o

*o

B N

*o

* F* * * **

F

H

B

N

F

H

* o

** * *F **

H

*o

F

N

H

* F* * * ** atau

** * F* * ** H o

H *o

** * *F **

* ** F* * * * o B +

H

H

H

** oo O ** O oo

oo

oo O

oo **

oo + O oo

oo

**

** O

**

oo

oo O + oo

oo

Contoh 2: o Terbentuknya molekul ozon (O3) o Agar semua atom O dalam molekul O3 dapat memenuhi aturan oktet maka dalam salah 1 ikatan O − O , oksigen pusat harus menyumbangkan kedua elektronnya.

Rumus struktur : O O= O

4). Ikatan Logam  Adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik-menarik yang terjadi antara muatan positif dari ion-ion logam dengan muatan negatif dari elektronelektron yang bebas bergerak.  Atom-atom logam dapat diibaratkan seperti bola pingpong yang terjejal rapat 1 sama lain.  Atom logam mempunyai sedikit elektron valensi, sehingga sangat mudah untuk dilepaskan dan membentuk ion positif.  Maka dari itu kulit terluar atom logam relatif longgar (terdapat banyak tempat kosong) sehingga elektron dapat berpindah dari 1 atom ke atom lain.  Mobilitas elektron dalam logam sedemikian bebas, sehingga elektron valensi logam mengalami delokalisasi yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi

tersebut tidak tetap posisinya pada 1 atom, tetapi senantiasa berpindahpindah dari 1 atom ke atom lain. ionpositif

awanelektron

Gambar Ikatan Logam

 Elektron-elektron valensi tersebut berbaur membentuk awan elektron yang menyelimuti ion-ion positif logam.  Struktur logam seperti gambar di atas, dapat menjelaskan sifat-sifat khas logam yaitu : a). berupa zat padat pada suhu kamar, akibat adanya gaya tarik-menarik yang cukup kuat antara elektron valensi (dalam awan elektron) dengan ion positif logam. b). dapat ditempa (tidak rapuh), dapat dibengkokkan dan dapat direntangkan menjadi kawat. Hal ini akibat kuatnya ikatan logam sehingga atom-atom logam hanya bergeser sedangkan ikatannya tidak terputus. c). penghantar / konduktor listrik yang baik, akibat adanya elektron valensi yang dapat bergerak bebas dan berpindah-pindah. Hal ini terjadi karena sebenarnya aliran listrik merupakan aliran elektron.

Polarisasi Ikatan Kovalen • Suatu ikatan kovalen disebut polar, jika Pasangan Elektron Ikatan (PEI) tertarik lebih kuat ke salah 1 atom. Contoh 1 : Molekul HCl

oo Cl oo

oo

*o

H

• Meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar daripada atom H. • Akibatnya atom Cl menarik pasangan elektron ikatan (PEI) lebih kuat daripada atom H sehingga letak PEI lebih dekat ke arah Cl (akibatnya terjadi semacam kutub dalam molekul HCl).

δ+

δ−

oo Cl oo

oo

*o

H •

Jadi, kepolaran suatu ikatan kovalen disebabkan oleh adanya perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom yang berikatan. • Sebaliknya, suatu ikatan kovalen dikatakan non polar (tidak berkutub), jika PEI tertarik sama kuat ke semua atom. Contoh 2 :

oo

oo

oo

oo

H *o H

oo

oo

Cl *o Cl

• Dalam tiap molekul di atas, ke-2 atom yang berikatan menarik PEI sama kuat karena atom-atom dari unsur sejenis mempunyai harga keelektronegatifan yang sama. • Akibatnya muatan dari elektron tersebar secara merata sehingga tidak terbentuk kutub. Contoh 3 :

H

O

oo

C O

oo

H

oo

oo ** ** oo

*o

*o

H

oo

*o

H *o C

•

Meskipun atom-atom penyusun CH4 dan CO2 tidak sejenis, akan tetapi pasangan elektron tersebar secara simetris diantara atom-atom penyusun senyawa, sehingga PEI tertarik sama kuat ke semua atom (tidak terbentuk kutub). Momen Dipol ( µ ) Adalah suatu besaran yang digunakan untuk menyatakan kepolaran suatu ikatan kovalen. Dirumuskan :

o

µ=Qxr ;

1 D = 3,33 x 10-30 C.m

keterangan : µ = momen dipol, satuannya debye (D) Q = selisih muatan, satuannya coulomb (C) r = jarak antara muatan positif dengan muatan negatif, satuannya meter (m)

Perbedaan antara Senyawa Ion dengan Senyawa Kovalen No 1 2 3

Sifat Titik didih Titik leleh Wujud

4

Daya hantar listrik

5 6

Kelarutan dalam air Kelarutan dalam trikloroetana (CHCl3)

Senyawa Ion Tinggi Tinggi Padat pada suhu kamar Padat = isolator Lelehan = konduktor Larutan = konduktor Umumnya larut

Senyawa Kovalen Rendah Rendah Padat,cair,gas pada suhu kamar

Tidak larut

Larut

Padat = isolator Lelehan = isolator Larutan = ada yang konduktor Umumnya tidak larut

Pengecualian dan Kegagalan Aturan Oktet Pengecualian Aturan Oktet a) Senyawa yang tidak mencapai aturan oktet Meliputi senyawa kovalen biner sederhana dari Be, B dan Al yaitu atom-atom yang elektron valensinya kurang dari empat (4). Contoh : BeCl2, BCl3 dan AlBr3 b) Senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil Contohnya : NO2 mempunyai jumlah elektron valensi (5 + 6 + 6) = 17

oo o o

1).

O N

oo

o

oo

Oo o

c) Senyawa dengan oktet berkembang Unsur-unsur periode 3 atau lebih dapat membentuk senyawa yang melampaui aturan oktet / lebih dari 8 elektron pada kulit terluar (karena kulit terluarnya M, N dst dapat menampung 18 elektron atau lebih). Contohnya : PCl5, SF6, ClF3, IF7 dan SbCl5 2).

Kegagalan Aturan Oktet Aturan oktet gagal meramalkan rumus kimia senyawa dari unsur transisi maupun post transisi. Contoh :  atom Sn mempunyai 4 elektron valensi tetapi senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +2  atom Bi mempunyai 5 elektron valensi tetapi senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +1 dan +3 1)

2)

Penyimpangan dari Aturan Oktet dapat berupa : Tidak mencapai oktet Melampaui oktet ( oktet berkembang )

Penulisan Struktur Lewis Langkah-langkahnya : 1) Semua elektron valensi harus muncul dalam struktur Lewis 2) Semua elektron dalam struktur Lewis umumnya berpasangan 3) Semua atom umumnya mencapai konfigurasi oktet (khusus untuk H, duplet) 4) Kadang-kadang terdapat ikatan rangkap 2 atau 3 (umumnya ikatan rangkap 2 atau 3 hanya dibentuk oleh atom C, N, O, P dan S) Langkah alternatif : ( syarat utama : kerangka molekul / ion sudah diketahui ) 1) Hitung jumlah elektron valensi dari semua atom dalam molekul / ion 2) Berikan masing-masing sepasang elektron untuk setiap ikatan 3) Sisa elektron digunakan untuk membuat semua atom terminal mencapai oktet 4) Tambahkan sisa elektron (jika masih ada), kepada atom pusat 5) Jika atom pusat belum oktet, tarik PEB dari atom terminal untuk membentuk ikatan rangkap dengan atom pusat

Resonansi a. Suatu molekul atau ion tidak dapat dinyatakan hanya dengan satu struktur Lewis. b. Kemungkinan-kemungkinan struktur Lewis yang ekivalen untuk suatu molekul atau ion disebut Struktur Resonansi. Contoh :

oo oo

oo

O S oo oo

oo

oo

oo ooo oo

O S oo O

beresonansi

oo

O

oo

o oo

oo

oo

oo

Dalam molekul SO2 terdapat 2 jenis ikatan yaitu 1 ikatan tunggal ( S − O ) dan 1 ikatan rangkap ( S = O ). d. Berdasarkan konsep resonansi, kedua ikatan dalam molekul SO 2 adalah ekivalen. e. Dalam molekul SO2 itu, ikatan rangkap tidak tetap antara atom S dengan salah 1 dari 2 atom O dalam molekul itu, tetapi silih berganti.

c.

f.

Tidak satupun di antara ke-2 struktur di atas yang benar untuk SO 2, yang benar adalah gabungan atau hibrid dari ke-2 struktur resonansi tersebut.