KATA PENGANTAR

Puji dan syukur penulis panjatkan kehadirat Tuhan Yang Maha Esa yang telah

memberikan rahmat dan karunia-Nya sehingga penulis dapat menyelesaiakan karya tulis ilmiah

dengan judul IKATAN KIMIA. Karya tulis ilmiah ini disusun dalam rangka memenuhi tugas

kelompok dalam mata kuliahan Kimia.

Atas bimbingan bapak/ibu dosen dan saran dari teman-teman maka disusunlah karya tulis

ilmiah ini. Semoga dengan tersusunnya makalah ini diharapkan dapat berguna bagi kami semua

dalam memenuhi salah satu syarat tugas kami di perkuliahan. Karya tulis ini diharapkan bisa

bermanfaat dengan efisien dalam proses perkuliahan.

Dalam menyusun makalah ini, penulis banyak memperoleh bantuan dari berbagai pihak,

maka penulis mengucapkan terima kasih kepada pihak-pihak yang terkait. Dalam menyusun

karya tulis ini penulis telah berusaha dengan segenap kemampuan untuk membuat karya tulis

yang sebaik-baiknya.

Sebagai pemula tentunya masih banyak kekurangan dan kesalahan dalam makalah ini,

oleh karenanya kami mengharapkan kritik dan saran agar makalah ini bisa menjadi lebih baik.

Demikianlah kata pengantar karya tulis ini dan penulis berharap semoga karya ilmiah ini

dapat digunakan sebagaimana mestinya. Amin.

Makassar, 14 September 2013

Penulis

DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR i

DAFTAR ISI ii

BAB I PENDAHULUAN 1

A.    Latar Belakang 1

B.     Rumusan Masalah 2

C.     Tujuan Penulisan 3

D.    Manfaat Penulisan 3

BAB II PEMBAHASAN 4

1.      Terbentuknya Ikatan Kimia 4

2.      Jenis-Jenis Ikatan Kimia 5

BAB III PENUTUP 15

A.    Kesimpulan 15

B.     Saran 15

DAFTAR PUSTAKA 16

BAB IPENDAHULUAN

A. Latar BelakangPada umumnya unsur-unsur dijumpai tidak dalam keadaan bebas (kecuali pada

suhu tinggi), melainkan sebagai suatu kelompok-kelompok atom yang disebut sebagai

molekul. Dari fakta ini dapat disimpulkan bahwa secara energi, kelompok-kelompok atom

atau molekul merupakan keadaan yang lebih stabil dibanding unsur-unsur dalam keadaan

bebas.

Selain gas mulia di alam unsur-unsur tidak selalu berada sebagai unsur bebas

(sebagai atom tunggal), tetapi kebanyakan bergabung dengan atom unsur lain. Tahun 1916

G.N. Lewis dan W. Kossel menjelaskan hubungan kestabilan gas mulia dengan konfigurasi

elektron. Kecuali He; mempunyai 2 elektron valensi; unsur-unsur gas mulia mempunyai 8

elektron valensi sehingga gas mulia bersifat stabil. Atom-atom unsur cenderung mengikuti

gas mulia untuk mencapai kestabilan.

Jika atom berusaha memiliki 8 elektron valensi, atom disebut mengikuti aturan

oktet. Unsur-unsur dengan nomor atom kecil (seperti H dan Li) berusaha mempunyai

elektron valensi 2 seperti He disebut mengikuti aturan duplet. Cara yang diambil unsur

supaya dapat mengikuti gas mulia, yaitu:

1. melepas atau menerima elektron;

2. pemakaian bersama pasangan elektron.

Pada bab struktur atom dan sistem periodik unsur, Anda sudah mempelajari

bahwa sampai saat ini jumlah unsur yang dikenal manusia, baik unsur alam maupun

unsur sintetis telah mencapai sebanyak 118 unsur. Tahukah Anda bahwa di alam semesta

ini sangat jarang sekali ditemukan atom berdiri sendirian, tapi hampir semuanya

berikatan dengan dengan atom lain dalam bentuk senyawa, baik senyawa kovalen maupun

senyawa ionik. Pernahkah Anda membayangkan berapa banyak senyawa yang dapat

terbentuk di alam semesta ini? Mengapa atom-atom tersebut dapat saling berikatan satu

dengan yang lain? Apakah setiap atom pasti dapat berikatan dengan atom-atom lain?

Apakah ikatan antaratom dalam senyawa – senyawa di alam ini semuanya sama? Untuk

mengetahui jawaban dari pertanyaan – pertanyaan tersebut, Anda harus mempelajari bab

Ikatan kimia ini.

Pada bab ini Anda akan mempelajari apakah ikatan kimia itu, mengapa atom-atom

dapat saling berikatan, apa saja jenis-jenis ikatan kimia, dan lain-lain. Gaya yang

mengikat atom-atom dalam molekul atau gabungan ion dalam setiap senyawa disebut

ikatan kimia. Konsep ini pertama kali dikemukakan pada tahun 1916 oleh Gilbert Newton

Lewis (1875-1946) dari Amerika dan Albrecht Kossel (1853-1927) dari Jerman.

Konsep tersebut adalah:

1.      Kenyataan bahwa gas-gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar membentuk senyawa

merupakan bukti bahwa gas-gas mulia memiliki susunan elektron yang stabil.

2.      Setiap atom mempunyai kecenderungan untuk memiliki susunan elektron yang stabil

seperti gas mulia. Caranya dengan melepaskan elektron atau menangkap elektron.

3.      Untuk memperoleh susunan elektron yang stabil hanya dapat dicapai dengan cara

berikatan dengan atom lain, yaitu dengan cara melepaskan elektron, menangkap elektron,

maupun pemakaian elektron secara bersama-sama.

B. Rumusan MasalahDari latar belakang di atas, kita bisa menentukan rumusan masalah yang akan

dibahas dalam makalah ini, yaitu :

1.      Bagaimanakah terbentuknya ikatan kimia?

2.      Apa-apa sajakah jenis dari ikatan kimia?

C. Tujuan Penulisan

Adapun tujuan dalam penulisan karya ilmiah ini, yaitu :

1.      Sebagai salah satu syarat dalam mengikuti mata kuliah Kimia.

2.      Menambah wawasan tentang ikatan kimia.

3.      Mengetahui lebih mendalam tentang ikatan kimia yang kita temukan dalam kehidupan.

D. Manfaat PenulisanAdapun manfaat dalam penulisan karya ilmiah ini, yaitu :

1.      Sebagai pedoman untuk menambah pengetahuan dalam membuat suatu karya ilmiah.

2.      Sebagai referensi bagi penulis dalam pembuatan makalah berikutnya.

3.      Sebagai bahan bacaan.

BAB II

PEMBAHASAN

1. Terbentuknya Ikatan KimiaPada umumnya atom tidak berada dalam keadaan bebas, tetapi bergabung dengan

atom lain membentuk senyawa. Dari 90 buah unsur alami ditambah dengan belasan unsur

buatan, dapat dibentuk senyawa dalam jumlah tak hingga.

Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul.

Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi, sedangkan gaya-gaya yang menahan

atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan

kimia terbentuk karena unsur-unsur ingin memiliki struktur elektron stabil. Struktur

elektron stabil yang dimaksud yaitu struktur elektron gas mulia (Golongan VIII A).

Sebuah atom cenderung melepaskan elektron apabila memiliki elektron terluar 1, 2,

atau 3 elektron dibandingkan konfigurasi elektron gas mulia yang terdekat.

Contoh:

11Na : 2 8 1 ; Gas mulia terdekat ialah 10Ne : 2 8

Jika dibandingkan dengan atom Ne, maka atom Na kelebihan satu elektron. Untuk

memperoleh kestabilan, dapat dicapai dengan cara melepaskan satu elektron.

Na (2 8 1) à Na+ (2 8) + e–

Sebuah atom cenderung menerima elektron apabila memiliki elektron terluar 4, 5,

6, atau 7 elektron dibandingkan konfigurasi elektron gas mulia yang terdekat.

Contoh:

9F : 2 7 ; Gas mulia yang terdekat ialah 10Ne : 2 8.

Konfigurasi Ne dapat dicapai dengan cara menerima satu elektron.

F (2 7) + e– à F- (2 8)

Jika masing-masing atom sukar untuk melepaskan elektron (memiliki

keelektronegatifan tinggi), maka atom-atom tersebut cenderung menggunakan elektron

secara bersama dalam membentuk suatu senyawa. Cara Ini merupakan peristiwa yang

terjadi pada pembentukan ikatan kovalen. Misalnya atom fluorin dan fluorin, keduanya

sama-sama kekurangan elektron, sehingga lebih cenderung memakai bersama elektron

terluarnya.

Jika suatu atom melepaskan elektron, berarti atom tersebut memberikan elektron

kepada atom lain. Sebaliknya, jika suatu atom menangkap elektron, berarti atom itu

menerima elektron dari atom lain. Jadi, susunan elektron yang stabil dapat dicapai dengan

berikatan dengan atom lain.

Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau konfigurasi elektron

seperti gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar disebut ”kaidah oktet”.

Sementara itu atom-atom yang mempunyai kecenderungan untuk memiliki konfigurasi

elektron seperti gas helium disebut ”kaidah duplet”.

Agar dapat mencapai struktur elektron seperti gas mulia, antarunsur mengadakan

hal-hal berikut.

1.      Perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (serah terima elektron).

Atom yang melepaskan elektron akan membentuk ion positif, sedangkan atom yang

menerima elektron akan berubah menjadi ion negatif, sehingga terjadilah gaya

elektrostatik atau tarik-menarik antara kedua ion yang berbeda muatan. Ikatan ini

disebut ikatan ion.

2.      Pemakaian bersama pasangan elektron oleh dua atom sehingga terbentuk ikatan kovalen.

3.      Selain itu, dikenal juga adanya ikatan lain yaitu:

a.       Ikatan logam,

b.      Ikatan hidrogen,

c.       Ikatan Van der Waals.

2. Jenis-Jenis Ikatan Kimia2.1 Ikatan Ion

Atom-atom yang melepas elektron menjadi ion positif (kation) sedang atom-atom

yang menerima elektron menjadi ion negatif (anion). Ikatan ion biasanya disebut ikatan

elektrovalen. Senyawa yang memiliki ikatan ion disebut senyawa ionik. Senyawa ionik

biasanya terbentuk antara atom-atom unsur logam dan nonlogam.

Ikatan ion yaitu ikatan yang terbentuk sebagai akibat adanya gaya tarik-menarik

antara ion positif dan ion negatif, ini terjadi karena kedua ion tersebut memiliki

perbedaan keelektronegatifan yang besar. Ion positif terbentuk karena unsur logam

melepaskan elektronnya, sedangkan ion negatif terbentuk karena unsur nonlogam

menerima elektron. Ikatan ion terjadi karena adanya serah terima elektron. Contoh: NaCl,

MgO, CaF2, Li2O, AlF3, dan lain-lain.

Ikatan ion merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua senyawa

ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu. NaCl mempunyai struktur yang

berbentuk kubus, di mana tiap ion Na+ dikelilingi

oleh 6 ion Cl– dan tiap ion Cl– dikelilingi oleh 6 ion Na+.

Atom-atom membentuk ikatan ion karena masing-masing atom ingin mencapai

keseimbangan/kestabilan seperti struktur elektron gas mulia. Ikatan ion terbentuk antara:

a.       ion positif dengan ion negatif,

b.      atom-atom berenergi potensial ionisasi kecil dengan atom-atom berafinitas elektron besar

(Atom-atom unsur golongan IA, IIA dengan atom-atom unsur golongan VIA, VIIA),

c.       atom-atom dengan keelektronegatifan kecil dengan atom-atom yang mempunyai

keelektronegatifan besar.

Sifat-sifat senyawa ion sebagai berikut.

a.       Dalam bentuk padatan tidak menghantar listrik karena partikel-partikel ionnya terikat

kuat pada kisi, sehingga tidak ada elektron yang bebas bergerak.

b.      Leburan dan larutannya menghantarkan listrik.

c.       Umumnya berupa zat padat kristal yang permukaannya keras dan sukar digores.

d.      Titik leleh dan titik didihnya tinggi.

e.       Larut dalam pelarut polar dan tidak larut dalam pelarut nonpolar.

Lambang titik elektron Lewis terdiri atas lambang unsur dan titik-titik yang setiap

titiknya menggambarkan satu elektron valensi dari atom-atom unsur. Titik-titik elektron

adalah elektron terluarnya.

Untuk membedakan asal elektron valensi penggunaan tanda (O) boleh diganti

dengan tanda (x), tetapi pada dasarnya elektron mempunyai lambang titik Lewis yang

mirip.

Lambang titik Lewis untuk logam transisi, lantanida, dan aktinida tidak dapat

dituliskan secara sederhana, karena mempunyai kulit dalam yang tidak terisi penuh.

Lambang Lewis juga membantu untuk menentukan bentuk suatu ikatan atom. Berikut

bentuk-bentuk molekul .

2.2 Ikatan Kovalen

Bila atom-atom yang memiliki keelektronegatifan sama bergabung, maka tidak

akan terjadi perpindahan elektron, tetapi kedua elektron itu digunakan bersama oleh

kedua atom yang berikatan. Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi antara unsur

nonlogam dengan unsur nonlogam yang lain dengan cara pemakaian bersama pasangan

elektron. Adakalanya dua atom dapat menggunakan lebih dari satu pasang elektron.

Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron

(sesama atom bukan logam). Apabila yang digunakan bersama dua pasang atau tiga

pasang maka akan terbentuk ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga. Jumlah

elektron valensi yang digunakan untuk berikatan tergantung pada kebutuhan tiap atom

untuk mencapai konfigurasi elektron seperti gas mulia (kaidah duplet atau oktet).

Ikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama pasangan elektron oleh atom-

atom yang berikatan. Pasangan elektron yang dipakai bersama disebut pasangan elektron

ikatan (PEI) dan pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan

kovalen disebut pasangan elektron bebas (PEB). Ikatan kovalen umumnya terjadi antara

atom-atom unsur nonlogam, bisa sejenis (contoh: H2, N2, O2, Cl2, F2, Br2, I2) dan berbeda

jenis (contoh: H2O, CO2, dan lain-lain). Senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen

disebut senyawa kovalen.

Penggunaan bersama pasangan elektron digambarkan oleh Lewis menggunakan

titik elektron. Rumus Lewis merupakan tanda atom yang di sekelilingnya terdapat titik,

silang atau bulatan kecil yang menggambarkan elektron valensi atom yang bersangkutan.

Struktur Lewis adalah penggambaran ikatan kovalen yang menggunakan lambang titik

Lewis di mana PEI dinyatakan dengan satu garis atau sepasang titik yang diletakkan di

antara kedua atom dan PEB dinyatakan dengan titik-titik pada masing-masing atom.

Apabila dua atom hidrogen membentuk ikatan maka masing-masing atom

menyumbangkan sebuah elektron dan membentuk sepasang elektron yang digunakan

bersama. Sepasang elektron bisa digantikan dengan sebuah garis yang disebut tangan

ikatan. Jumlah tangan dapat menggambarkan jumlah ikatan dalam suatu senyawa

kovalen.

Sifat-sifat senyawa kovalen sebagai berikut:

a.       Pada suhu kamar umumnya berupa gas (misal H2, O2, N2, Cl2, CO2), cair (misalnya: H2O

dan HCl), ataupun berupa padatan.

b.      Titik didih dan titik lelehnya rendah, karena gaya tarik-menarik antarmolekulnya lemah

meskipun ikatan antaratomnya kuat.

c.       Larut dalam pelarut nonpolar dan beberapa di antaranya dapat berinteraksi dengan

pelarut polar.

d.      Larutannya dalam air ada yang menghantar arus listrik (misal HCl) tetapi sebagian besar

tidak dapat menghantarkan arus listrik, baik padatan, leburan, atau larutannya.

Anda dapat memprediksi ikatan kimia apabila mengetahui konfigurasi elektron

dari atom unsur tersebut (elektron valensinya). Dari situ akan diketahui jumlah

kekurangan elektron masing-masing unsur untuk mencapai kaidah oktet dan dupet

(kestabilan struktur seperti struktur elektron gas mulia). Jarak antara dua inti atom yang

berikatan disebut panjang ikatan. Sedangkan energi yang diperlukan untuk memutuskan

ikatan disebut energi ikatan. Pada pasangan unsur yang sama, ikatan tunggal merupakan

ikatan yang paling lemah dan paling panjang. Semakin banyak pasangan elektron milik

bersama, semakin kuat ikatan dan panjang ikatannya semakin kecil/pendek.

Adapun macam-macam ikatan kovalen berdasarkan jumlah PEI-nya yaitu ikatan

kovalen tunggal yaitu ikatan kovalen yang memiliki 1 pasang PEI. Contoh: H2, H2O

(konfigurasi elektron H = 1; O = 2, 6) atau H – H , H-O-H , ikatan kovalen rangkap 2 yaitu

ikatan kovalen yang memiliki 2 pasang PEI. Contoh: O2, CO2 (konfigurasi elektron O = 2,

6; C = 2, 4) atau O = O , O = C = O, dan ikatan kovalen rangkap 3 yaitu ikatan kovalen

yang memiliki 3 pasang PEI. Contoh: N2 (Konfigurasi elektron N = 2, 5) atau N ≡ N.

Ikatan kovalen yang hanya melibatkan sepasang elektron disebut ikatan tunggal

(dilambangkan dengan satu garis), sedangkan ikatan kovalen yang melibatkan lebih dari

sepasang elektron disebut ikatan rangkap. Ikatan yang melibatkan dua pasang elektron

disebut ikatan rangkap dua (dilambangkan dengan dua garis), sedangkan ikatan yang

melibatkan tiga pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga (dilambangkan dengan tiga

garis).

a. Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang terjadi karena pasangan

elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang berikatan. Ikatan

kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang PEI-nya berasal dari salah satu atom yang

berikatan. Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen di mana pasangan elektron

yang dipakai bersama hanya disumbangkan oleh satu atom, sedangkan atom yang satu lagi

tidak menyumbangkan elektron.

Ikatan kovalen koordinat dapat terjadi antara suatu atom yang mempunyai

pasangan elektron bebas dan sudah mencapai konfigurasi oktet dengan atom lain yang

membutuhkan dua elektron dan belum mencapai konfigurasi oktet.

Ketika membuat rumus Lewis dari asam-asam oksi (misalnya asam sulfat/H2SO4)

lebih dahulu dituliskan bayangan strukturnya kemudian membuat rumus Lewisnya yang

dimulai dari atom hidrogen. Hal ini untuk mengetahui jenis-jenis ikatan yang ada, antara

ikatan kovalen atau ikatan kovalen koordinat.

Pada ikatan kovalen biasa, pasangan elektron yang digunakan bersama dengan

atom lain berasal dari masing-masing atom unsur yang berikatan. Namun apabila

pasangan elektron tersebut hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan, maka

disebut ikatan kovalen koordinasi.

b. Polarisasi Ikatan Kovalen

Perbedaan keelektronegatifan dua atom menimbulkan kepolaran senyawa. Adanya

perbedaan keelektronegatifan tersebut menyebabkan pasangan elektron ikatan lebih

tertarik ke salah satu unsur sehingga membentuk dipol. Adanya dipol inilah yang

menyebabkan senyawa menjadi polar.

Pada senyawa HCl, pasangan elektron milik bersama akan lebih dekat pada Cl

karena daya tarik terhadap elektronnya lebih besar dibandingkan H. Hal itu

menyebabkan terjadinya polarisasi pada ikatan H – Cl. Atom Cl lebih negatif daripada

atom H, hal tersebut menyebabkan terjadinya ikatan kovalen polar.

Contoh:

1) Senyawa kovalen polar: HCl, HBr, HI, HF, H2O, NH3.

2) Senyawa kovalen nonpolar: H2, O2, Cl2, N2, CH4, C6H6, BF3.

Pada ikatan kovalen yang terdiri lebih dari dua unsur, kepolaran senyawanya

ditentukan oleh hal-hal berikut.

1)      Jumlah momen dipol, jika jumlah momen dipol = 0, senyawanya bersifat nonpolar. Jika

momen dipol tidak sama dengan 0 maka senyawanya bersifat polar.

2)      Bentuk molekul, jika bentuk molekulnya simetris maka senyawanya bersifat nonpolar,

sedangkan jika bentuk molekulnya tidak simetris maka senyawanya bersifat polar.

Kedudukan pasangan elektron ikatan tidak selalu simetris terhadap kedua atom

yang berikatan. Hal ini disebabkan karena setiap unsur mempunyai daya tarik elektron

(keelektronegatifan) yang berbeda-beda. Salah satu akibat dari keelektronegatifan adalah

terjadinya polarisasi pada ikatan kovalen.

Kepolaran dinyatakan dengan momen dipol (μ), yaitu hasil kali antara muatan (Q)

dengan satuan Coloumb dengan jarak (r) satuan meter.

μ = Q × r

Satuan momen dipol adalah debye (D), di mana 1 D = 3,33 × 10–30 Cm.

Berikut adalah sajian beberapa momen dipol dari senyawa kovalen.

Senyawa Keelektronegatifan Momen Dipol (D)

HF

HCl

HBr

HI

1,8

1,0

0,8

0,5

1,91

1,03

0,79

0,38

2.3 Ikatan Logam

Ikatan logam adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat penggunaan bersama

elektron-elektron valensi antar atom-atom logam. Ikatan logam terjadi akibat interaksi

antara elektron valensi yang bebas bergerak dengan inti atau kation-kation logam yang

menghasilkan gaya tarik. Contoh: logam besi, seng, dan perak. Ikatan logam bukanlah

ikatan ion atau ikatan kovalen. Salah satu teori yang dikemukakan untuk menjelaskan

ikatan logam adalah teori lautan elektron. Menurut teori ini, atom logam harus berikatan

dengan atom-atom logam yang lain untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia. Dalam

model ini, setiap elektron valensi mampu bergerak bebas di dalam tumpukan bangun

logam atau bahkan meninggalkannya sehingga menghasilkan ion positif. Elektron valensi

inilah yang membawa dan menyampaikan arus listrik. Gerakan elektron valensi ini

jugalah yang dapat memindahkan panas dalam logam.

Contoh terjadinya ikatan logam. Tempat kedudukan elektron valensi dari suatu

atom besi (Fe) dapat saling tumpang tindih dengan tempat kedudukan elektron valensi

dari atom-atom Fe yang lain. Tumpang tindih antarelektron valensi ini memungkinkan

elektron valensi dari setiap atom Fe bergerak bebas dalam ruang di antara ion-ion Fe+

membentuk lautan elektron. Karena muatannya berlawanan (Fe2+ dan 2 e–), maka terjadi

gaya tarik-menarik antara ion-ion Fe+ dan elektron-elektron bebas ini. Akibatnya

terbentuk ikatan yang disebut ikatan logam. Logam mempunyai sifat-sifat antara lain:

a. pada suhu kamar umumnya padat,

b. mengilap,

c. menghantarkan panas dan listrik dengan baik,

d. dapat ditempa dan dibentuk.

Dalam bentuk padat, atom-atom logam tersusun dalam susunan yang sangat rapat

(closely packed). Susunan logam terdiri atas ion-ion logam dalam lautan elektron. Dalam

susunan seperti ini elektron valensinya relatif bebas bergerak dan tidak terpaku pada

salah satu inti atom, sehingga elektron-elektron ini tidak terus-menerus digunakan

bersama oleh dua ion yang sama. Bila diberikan energi, elektron-elektron ini mudah

dioperkan dari atom ke atom. Telah kita ketahui bahwa unsur logam memiliki sedikit

elektron valensi. Berarti, pada kulit luar atom logam terdapat banyak orbital kosong. Hal

ini menyebabkan elektron valensi unsur logam dapat bergerak bebas dan dapat berpindah

dari satu orbital ke orbital lain dalam satu atom atau antar atom.

BAB III

PENUTUP

A. KesimpulanDari bab pembahasan di atas, maka penulis dapat menyimpulkan bahwa atom-

atom saling mengikatkan diri satu sama lain karena ingin menyetarakan kestabilan

mereka, sesuai dengan kaidah oktet atau seperti halnya golongan gas mulia yang telah

memiliki kestabilan yang tidak dapat terelakkan lagi (hukum alam). Adapun jenis-jenis

ikatan kimia terdiri atas 3 macam, yang pertama adalah ikatan ion yang merupakan

ikatan antara unsur-unsur logam dan non-logam, kedua adalah ikatan kovalen yaitu

pemakaian elektron secara bersama-sama oleh unsur non-logam dan unsur non-logam,

serta ikatan logam yang merupakan pemakaian elektron secara bersama-sama oleh atom-

atom logam.

B. SaranAdapun saran yang dapat penulis berikan dalam penulisan karya ilmiah ini yaitu :

1.      Sebaiknya pihak universitas membatasi mahasiswa dalam pengambilan materi penulisan

karya ilmiah melalui internet agar mahasiswa lebih termotivasi dalam menemukan bahan

atau materi lewat beberapa buku di perpustakaan dan agar mahasiswa lebih termotivasi

untuk membaca buku.

2.      Sebaiknya mahasiswa lebih mendalami pemahaman materi ikatan kimia karena materi

ini merupakan materi dari salah satu mata kuliah umum yang perlu diluluskan untuk

pengambilan SKS berikutnya.

DAFTAR PUSTAKA

Harnanto, Ari dan Ruminten. 2009. Kimia untuk SMA/MA kelas X. Jakarta: Pusat

Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Permana, Irvan. 2009. Memahami Kimia 1 untuk SMA/MA kelas X. Jakarta: Pusat

Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Rahardjo, Sentot Budi. 2008. Kimia Berbasis Eksperimen 2 untuk kelas XI SMA dan MA.

Jawa Tengah: PT Tiga Serangkai Pustaka Mandiri.

Setyawati, Arifatun Arifah. 2009. Mengkaji Fenomena Alam untuk Kelas X SMA/MA.

Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Utami, Budi, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah dan

Bakti Mulyani. 2009. Kimia untuk SMA dan MA Kelas X. Jakarta: Pusat Perbukuan

Departemen Pendidikan Nasional.

Utami, Budi, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah dan

Bakti Mulyani. 2009. Kimia untuk SMA dan MA Kelas XI Program Ilmu Alam. Jakarta:

Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional