RINGKASAN KIMIA

1

RINGKASAN MATERI

IKATAN KIMIA

Tahun 1916 G.N. Lewis dan W. Kossel menjelaskan hubungan kestabilan gas mulia

dengan konfigurasi elektron. Kecuali He; mempunyai 2 elektron valensi; unsur-

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

electron valensi 2 seperti He disebut mengikuti aturan duplet.

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 electron gas mulia (VIII A)

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. Selain itu, dikenal juga adanya ikatan lain yaitu:

a. Ikatan logam,

2

b. Ikatan hidrogen,

c. Ikatan Van der Waals.

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 (Martin S.

Silberberg, 2000).

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 electron secara bersama-sama.

3

Lambang Lewis adalah lambang atom disertai elektron valensinya. Elektron

dalam lambang Lewis dapat dinyatakan dalam titik atau silang kecil (James E.

Brady, 1990).

B. Jenis-Jenis Ikatan Kimia

1. Ikatan Ion (Ikatan Elektrovalen)

Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi akibat perpindahan elektron dari satu atom

ke atom lain (James E. Brady, 1990).

Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan elektron (logam) dengan atom

yang menangkap elektron (bukan logam). Atom logam, setelah melepaskan

elektron berubah menjadi ion positif. Sedangkan atom bukan logam, setelah

menerima elektron berubah menjadi ion negatif.

Antara ion-ion yang berlawanan muatan ini terjadi tarik-menarik (gaya

elektrostastis) yang disebut ikatan ion (ikatan elektrovalen).

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

ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu.

4

Contoh Ikatan Ion

Senyawa NaCl

Dengan mengunakan lambang Lewis, pembentukan NaCl digambarkan sebagai berikut.

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+.

Ikatan ion terbentuk antara:

1. ion positif dengan ion negatif,

2. atom-atom berenergi potensial ionisasi kecil dengan atom-atom berafinitas

electron besar (Atom-atom unsur golongan IA, IIA dengan atom-atom unsur

golongan VIA, VIIA),

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

kekuatan keelektronegatifan besar

Sifat-sifat senyawa ion sebagai berikut.

5

1. Dalam bentuk padatan tidak menghantar listrik karena partikel-partikel ionnya

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

2. Leburan dan larutannya menghantarkan listrik.

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

4. Titik leleh dan titik didihnya tinggi.

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

Contoh lain ikatan Ion antara lain :

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

Contoh lain pembentukan ikatan ion

6

Pembentukan MgCl2

Mg (Z = 12) dan Cl (Z = 17) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut.

- Mg : 2, 8, 2

- Cl : 2, 8, 7

Mg dapat mencapai konfigurasi gas mulia dengan melepas 2 elektron, sedangkan Cl

dengan menangkap 1 elektron. Atom Mg berubah menjadi ion Mg2+, sedangkan atom Cl

menjadi ion Cl–.

Ion Mg2+ dan ion Cl– kemudian bergabung membentuk senyawa dengan rumus MgCl2.

Dengan menggunakan lambang Lewis, pembentukan MgCl2 dapat digambarkan sebagai

berikut.

Ikatan antara atom 12Mg dan 8O dalam MgO

Konfigurasi elektron Mg dan O adalah:

Mg : 2, 8, 2 (melepas 2 elektron)

O : 2, 6 (menangkap 2 elektron)

Atom O akan memasangkan 2 elektron, sedangkan atom Mg juga akan memasangkan 2

elektron.

Ikatan ion pada 19K dan 8O dalam K2O

Konfigurasi elektron:

7

K : 2, 8, 8, 1 (melepas 1 elektron) membentuk K+

O : 2, 6 (menerima 2 elektron) membentuk O2–

Ikatan ion pada Fe (elektron valensi 3) dengan Cl (elektron valensi 7)

membentuk FeCl3

Fe mempunyai elektron valensi 3 akan membentuk Fe3+

Cl mempunyai elektron valensi 7 akan membentuk Cl–

2. Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama pasangan elektron oleh atom-atom

yang berikatan.

Pasangan elektron yang dipakai bersama disebut pasangan electron 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, bias sejenis

(contoh: H2, N2, O2, Cl2, F2, Br2, I2) dan berbeda jenis (contoh: H2O, CO2, dan lain-

lain).

8

Senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen disebut senyawa kovalen.

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.

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi antara unsur nonlogam dengan unsur

nonlogam yang lain dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron.

Apabila yang digunakan bersama dua pasang atau tiga pasang maka akan terbentuk

ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga.

Contoh Ikatan Kovalen

Contoh 1

Apabila dua atom hidrogen membentuk ikatan maka masing-masing atom

menyumbangkan sebuah elektron dan membentuk sepasang elektron yang digunakan

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

ikatan.

Contoh 2

Pembentukan ikatan antara 1H dengan 7N membentuk NH3.

Senyawa NH3

7N : 2 5

1H : 1

Atom nitrogen memerlukan tiga elektron untuk mendapatkan susunan elektron gas

mulia, sedangkan setiap atom hidrogen memerlukan sebuah electron untuk mempunyai

9

konfigurasi elektron seperti gas helium. Oleh karena itu, setiap atom nitrogen

memerlukan tiga atom hydrogen

Contoh 3

Ikatan antara atom H dan atom Cl dalam HCl

Konfigurasi elektron H dan Cl adalah:

H : 1 (memerlukan 1 elektron)

Cl : 2, 8, 7 (memerlukan 1 elektron)

Masing-masing atom H dan Cl memerlukan 1 elektron, jadi 1 atom H akan berpasangan

dengan 1 atom Cl. Lambang Lewis ikatan H dengan Cl dalam HCl adalah :

Contoh 4

Ikatan antara atom H dan atom O dalam H2O

Konfigurasi elektron H dan O adalah:

H : 1 (memerlukan 1 elektron)

O : 2, 6 (memerlukan 2 elektron)

Atom O harus memasangkan 2 elektron, sedangkan atom H hanya memasangkan

1 elektron. Oleh karena itu, 1 atom O berikatan dengan 2 atom H.

Lambang Lewis ikatan antara H dengan O dalam H2O

10

2.1. Macam-macam ikatan kovalen:

2.1.1. Berdasarkan jumlah PEI-nya ikatan kovalen dibagi 3:

a. Ikatan kovalen tunggal

Ikatan kovalen tunggal yaitu ikatan kovalen yang memiliki 1 pasang PEI.

Contoh: H2, H2O (konfigurasi elektron H = 1; O = 2, 6)

b. Ikatan kovalen rangkap dua

Ikatan kovalen rangkap 2 yaitu ikatan kovalen yang memiliki 2 pasang PEI.

Contoh: O2, CO2 (konfigurasi elektron O = 2, 6; C = 2, 4)

Ikatan rangkap dua dalam molekul oksigen (O2)

Oksigen (Z = 8) mempunyai 6 elektron valensi, sehingga untuk mencapai

konfigurasi oktet harus memasangkan 2 elektron. Pembentukan ikatannya dapat

digambarkan sebagai berikut.

Lambang Lewis ikatan O2

11

c. Ikatan kovalen rangkap tiga

Ikatan kovalen rangkap 3 yaitu ikatan kovalen yang memiliki 3 pasang PEI.

Contoh :

Ikatan rangkap tiga dalam molekul N2

Nitrogen mempunyai 5 elektron valensi, jadi harus memasangkan 3 elektron untuk

mencapai konfigurasi oktet. Pembentukan ikatannya dapat digambarkan sebagai berikut.

Lambang Lewis ikatan N2

2.2. Polarisasi Ikatan Kovalen

Perbedaan keelektronegatifan dua atom menimbulkan kepolaran senyawa.

Adanya perbedaan keelektronegatifan tersebut menyebabkan pasangan elektron

ikatan lebih tertarik ke salah satu unsure sehingga membentuk dipol.

Adanya dipol inilah yang menyebabkan senyawa menjadi polar.

12

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.

Jumlah momen dipol, jika jumlah momen dipol = 0, senyawanya bersifat

nonpolar.

Jika momen dipol tidak sama dengan 0 maka senyawanya bersifat polar

Besarnya momen dipol suatu senyawa dapat diketahui dengan:

Di mana:

µ = momen dipol dalam satuan Debye (D)

d = muatan dalam satuan elektrostatis (ses)

l = jarak dalam satuan cm

Bentuk molekul, jika bentuk molekulnya simetris maka senyawanya bersifat

nonpolar

jika bentuk molekulnya tidak simetris maka senyawanya bersifat polar.

Ikatan kovalen polar

13

Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang PEInya cenderung tertarik ke salah

satu atom yang berikatan.

Senyawa kovalen polar biasanya terjadi antara atom-atom unsur yang beda

keelektronegatifannya besar, mempunyai bentuk molekul asimetris, mempunyai

momen dipol ( µ = hasil kali jumlah muatan dengan jaraknya)

Contoh:

1) HF

H – F

Keelektronegatifan 2,1; 4,0

Beda keelektronegatifan = 4,0 – 2,1 = 1,9

µ = q × r = 1,91 Debye

2) H2O



µ = q × r = 1,85 Debye

3) NH3



µ = q × r = 1,47 Debye

Ikatan kovalen nonpolar

Ikatan kovalen nonpolar yaitu ikatan kovalen yang PEInya tertarik sama kuat ke arah

atom-atom yang berikatan.

14

Senyawa kovalen nonpolar terbentuk antara atom-atom unsur yang mempunyai beda

keelektronegatifan nol atau mempunyai momen dipol = 0 (nol) atau mempunyai

bentuk molekul simetri.

Contoh:

1) H2

Keelektronegatifan H = 2,1 maka

Beda keelektronegatifan H2 = 0

µ = 0

Bentuk molekul simetri

2) CH4



µ = q × r = 0

Bentuk molekul simetri

2.3. Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen di mana pasangan electron yang

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

tidak menyumbangkan elektron.

Ikatan kovalen koordinasi hanya dapat terjadi jika salah satu atom mempunyai

pasangan elektron bebas (PEB).

Contoh 1

15

Atom N pada molekul amonia, NH3, mempunyai satu PEB. Oleh karena itu molekul

NH3 dapat mengikat ion H+ melalui ikatan kovalen koordinasi, sehingga menghasilkan

ion amonium, NH4+.

Dalam ion NH4+ terkandung empat ikatan, yaitu tiga ikatan kovalen dan satu ikatan

kovalen koordinasi.

Contoh 2

Senyawa SO3

3. Ikatan Logam

16

3.1. Apakah ikatan logam itu?

Ikatan elektron-elektron valensi dalam atom logam bukanlah ikatan ion, juga bukan

ikatan kovalen sederhana. Suatu logam terdiri dari suatu kisi ketat dari ionion positif dan

di sekitarnya terdapat lautan (atmosfer) elektron-elektron valensi. Elektron valensi ini

terbatas pada permukaan-permukaan energi tertentu, namun mempunyai cukup

kebebasan, 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. Sistem ikatan ini unik bagi logam dan dikenal sebagai ikatan logam

Ikatan logam pada natrium

Logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi sehingga

memberikan kesan kuatnya ikatan yang terjadi antara atom-atomnya. Secara rata-rata

logam seperti natrium (titik leleh 97.8°C) meleleh pada suhu yang sangat jauh lebih

tinggi disbanding unsur (neon) yang mendahuluinya pada tabel periodik. Natrium

memiliki struktur elektronik 1s22s22p63s1. Ketika atom-atom natrium datang secara

bersamaan, elektron pada orbital atom 2s dari satu atom natrium membagi ruang dengan

elektron yang bersesuaian pada atom tetangganya untuk membentuk sebuah orbital

molekul . kebanyakan sama atau serupa dengan cara pembentukan ikatan kovalen.

Perbedaannya, bagaimanapun, tiap atom natrium tersentuh oleh delapan atom natrium

yang lainnya ? dan terjadi pembagian (sharing) antara atom tengah dan orbital 3s di

semua delapan atom yang lain. Dan tiap atom yang delapan ini disentuh oleh delapan

atom natrium, yang kesemuanya disentuh oleh delapan atom natrium, terus dan terus

sampai kamu memperoleh seluruh atom dalam bongkahan natrium. Semua orbital 3s

dalam semua atom saling tumpang tindih untuk memberikan orbital molekul dalam

jumlah yang sangat banyak yang memeperluas keseluruhan tiap bagian logam. Terdapat

jumlah orbital molekul yang sangat banyak, tentunya, karena tiap orbital hanya dapat

menarik dua elektron. Elektron dapat bergerak dengan leluasa diantara orbital-orbital

molekul tersebut, dan karena itu tiap elektron manjdi terlepas dari atom induknya.

17

Elektron tersebut disebut terdelokalisasi. Logam terikat bersamaan melalui kekuatan

dayatarik yang kuat antara inti positif dengan elektron yang terdelokalisasi.

Hal ini kadang-kandang dilukisakan sebagai "susunan inti positif di lautan

elektron". Setiap pusat positif pada diagram menggambarkan sisa atom yang terlepas

dari elektron terluar, tetapi elektron tersebut tidak menghilang – ini mungkin tidak

termasuk tambahan pada atom yang istimewa, tetapi pusat positif tetap berada dalam

struktur. Karena itu logam natrium ditulis dengan Na – bukan Na+.

Ikatan logam pada magnesium

Magnesium memiliki struktur elektronik terluar 3s2. Diantara elektro-elektronnya

terjadi delokalisasi, karena itu "lautan" yang ada memiliki kerapatan dua kali lipat

daripada yang terdapat pada natrium. Sisa "ion" juga memiliki muatan dua kali lipat

(jika kamu menggunakan tinjauan ikatan logam) dan tentunya akan terjadi dayatarik

yang lebih banyak antara "ion" dan "lautan". Lebih realistis, tiap atom magnesium

memiliki satu proton lebih banyak pada intinya dibandingkan yang dimiliki oleh

natrium, dan karena itu tidak hanya akan terdapat jumlah elektron yang terdelokalisasi

tetapi juga akan terjadi lebih banyak dayatarik yang terjadi diantara mereka. Atom-atom

magnesium memiliki jari-jari yang sedikit lebih kecil dibandingkan atom-atom natrium

dan karena itu elektron yang terdelokalisasi lebih dekat ke inti. Tiap atom magnesium

18

juga memiliki 12 atom terdekat dibandingkan delapan yang dimiliki natrium. Faktor-

faktor inilah yang meningkatkan kekuatan ikatan secara lebih lanjut.

Ikatan logam pada unsur-unsur transisi

Logam transisi cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi. Alasannya

adalah logam transisi dapat melibatkan elektron 3d yang ada dalam kondisi delokalisasi

seperti elektron pada 4s. Lebih banyak elektron yang dapat kamu libatkan,

kecenderungan dayatarik yang lebih kuat akan kamu peroleh.

Ikatan logam pada leburan logam

Pada leburan logam, ikatan logam tetap ada, meskipun susunan strukturnya telah rusak.

Ikatan logam tidak sepernuhnya putus sampai logam mendidih. Hal ini berarti bahwa

titik didih merupakan penunjuk kekuatan ikatan logam dibandingkan dengan titik leleh.

Pada saat meleleh, ikatan menjadi longgar tetapi tidak putus

Adanya ikatan logam menyebabkan logam bersifat:

1. pada suhu kamar berwujud padat, kecuali Hg;

2. keras tapi lentur/dapat ditempa;

3. mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi;

4. penghantar listrik dan panas yang baik;

5. mengilap.

C. Pengecualian Aturan Oktet

Pengecualian aturan oktet dapat dibagi dalam tiga kelompok sebagai berikut.

1. Senyawa yang tidak mencapai aturan oktet.

Senyawa yang atom pusatnya mempunyai elektron valensi kurang dari 4 termasuk

dalam kelompok ini. Hal ini menyebabkan setelah semua elektron valensinya

dipasangkan tetap belum mencapai oktet. Contohnya adalah BeCl2, BCl3, dan AlBr3.

19

2. Senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil.

Contohnya adalah NO2, yang mempunyai elektron valensi (5 + 6 + 6) = 17.

Kemungkinan rumus Lewis untuk NO2 sebagai berikut.

3. Senyawa yang melampaui aturan oktet.

Ini terjadi pada unsur-unsur periode 3 atau lebih yang dapat menampung lebih dari 8

elektron pada kulit terluarnya (ingat, kulit M dapat menampung hingga 18 elektron).

Beberapa contoh adalah PCl5, SF6, ClF3, IF7, dan SbCl5.

Perhatikan rumus Lewis dari PCl5, SF6, dan ClF3 berikut ini.

20

D. Kegagalan Aturan Oktet

Aturan oktet gagal meramalkan rumus kimia senyawa dari unsur transisi maupun

postransisi. Unsur postransisi adalah unsur logam setelah unsur transisi, misalnya Ga,

Sn, dan Bi. Sn mempunyai 4 elektron valensi, tetapi senyawanya lebih banyak dengan

tingkat oksidasi +2. Begitu juga Bi yang mempunyai 5 elektron valensi, tetapi

senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +1 dan +3. Pada umumnya, unsur

transisi maupun unsur postransisi tidak memenuhi aturan oktet.

RINGKASAN KIMIA

Documents

Transcript of RINGKASAN KIMIA