Bab 2 : Ikatan Kimia
Ikatan Kimia
Daftar Isi
1 Diagram Titik dan Silang
2 Ikatan Elektrokovalen
3 Ikatan Kovalen
3.1 Pengecualian Oktet
3.2 Energi Ikatan
3.3 Panjang Ikatan
4 Ikatan Pi dan Sigma
5 Elektronegatifitas dan Jenis Ikatan
6 Jumlah Ikatan Kovalen yang dibentuk oleh Atom
7 Bentuk Molekul
8 Molekul Polar
8.1 Ikatan Polar
8.2 Molekul Polar
8.3 Ikatan dipole-dipole
9 Gaya Van Der Waals
10 Ikatan Hydrogen
10.1 Sifat Ikatan Hidrogen
11 Ikatan Kovalen Koordinasi
11.1 Ion ammonium
11.2 Molekul BF3
11.3 Ion kompleks
11.4 Bentuk Molekul dari ion
12 Ikatan logam
Diagram Titik dan Silang
Electron terluar dari atom atau ion dapat dinyatakan dengan titik atau silang. Beberapa contoh dari diagram titik silang ditampilkan pada tabel berikut
Titik atau silang sering digunakan untuk menunjukan dari mana electron berasal sebagai contoh ion Cl- dapat dibentuk dari atom Cl yang telah menerima sebuah electron. Titik menyatakan electron asli dari atom Cl sedangkan silang menyetakan electron tambahan
Ikatan Elektrokovalen
Ikatan elektrokovalen diperoleh ketika electron di transfer dari atom suatu unsure kepada atom unsure lainnya, sehingga diperoleh ion positif dan negative. Berikut contoh pembentukan ikatan ion:
Ion positif dan negative bergabung bersama-sama membentuk ikatan ionic/ elektrokovalen. Ikatan ini merupakan daya elektrostatik tarik menarik antara muatan positif dan negative
Senyawa NaCl adalah contoh senyawa yang terbentuk dengan ikatan elektrostatik.
Magnesium oksida adalah senyawa ionik yang mengandung ion Mg2+ dan O2-, ion ini dibentuk dengan cara masing-masing atom magnesium melepaskan 2 elektron untuk didonorkan kepada atom oksigen
Ikatan ionic hanya dibentuk oleh unsure logam dan non logam. Ikatan ionic tidak terbentuk antara dua unsure non logam
Ikatan Kovalen
Ikatan kovalen dibentuk ketika ketika dua atom, masing-masing dengan electron tunggal berikatan dengan cara memakai electron tersebut secara bersama-sama
Dalam pembentukan ikatan kovalen berlaku :
Masing-masing atom pada orbital kulit terluar mengandung electron tunggal
Tumpang tindih terjadi pada dua orbital yang mengandung electron tunggal sehingga menghasilkan electron berpasangan dengan pemakaian bersama electron berpasangan ini untuk kedua atom
Ikatan kovalen pada molekul H2 dapat ditunjukan sebagai berikut ;
+ 🡪
Ikatan ini dapat dgambarkan sebagai berikut
Ikatan kovalen antara molekul HCl ditunjukan pada gambar berikut
Atau dapat juga ditulis sebagai berikut
Ikatan ini adalah interaksi tarik manarik antara pasangan electron dengan inti positif dari kedua atom tersebut
Ikatan kovalen dapat terbentuk ketika :
Dua atom dari unsure non logam
Atom dari unsure non logam dengan atom dari beberapa logam tertentu
Sebagai contoh adalah ikatan kovalen dalam molekul intan, Silikon dioksi dan dan molekul I2, CH4, H2O, dan NH3
Ikatan kovalen rangkap dua, masing-masing atom menyediakan dua electron sehingga total empat elektron dipakai bersama oleh kedua atom
Contoh :
Dalam ikatan rangkap tiga, masing-masing atom menyediakan tiga electron sehingga total enam electron dipakai bersama-sama oleh kedua atom
Contoh :
Pengecualian Oktet
Tidak semua unsur mematuhi aturan octet, beberapa pengecualian dari aturan octet adalah sebagai berikut :
Senyawa dengan total elektron berjumlah ganjil
Senyawa dengan jumlah total elektron terluar kurang dari 8
Senyawa dengan jumlah elektron terluar lebih dari 8.
Dalam hal ini hanya atom periode ke 3 atau lebih yang dapat memiliki elektron terluar lebih dari 8. Sedangkan periode 2 hanya dapat menampung 8 elektron pada kulit terluarnya. Sebagai contoh Cl dapat membentuk ClF3, akan tetapi F tidak dapat membentuk FCl3
Senyawa yang tidak memenuhi aturan octet banyak yang reaktif
Senyawa yang kurang dari octet cenderung bersifat asam lewis
Senyawa dengan electron ganjil biasanya melakukan dimerisasi untuk membentuk produk octet missal : NO menjadi N2O2, dan NO2 menjadi N2O4
Energi Ikatan
Kekuatan dari ikatan kovalen dinyatakan dengan energy ikatan. Energy ikatan adalah jumlah energy yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan kovalen, untuk tiap mole ikatan. Makin besar energy ikatan maka makin kuat pula ikatannya
Senyawa kovalen dengan energy ikatan yang kecil akan mengalami dekomposisi dengan mudah apabila dipanaskan dibandingkan dengan senyawa dengan energy ikatan yang besar.
Contoh: efek pemanasan pada molekul hidrida golongan VIIA. HI (EI = 299 kJ/mol) akan terdekomposisi ketika dipanaskan akan tetapi HCl (EI = 431 kJ/mol) tidak terdekomposisi ketika dipanaskan.
Energy ikatan yang sangat besar akan membuat molekul menjadi tidak reaktif.
Contoh N≡N adalah senyawa yang tidak reaktif, karena memiliki energy ikatan 944 kJ/mol. Dalam hal ini energi yang sangat besar dibutuhkan supaya molekul N2 dapat bereaksi dengan unsur lain
Energy ikatan rata-rata dapat digunakan untuk memperkirakan nilai entalpi reaksi
Panjang Ikatan
Panjang ikatan kovalen adalah jarak antara dua inti dari dua atom yang berikatan
Pada umumnya makin kecil panjang ikatan maka makin kuat ikatan kovalennya
Ikatan Pi dan Sigma
Ikatan sigma dibentuk ketika dua orbital mengalami tumpang tindih orbital secara head-on. Pada ikatan sigma, massa jenis elektron terpusatkan pada orbital overlap yang terbentuk. Ikatan sigma mempunyai simetri rotasi sekeliling sumbu ikatan.
Ikatan sigma dibentuk oleh tumpang tindih orbital s-s, p-p, s-d, p-d, dan d-d
Contoh : Ikatan sigma terbentuk ketika molekul Cl2 terbentuk (tumpang tindih dari 2 orbital 3p pada masing-masing atom Cl)
Ikatan phi adalah ikatan yang terbentuk apabila orbital dari masing-masing atom mengalami tumpang tindih pada bagian “sideway”.
Pada orbital phi, kerapatan elektron terdapat pada bagian atas dan bawah dari orbital overlap yang terbentuk, sehingga orbital pi tidak dapat dirotasikan tanpa memutus ikatannya.
Ikatan pi dapat dibentuk oleh tumpang tindih orbital p-p, p-d, dan d-d
Contoh ikatan phi adalah ikatan C=C pada etena, pada ikatan C=C ada dua jenis ikatan. Pertama ikatan dua orbital p yang berupa ikatan sigma, dan kedua ikatan antara orbital p yang berupa ikatan phi
Elektronegatifitas dan Jenis Ikatan
Elektronegativitas adalah ukuran kemampuan suatu atom menarik electron dalam ikatan kovalen. Kelektronegatifan memiliki nilai dari 0 sampai 4.0
Logam memiliki kelektronegatifan yang kecil sehingga kemampuan menarik elektronnya juga kecil
Unsure non logam memiliki keelektronegatifan yang besar sehingga kemampuan menarik elektronnya juga besar
Ketika dua atom berikatan membentuk ikatan kimia maka :
Ikatan kovalen terbentuk ketika perbedaan keelektronegatifan atom adalah kecil (biasanya kurang dari 1,5) contoh ikatan antara atom non logam
Ikatan ionic terbentuk ketika perbedaan keelktronegatifan besar (biasanya > 1.5) misalnya adalah antara non logam dengan logam
Jumlah Ikatan Kovalen yang dibentuk oleh Atom
Jumlah minimum dari ikatan kovalen yang dibentuk oleh unsure adalah sama dengan jumlah electron tunggal pada kulit terluar
Contoh : atom nitrogen memiliki 3 elektron tunggal sehingga membentuk 3 ikatan kovalen seperti NH3.
Pasangan electron pada kulit terluar dapat mengalami “split up”, keadaan dimana satu electron dari electron berpasangan dipromosikan menempati orbital yang kosong
Dalam kenyataanya keempat orbital tersebut berabung membentuk empat orbital hibridisasi sp3
Hibridisasi ini tidak mengubah jumlah electron tunggal maupun jumlah ikatan yang terbentuk, sehingga hibridisasi ini dapat diabaikan dalam membuat diagram titik dan silang
Unsure periode ke-3 (Na sampai Ar) dapat menggunakan orbital 3d untuk berikatan. Sebagai contoh P dapat membentuk 5 ikatan kovalen dengan Cl membentuk PCl5
Rangkuman ikatan yang terbentuk pada beberapa unsur utama periode 2 (tidak memiliki orbital d) adalah sebagai berikut :
Rangkuman ikatan kovalen yang dibentuk oleh unsur dari Na sampai Ar (memiliki orbital d) adalah sebagai berikut :
Bentuk Molekul
Electron berpasangan di sekeliling atom memiliki dua tipe :
Pasangan electron ikatan ( 2 elektron pada ikatan kovalen)
Pasangan electron menyendiri (2 elektron pada kulit terluar yang tidak membentuk ikatan kovalen)
Electron berpasangan disekitar atom pusat dari molekul ikut menentukan bentuk molekul
Molekul akan meminimumkan tolakan yang terjadi antar atom dalam molekul tersebut
Gaya tolak-menolak antara dua pasangan electron ikatan < gaya tolak menolak antara pasangan electron ikatan dengan pasangan electron menyendiri < gaya tolak menolak antara dua pasangan electron menyendiri
Dua pasang electron
Pasangan electron disusun saling menjauh dengan sudut 180
Bentuk molekul adalah linear, dengan atom pusat dikelilingi oleh dua pasang electron ikatan
Contoh : molekul BeH2
Tiga pasang electron
Pasangan electron disusun dengan sudut 120
Bentuk molekul adalah planar dengan atom pusat berada di tengah tengah segitiga
Contoh : molekul BF3
Empat pasang electron
Pasangan electron disusun dalam bentuk tetrahedral dengan atom pusat berada di tengah-tengah bangun tetrahedral dengan sudut ikatan X-M-X adalah 109.5
Contoh : Molekul CH4
Jika molekul disusun oleh 3 ikatan kovalen dan satu pasangan electron menyendiri maka bentuk molekulnya adalah bentuk pyramidal. Pada bentuk pyramidal sudut ikatan X-M-X adalah lebih kecil dari 109.5 karena tolak menolak yang disebabkan oleh pasangan electron bebas lebih kuat dibandingkan tolak menolak oleh pasangan electron ikatan.
Contohnya adalah molekul NH3 dengan sudut ikatan 107.3
jika atom pusat dikelilingi oleh dua ikatan kovalen dan 2 pasang electron bebas maka molekul bebrbentuk bengkok, atau hurup v. contohnya pada molekul H2O dengan sudut ikatan X-M-X adalah 104.5
Contoh : molekul H2O
Lima pasang electron
Jika electron berpasangan adalah pasangan electron ikatan maka molekul akan memiliki bentuk bypiramidal.
Contoh : molekul PCl5
Enam pasang electron
Jika semua pasangan electron adalah pasangan electron ikatan maka bentuk molekul adalah tetrahedral
contohnya SF6
Jika atom dikelilingi oleh empat pasangan electron ikatan dan dua pasangan electron menyendiri maka bentuk molekul adalah square planar
contohnya XeF4
Bentuk dari molekul yang memiliki ikatan rangkap
Ikatan rangkap dua atau rangkap tiga dihitung seperti satu ikatan tunggal.
Contoh : Molekul CO2 memiliki bentuk linear, dengan ikatan rangkap dianggap sama dengan ikatan tunggal
Berikut rangkuman untuk bentuk molekul senyawa kovalen
Molekul Polar
Ikatan Polar
Dalam ikatan kovalen antar dua atom yang berbeda, satu atom akan memiliki tarikan lebih besar terhadap electron dibanding atom lainnya
Atom dengan kemampuan menarik electron lebih besar akan cenderung bermuatan negative dalam senyawanya, sehingga terjadi sharing electron yang idak seimbang. Satu atom akan lebih bermuatan positif (δ+) dan atom lain akan lebih bermuatan negative (δ+).
Contoh : atom Cl dalam molekul HCl memiliki keelektronegatifan yang besar sehingga akan lebih bermuatan partial negatif, sedangkan atom H menjadi bermuatan partial positif
Ikatan kovalen antara dua atom yang mirip (contoh atom I pada molekul I2) tidak mengalami polarisasi
Senyawa yang mengalami polarisasi secara kimiawi akan lebih bersifat reaktif dibandingkan yang tidak mengalami polarisasi contoh senyawa H2O dan OH- sangat mudah bereaksi sedangkan alkana bersifat nonpolar kurang reaktif. Alkana bersifat nonpolar karena beda keelektronegatifan antara atom C dan H sangat kecil sehingga dapat diabaikan.
Molekul Polar
Molekul yang memiliki muatan positif pada salah satu sisi dan muatan negative pada sisi yang lain disebut molekul polar. Molekul ini memiliki dipol.
Meolekul mengalami polarisasi apabila
Ikatan tersebut megalami polarisasi
Molekulnya tidak simetri
Contoh molekul polar adalah air, HCl, NH3
Sedangkan contoh molekul non polar adalah Chlorine, metana, dan BCl3
Ikatan dipole-dipole
Molekul polar dalam wujud padat dan cair terikat satu sama lain oleh gaya dipol-dipol. Gaya ini bersifat permanen.
Contoh gaya dipole-dipole adalah gaya yang terbentuk antar cairan HCl dan cairan CHCl3.
Katan dipole-dipole ini lebih lemah dibandingkan ikatan kovalen maupun ikatan ionic.
Gaya Van Der Waals
Semua atom dan molekul dapat mengalami ikatan van der waals (juga dikenal sebagai gaya dipol-dipol terinduksi)
Dipole terinduksi terjadi karena pergerakan acak dari electron disekeliling atom. Pada waktu tertentu distribusi electron mungkin lebih condong pada sisi tertentu, sehingga membuat sisi ini menjadi bermuatan negative dan sisi lainnya bermuatan positif
Dipole terinduksi ini mempengaruhi atom lainnya, sehingga terjadi tarik menarik yang lemah antara kedua atom tersebut.
Gaya van der waals merupakan gaya yang lemah. Gaya ini dominan ketika gaya yang lain tidak ada.
Gaya antar molekul yang terjadi dalam senyawa molekular (kovalen sederhana) baik pada fasa padat ataupun cair biasanya berupa gaya van der waals contoh, padatan iodine, cairan iodine dan cairan gas mulia
Kekuatan gaya van der waals adalah sebanding dengan ukuran dan massa realatif dari atom. Makin besar molekul maka makin besar pula gaya yang mengikat mereka sehingga makin besar pula titik didih dan titik beku dari senyawa tersebut
Titik didih dari golongan hidrida IVA makin naik dengan makin besarnya ukuran molekul
Titik didih dan titik leleh dari senyawa unsure golongan halogen juga makin naik dari F2 sampai I2, hal ini dikarenakan makin besarnya gaya van der waals yang terbentuk pada molekul tersebut.
Ikatan Hydrogen
Ketika atom hydrogen berikatan secara kovalen dengan atom yang sangat elektronegatif, atom hydrogen dapat membentuk ikatan hydrogen dengan atom lain yang sangat elektronegatif dan memiliki pasangan electron bebas.
Dalam ikatan kovalen antar atom H dan X, electron digambarkan condong ke atom X, hydrogen tidak memiliki kulit dalam yang terdapat electron. Sehingga inti hydrogen akan terbuka berinteraksi langsung dengan pasangan elekron dari atom lain tanpa adanya penghalang. Sehingga ikatan hydrogen ini bersifat sangat kuat.
Ikatan hydrogen bersifat sangat kuat dibandingkan ikatan dipole-dipole tetapi lebih lemah dibandingkan ikatan kovalen dan ionic
Atom yang sangat elektonegatif ini biasanya adalah fluorin, oxygen, dan nitrogen
Sifat Ikatan Hidrogen
Kelarutan beberapa senyawa dalam air :
Ammonia sangat larut dalam air karena membentuk ikatan hydrogen dengan molekul air
Alcohol, asam karboksilat, amina dan gula larut dalam air dengan cara membentuk ikatan hydrogen dengan molekul ar
Anomaly dalam kenaikan titik didih :
Molekul yang memiliki ikatan hydrogen akan memiliki titik didih lebih tinggi dibandingkan molekul yang berikatan dengan ikatan van der walls ataupun ikatan dipole-dipole biasa.
Senyawa hidrida gol VIA memiliki gaya antar molekul berupa gaya van der waals dan dipole-dipole pada fasa cair kecuali untuk H2O, dimana antar molekul H2O berikatan dengan ikatan hydrogen. Titik didih naik dari H2S ke H2Te karena naiknya ukran molekul dan naik pula kekuatan gaya van der waals akan tetapi H2O memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan senyawa hidrida golongan VIA lainnya.
Ammonia memiliki ikatan hydrogen antar molekulnya baik dalam fasa cairan atau padatan sedangkan Senyawa hidrida gol VA lainnya berikatan dengan gaya van der waals dan dipole-dipole antar molekulnya .
Titik didih hidrida golongan VIIA sama dengan golongan VA dan VIA, dimana HF memiliki ikatan hydrogen sehingga titik didihnya paling besar.
Alcohol memiliki titik didih paling tinggi dibandingkan gugus fungsi lain. Misalnya saja propane dan etanol yang memiliki massa dan ukuran yang mirip, akan tetapi etanol memiliki titik didih yang lebih tinggi karena adanya ikatan hydrogen
Anomali dalam massa molekul relative
Gas asam etanoat memiliki Mr = 160 padahal seharusnya Mr asam etanoat adalah 60. Hal ini terjadi karena dua gas asam etanoat mengalami dimerisasi dengan menggunakan ikatan hydrogen. Hal ini hanya terjadi pada suhu diatas titik didih asam karboksilat
Gas HF memiliki Mr yang besar dibandingkan seharusnya pada fasa gas, hal ini karena HF bergabung membentuk (HF)2 atau (HF)3 dengan menggunakan ikatan hidrogen
Ikatan hydrogen intermolecular dan antarmolekular
Ikatan hydrogen antar molekul yang berbeda disebut intermolecular
Ikatan hydrogen dalam satu molekul yang sama disebut intramolekular
Perbedaan antara intermolecular dan intramolekular ditunjukan oleh isomer dihidroksi benzene
Senyawa 1,2-didydroksibenzena memiliki dua gugus OH- pada satu molekul sehingga dapat membentuk ikatan hydrogen intramolekular.
Ikatan hydrogen intermolecular dibentuk oleh gugus OH- pada molekul 1.4-dyhidroksi benzene, dimana dua gugus OH- berada pada jarak yang jauh sehingga hanya dapat menjalani ikatan hidrogen intermolecular
Senyawa 1.4-dihidroksi benzene membentuk lebih banyak ikatan hydrogen dibandingkan 1.2-dihidroksi benzene sehingga 1.4-dihidroksi benzene memiliki titik didih yang lebih tinggi dibanding 1.2-dihidroksi benzene
Ikatan Kovalen Koordinasi
Dalam ikatan kovalen koordiasi, satu atom menyediakan dua electron yang nantinya akan dipakai secara bersama sama
Dalam pembentukan ikatan kovalen koordinasi :
Satu atom memiliki pasangan electron menyendiri pada kulit terluarnya
Atom lain memiliki orbital yang kosong pada kulit terluarnya
Kedua orbital mengalami tumpang tindih sehingga pasangan electron ini digunakan secara bersama-sama oleh kedua atom
Setelah ikatan kovalen koordinasi terbentuk maka Ikatan kovalen koordinasi akan memiliki sifat seperti ikatan kovalen biasa. Ikatan kovalen koordinasi hanya berbeda dengan ikatan kovalen biasa dalam hal proses pembentukanya saja
Ion ammonium
Ion ammonium terbentuk ketika molekul NH3 berikatan dengan H+
Pasangan electron dari nitrogen mengalami tumpang tindih dengan orbitas kosong 1s dari atom H membentuk ikatan kovalen konjugasi
atau
Molekul BF3
Senyawa BF3.NH3 dapat dibuat dengan mencampurkan gas NH3 dan BF3
Pasangan electron menyendiri dari N akan mengalami tumpang tindih dengan orbital 2p kosong dari atom boron
Molekul dapat dituliskan NH3🡪BF3. Tanda panah menunjukan ikatan kovalen koordinasi dimana atom N menyediakan pasangan electron untuk dipakai bersama dengan atom B
Ion kompleks
Ion yang mengandung satu atau lebih ikatan kovalen koordinasi disebut ion kompleks
Kebanyakan ion kompleks mengandung kation logam pusat yang dikelilingi oleh ligan. Ligan dapat berupa molekul atau ion dan memiliki pasangan electron bebas. Ligan membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan atom pusat
Contoh kompleks [Cr(H2O)6]3+ dibentuk oleh atom pusat Cr3+ dan ligan H2O. semua unsure transisi membentuk ion yang mirip dengan molekul air
Pembentukan ion kompleks inilah yang menyebabkan banyak logam hidroksida yang larut kembali dengan penambahan NaOH atau NH3 berlebih. Sebagai contoh Alumunium hidroksida larut dengan penambahan NaOH berlebih membentuk [Al(OH)4]-
Al(OH)3(s) + OH-(aq) 🡪 [Al(OH)4]- (aq)
Bentuk Molekul dari ion
Bentuk dari kebanyakan ion dapat dijelaskan sama dengan molekul kovalen sederhana. Sebelum menggambarkan bentuk ion maka terlebih dahulu kita menghitung pasangan electron disekitar atom
Ion NH4+ memiliki 4 pasangan electron (3 kovalen biasa dan 1 kovalen kordinasi) sehingga bentuk ionnya adalah tetrahedral
AlH4ˉ memiliki 4 pasangan electron (3 kovalen biasa dan 1 kovalen kordinasi) sehingga memiliki bentuk molekul tetrahedral.
BF4ˉ memiliki 4 pasangan electron (3 kovalen biasa dan 1 kovalen kordinasi) sehingga memiliki bentuk tetrahedral
AlF6ˉ memiliki 6 pasangan electron (6 kovalen koordinasi) sehingga memiliki bentuk molekul octahedral.
Ikatan logam
Dalam logam , atom tersusun dalam bentuk susunan rapat terjejal
Atom logam memiliki elektronegatifan yang kecil sehingga mudah untuk melepas satu atau dua electron menjadi ion.
Electron menempati ruang antara ion logam dan bebas bergerak sepanjang logam. Electron tersebut disebut terdelokalisasi
Ikatan logam adalah gaya tarik menaik antara ion logam positif dengan electron negative yang terdelokalisasi
Untuk membenuk ikatan logam, maka unsure harus
atom besar
energy ionisasinya rendah sehingga dengan mudah dapat melepaskan elektron
Sumber : A Level Chemistry-JGR Brigs
Komentar
Posting Komentar