Ikatan Kimia

1. Ikatan Kimia

1.1 PengertianIkatan kimia adalah gaya tarik antar atom yang pemutusan atau pembentukannya menyebabkan terjadinya perubahan kimia.

1.2 Macam-Macam Ikatan Kimia Ikatan Ion: ikatan kimia yang terbentuk akibat tarik-menarik

elektrostatik antara ion positif (kation) dan ion negatif.Contoh: NaCl, CaF2, dll.

Ikatan Kovalen: ikatan kimia yang terbentuk akibat pemakaian bersama (pasangan) elektron.Contoh: HCl, CH4, H2, H2+, NH3, dll.

Ikatan Logam: ikatan yang terbentuk akibat pemakaian bersama seluruh elektron valensi oleh seluruh atom dalam bahan.Contoh: Na, Fe, dll.

Ikatan hidrogen: gaya tarik antara atom hidrogen yang amat elektropositif (di suatu molekul), dengan atom yang sangat elektronegatif (di molekul lain). Syarat:

Ikatan Van der Waals: gaya tarik antar molekul akibat dipol permanen atau dipol terinduksi.Contoh: gaya tarik antar molekul H2S, HCl, I2(s), Br2(l)

1.3 Molekul dan Struktur BerulangTerjadinya ikatan kimia dapat menyebabkan terbentuknya molekul, yaitu Contoh: HCl, H2O, ..Selain itu, terjadinya ikatan kimia dapat pula menyebabkan terbentuknya struktur berulang. Contoh: NaCl(s), Fe(s), Material dengan struktur berulang yang teratur disebut kristal.

2. Ikatan Ion

2.1 PengertianIkatan ion adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat tarik-menarik elektrostatik antara ion positif (kation) dan ion negatif.

Pada umumnya, ikatan ion terbentuk antara logam dan non-logam. Contoh: FeCl3, CuS, dll. Ikatan ion yang bukan antara ..: NH4Cl

2.2 Lingkar Born-HaberPerubahan entalpi pembentukan suatu senyawa ion, dapat dihubungkan dengan berbagai konsep energi yang lain, seperti energi ionisasi, afinitas elektron, dll., melalui lingkar Born-Haber.Contoh: lingkar Born-Haber untuk NaBr

H12Na(s) + Br2(l) 2 NaBr(s) H3 Br2(g) H7H2 H4 H6 2Br(g) + 2e 2Br(g)

+2Na(g) 2Na+(g)

H5H1 = 2 Hf,NaBr(s) H2 = 2 H sublimasi Na(s)H3 = H penguapan Br2 H4 = energi ikatan BrBrH5 =H6 =H7 = (energi kisi NaBr)

2.3 Kekuatan Ikatan IonKekuatan ikatan ion ditentukan oleh beberapa hal, antara lain: jari-jari ion (NaCl vs. KBr) muatan kation dan anion (NaCl vs. MgS) bilangan koordinasi

2.4 Sifat-Sifat Senyawa IonSenyawa ion pada umumnya berwujud padat pada suhu kamar, bersifat getas, berwarna putih (jika tak terdapat jenis ikatan lain). Sifat getas teramati karena dengan pergeseran struktur yang amat sedikit, dua bagian bahan yang tadinya tarik menarik bisa berubah menjadi tolak menolak.

3. Ikatan Kovalen

3.1 PengertianIkatan kovalen adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat pemakaian bersama (pasangan) elektron.Contoh: H2, Cl2, HCl, dll.

Pada umumnya, ikatan kovalen terbentuk antara non-logam dan non-logam.

3.2 Ikatan Kovalen Polar dan Kovalen MurniJika dua atom yang berikatan mempunyai keelektronegatifan yang berbeda, maka elektron yang dipakai bersama akan condong kepada salah satu atom yang berikatan (yaitu yang keelektrone-gatifannya lebih tinggi), yang menyebabkan atom tersebut bermuatan lebih negatif dibandingkan mitranya. Ikatan kovalen yang terbentuk disebut ikatan kovalen polar (mengkutub), karena terjadi pengkutuban dalam molekul.

+H Cl Ikatan kovalen murni terjadi antara atom yang sama (atau yang keelektronegatifannya sama). Contoh: H2, Cl2, dll.

3.3 Ikatan Tunggal, Rangkap dan Ganda TigaIkatan tunggal: jumlah elektron yang digunakan bersama 2 buah. Ikatan rangkap: jumlah elektron yang digunakan bersama 4 buah. Ikatan ganda tiga: jumlah elektron yang digunakan bersama 6 buah. Ketiga jenis ikatan ini disebut mempunyai orde ikatan berturut-turut 1, 2 dan 3.

3.4 Kekuatan Ikatan Kovalen~ ditentukan oleh: jari-jari atom yang berikatan orde ikatan kepolaran

3.5 Sifat Senyawa KovalenTidak terlalu banyak senyawa yang dapat digunakan untuk menggambarkan sifat-sifat senyawa kovalen. Kebanyakan molekul-molekul yang berikatan kovalen, sifat bahannya tidak hanya ditentukan oleh ikatan kovalen, tetapi juga ditentukan oleh gaya tarik yang terjadi antar molekul tersebut.Salah satu senyawa yang sepenuhnya terbangun oleh ikatan kovalen adalah intan. Sifat-sifatnya antara lain: keras, tapi tidak getas seperti senyawa ion titik leleh dan titik didihnya tinggi

4. Ikatan Logam

4.1 PengertianIkatan logam adalah ikatan yang terbentuk akibat pemakaian bersama elektron oleh seluruh atom dalam bahan.

4.2 Kekuatan Ikatan Logam~ ditentukan oleh: jari-jari atom jumlah elektron valensi bilangan koordinasi

4.3 Sifat Senyawa LogamSifat-sifat khasnya, antara lain: menghantarkan listrik dapat ditempa, tidak getas seperti senyawa ion permukaannya menampilkan kilap logam yang khas

5. Ikatan Hidrogen

5.1 PengertianIkatan hidrogen adalah gaya tarik antara atom hidrogen yang amat elektropositif (di suatu molekul), dengan atom yang sangat elektronegatif (di molekul lain).

5.2 SyaratAtom hidrogen yang dapat berikatan hidrogen, haruslah terikat secara kimia dengan atom yang sangat elektronegatif (F, O, N). Selain itu, atom H tersebut berikatan hidrogen hanya dengan atom yang sangat elektronegatif pula (F, O, N).Contoh: gaya tarik antar molekul HF, gaya tarik antar molekul H2O, gaya tarik antara NH3 dan H2O pada pelarutan NH3.

5.3 Kekuatan Ikatan HidrogenF > O > N

5.4 Sifat-SifatIkatan hidrogen dapat menjelaskan titik leleh/didih yang relatif tinggi, dan menjelaskan kelarutan beberapa senyawa dalam air.Contoh: kelarutan NH3 dan alkohol (C2H5OH) dalam air dapat dijelaskan dengan terbentuknya ikatan hidrogen antara pelarut dan zat terlarut.

6. Ikatan Van der Waals

6.1 PengertianIkatan Van der Waals adalah gaya tarik (antar molekul) antara dipol permanen dan/atau dipol terinduksi.

6.2 Kekuatan Ikatan Van der Waals~ ditentukan oleh: jari-jari/ukuran molekul kepolaran molekul Umumnya, pengaruh jari-jari (pengaruh induksi) lebih dominan dibandingkan pengaruh kepolaran. Khusus gaya tarik yang disebabkan oleh dipol terinduksi, sering dinamakan dengan gaya London.

6.3 Sifat-SifatSalah satu sifat yang dapat dijelaskan dengan ikatan Van der Waals: titik leleh/didih senyawa.Latihan: carilah data-data titik didih HF, HCl, HBr, dan HI, lalu buat kurva yang menghubungkan titik didih dengan massa molekul.

[kurva hubungan titik didih berbagai senyawa: H2O, H2S, H2Se, H2Te; HF, HCl, HBr, HI; NH3, ..]

7. 7. Teori Lewis

7.1 Aturan Oktet/DupletMenurut teori Lewis, atom-atom cenderung untuk mencapai kestabilan dengan 2 atau 8 elektron valensi (aturan duplet dan aturan oktet Lewis). Aturan 2 elektron hanya untuk hidrogen, helium, Li dan Be.Aturan oktet Lewis dapat menjelaskan tidak hanya ikatan kovalen, tetapi juga ikatan ion.Contoh: NaCl, NH3, H2O, CH4, HCl, PCl3, H2CO3, dll.

7.2 Struktur LewisH2O, NH3, HCl, H2, dll.

Dari struktur Lewis, dapat dibedakan antara pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas.

7.3 Ikatan Kovalen Koordinasi dan Kovalen BiasaPada ikatan kovalen koordinasi, elektron ikatan tidak berasal dari kedua atom yang berikatan, melainkan hanya berasal dari salah satu atom saja.Latihan: gambarkan struktur Lewis untuk H2SO4, H2CO3, H2SO3, H3PO3, H3PO4, HNO3, dan HNO2.

7.4 ResonansiBeberapa molekul mempunyai lebih dari satu kemungkinan struktur Lewis, walaupun susunan atom-atomnya sama. Keadaan ini disebut sebagai resonansi.Latihan: Gambarkan beberapa kemungkinan struktur Lewis untuk O3, HNO3, dan benzena.

7.5 Penyimpangan terhadap Aturan OktetBeberapa senyawa tidak mengikuti aturan oktet Lewis, seperti: SF6, PCl5, XeF4, BF3, dll.Latihan: gambarkan struktur Lewis untuk molekul-molekul tsb.

8. 8. Teori Ikatan Valensi

8.1 Teori Ikatan ValensiMenurut teori ini, ikatan kovalen terbentuk akibat pemakaian bersama elektron pada orbital-orbital dengan energi yang sama atau berdekatan di kulit terluar. Pada pembentukan ikatan, disebutkan bahwa orbital dari kedua atom yang berikatan saling

tumpang tindih (overlap), dan lewat pertumpangtindihan orbital inilah elektron dipakai bersama oleh kedua atom yang berikatan.Tumpang tindih orbital menghasilkan interferensi saling menguatkan antara kedua orbital, sehingga kuadrat fungsi gelombang di antara kedua inti menjadi besar, yang berarti kerapatan elektron di antara kedua inti menjadi besar. Kerapatan tersebut akan menarik kedua inti mendekat, sehingga terjadilah ikatan kimia. Contoh: NH3 (atom N menyediakan 3 elektron tunggal untuk mengikat 3 atom H), PCl3, PCl5 (satu elektron 3s pada atom P harus tereksitasi ke 3d agar P dapat menyediakan 5 elektron tung-gal untuk berpasangan dengan elektron tunggal pada 5 atom Cl).Latihan: Sebutkan orbital-orbital atom pusat yang terlibat pada pembentukan molekul: CH4, SF6, XeF2, XeF4, XeF6, IF3.

8.2 Teori Orbital HibridaHibridisasi ~ proses penyamaan tingkat energi orbital.Dalam percobaan, ditemukan bahwa panjang ikatan dan energi ikatan C-H dalam CH4 adalah sama untuk keempat ikatan, walaupun orbital atom pusat yang terlibat berbeda (2s dan 2p).Dari sini disimpulkan bahwa terjadi penyamaan tingkat energi orbital 2s dan 3 buah orbital 2p, yang disebut hibridisasi. Khusus untuk molekul CH4, hibridisasinya disebut hibridisasi sp3.

8.3 Hibridisasi pada Ikatan Kovalen BiasaPada ikatan kovalen biasa, atom pusat harus menyediakan elektron tunggal minimal sejumlah atom yang akan diikatnya. Untuk ikat-an kovalen koordinasi, lihat pembahasan Senyawa Koordinasi.Contoh: kita bahas lebih rinci proses pembentukan molekul-molekul berikut.(i) CH4.Konfigurasi elektron atom C: 1s2 2s2 2p2 Diagram elektron:

Untuk mengikat empat buah atom H, atom C harus menyediakan empat buah elektron tunggal (karena ikatannya adalah ikatan kovalen biasa, bukan kovalen koordinasi).Terjadi eksitasi elektron: Pada percobaan ternyata ditemukan bahwa panjang ikatan C-H adalah sama untuk ke-4 ikatan dan energi ikatannya juga sama, sehingga disimpulkan: Pada pembentukan ikatan, terjadi penyamaan tingkat energi orbital-orbital di atas, yang disebut sebagai hibridisasi.

Dalam kasus ini, disebut sebagai hibridisasi sp3 . Pada hibridisasi sp3, orientasi pasangan-pasangan elektronnya selalu tetrahedral. Ke-4 orbital hasil hibridisasi disebut sebagai orbital hibrida sp 3 (ii) PCl3 Konfigurasi elektron atom 15P: Diagram elektron: Untuk mengikat tiga buah atom Cl, atom P harus menyediakan tiga buah elektron tunggal. Tidak diperlukan eksitasi elektron.Pada pembentukan ikatan, terjadi hibridisasi sp3 (catatan: pasangan elektron bebas, turut dalam hibridisasi ini.)Bentuk molekulnya: piramida segitiga. (iii) PCl5 Diagram elektron atom P: Untuk mengikat 5 buah atom Cl, P harus menyediakan 5 buah elektron tunggal. Diperlukan eksitasi 1 elektron dari 3s ke 3d.Pada pembentukan ikatan, terjadi hibridisasi sp3dBentuk molekulnya: bipiramida segitiga.Latihan: Tentukan hibridisasi yang terjadi pada H2O, SF4, BeCl2, BF3, SF6, XeF2, XeF4, XeF6, IF3, IF5.Jelaskan mengapa NCl5 tak ada padahal PCl5 dapat terbentuk. Jelaskan pula mengapa OF6 tak ada padahal ada SF6.

8.4 Hibridisasi Pada Ikatan Kovalen Koordinasi Atom pusat menyediakan orbital kosong sejumlah atom yang akan diikatnya. .

Ligan kuat: dapat memaksa elektron tunggal untuk saling berpasangan, atau untuk naik ke tingkat energi yang lebih tinggi.

9. Bentuk Molekul

9.1 Teori Domain Elektron Teori VSEPR (valence shell electron pair repulsion) atau TPEKV (tolakan pasangan elektron kulit valensi) digunakan untuk menjelaskan bentuk molekul. Menurut teori ini, kekuatan tolakan antar pasangan elektron bebas > tolakan antara pasangan elektron bebas elektron ikatan > tolakan antar pasangan elektron ikatan.Jumlah ps. elektron

kulit valensi pada atom pusat

Orientasi pasanganelektron kulit valensi Bentuk molekul

2 linier linier 3 Segitiga planar huruf V atau planar4 tetrahedral 5 bipiramida segitiga 6 oktahedral

Latihan: tentukan bentuk molekul BeCl2, BF3, CH4, NH3, PCl3, O2, XeF2, PCl5, SF4, IF3, SF6, IF5, XeF4. DEFINISI: Domain elektron adalah daerah gerak pasangan elektron ikatan atau pasangan elektron bebas dalam molekul. Untuk elektron bebas: sepasang elektron ~ satu domain Untuk elektron ikatan: satu ikatan (tunggal, rangkap, ganda-tiga) ~ satu domain. ATURAN:Tolakan antar domain elektron bebas > tolakan antara domain bebas domain ikatan > tolakan antar domain ikatan.Tolakan yang terkuat (yaitu antar domain bebas) akan menghindari sudut yang kecil. Sudut istimewa: 180, 120, 109,5; 90

BENTUK MOLEKULBerdasarkan jumlah domain di sekitar atom pusat, tentukan dulu orientasi domain tersebut dalam ruang (linier, segitiga, tetrahedral, bipiramida segitiga, oktahedral). Setelah itu, bentuk molekul dinamai berdasarkan posisi domain-domain ikatan saja.

9.2 Hibridisasi untuk Menjelaskan Bentuk MolekulHibridisasi Susunan domain Bentuk molekulsp linier linier sp2 segitiga sama sisi segitiga, huruf V, linier sp3 tetrahedral tetrahedral, piramida segitiga,Vsp3d bipiramida segitiga bipiramida segitiga, jungkat-jungkit, huruf T, liniersp3d2 oktahedral octahedral, piramida s4 ...dsp2 bujur sangkar

10. Senyawa Koordinasi

10.1 Pengertian~ senyawa yang mengandung ikatan kovalen koordinasi.Untuk kasus khususnya, senyawa koordinasi biasanya ditujukan pada senyawa logam transisi yang mengandung ikatan kovalen koordinasi.Contoh: K4FeCl6, K3FeCl6Ikatan antara 4K+ dan FeCl64 adalah ikatan ion, sedangkan ikatan antara Fe dan Cl adalah ikatan kovalen koordinasi. Dalam hal ini, ion klorida disebut sebagai ligan.

10.2 Hibridisasi pada Ikatan Kovalen KoordinasiContoh:K4FeCl6 Dalam air, K4FeCl6 terurai menjadi 4K+ dan FeCl64- Konfigurasi elektron 26Fe: Diagram elektron:

Konfigurasi elektron Fe2+: Diagram elektron:

Untuk mengikat 6 buah ion Cl-, ion Fe2+ harus menyediakan 6 buah orbital kosong (karena ikatannya adalah ikatan kovalen koordinasi).Pada pembentukan ikatan, terjadi penyamaan tingkat energi orbital-orbital di atas, yang disebut sebagai hibridisasi.

Dalam kasus ini, disebut sebagai hibridisasi sp3d2. Pada hibridisasi sp3d2, orientasi pasangan-pasangan elektronnya selalu oktahedral.Ke-4 orbital hasil hibridisasi disebut sebagai orbital hibrida sp3d2

K4Fe(CN)6 Dalam air, K4Fe(CN)6 terurai menjadi 4K+ dan Fe(CN)64- Konfigurasi elektron 26Fe: Diagram elektron:

Konfigurasi elektron Fe2+: Diagram elektron:

Untuk mengikat 6 buah ion CN-, ion Fe2+ harus menyediakan 6 buah orbital kosong (karena ikatannya adalah ikatan kovalen koordinasi). CN- adalah ligan kuatTerjadi pendesakan elektron untuk berpasangan:

Terjadi hibridisasi d2sp3.Latihan: Jelaskan hibridisasi yang terjadi pada K2NiCl4 dan K2Ni(CN)4.

11. Teori Orbital Molekul (OM)

11.1 Ikatan Kovalen Menurut Teori OMDalam teori OM, diasumsikan terjadi pemakaian bersama seluruh elektron dalam atom.

11.2 Orbital MolekulElektron dalam molekul bergerak dalam orbital-orbital molekul. Dalam hal ini, orbital molekul terbentuk dari orbital-orbital atom penyusunnya.

2p* 2px* 2pyy*

2p 2px 2py 2p 2p

2s* 2s 2s

2s

1s* 1s 1s

1s

Atom A Molekul AB Atom BOrbital tanpa * disebut orbital ikatan, dengan * orbital anti ikatan. Seluruh elektron yang terdapat dalam molekul mengisi orbital-orbital molekul tersebut sesuai prinsip Aufbau dan aturan Hund.

Latihan: Isikan elektron-elektron dalam molekul berikut ke dalam orbital-orbital molekul di atas: CO, O2, N2, NO, O2+, O2-, F2.

11.3 Orde IkatanOrde ikatan = jumlah elektron ikatan - jumlah elektron anti-ikatan2Orde ikatan menggambarkan kekuatan ikatan yang terbentuk.

11.4 Sifat KemagnetanMolekul yang memiliki elektron tunggal akan bersifat paramagnetik, sedangkan jika semua elektronnya berpasangan akan bersifat diamagnetik.

11.5 Konfigurasi Elektron MolekulO2: (1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2p)2 (2px)2 (2py)2 (2px*) (2pyy*)Latihan: tuliskan konfigurasi elektron molekul CO, O2, N2, NO, O2+, O2-, F2.

12. Kepolaran Ikatan dan Kepolaran Molekul

12.1 Momen DipolMomen dipol ikatan: = q. d q = muatan (positif dan negatif)

d = jarak antar muatan

HCl, NaCl Momen dipol molekul: Jumlah dari momen dipol ikatan dalam molekul tsb., dengan asumsi momen dipol berupa vektor dari muatan positif ke negatif.CO2, = 0, H2O, 0

12.2 Ikatan Polar dan Molekul PolarIkatan polar: momen dipol ikatannya tidak nol. (vs. non-polar)Molekul polar: momen dipol molekulnya tidak nol. Contoh: BF3, NH3 Pusat muatan positif vs pusat muatan negatif.

1. Ikatan Kimia1.1 Pengertian1.2 Macam-Macam Ikatan Kimia1.3 Molekul dan Struktur Berulang

2. Ikatan Ion2.1 Pengertian2.2 Lingkar Born-Haber2.3 Kekuatan Ikatan Ion2.4 Sifat-Sifat Senyawa Ion

3. Ikatan Kovalen3.1 Pengertian3.2 Ikatan Kovalen Polar dan Kovalen Murni3.3 Ikatan Tunggal, Rangkap dan Ganda Tiga3.4 Kekuatan Ikatan Kovalen3.5 Sifat Senyawa Kovalen

4. Ikatan Logam4.1 Pengertian4.2 Kekuatan Ikatan Logam4.3 Sifat Senyawa Logam

5. Ikatan Hidrogen5.1 Pengertian5.2 Syarat5.3 Kekuatan Ikatan Hidrogen5.4 Sifat-Sifat

6. Ikatan Van der Waals6.1 Pengertian6.2 Kekuatan Ikatan Van der Waals6.3 Sifat-Sifat

7. 7. Teori Lewis7.1 Aturan Oktet/Duplet7.2 Struktur Lewis7.3 Ikatan Kovalen Koordinasi dan Kovalen Biasa7.4 Resonansi7.5 Penyimpangan terhadap Aturan Oktet

8. 8. Teori Ikatan Valensi8.1 Teori Ikatan Valensi8.2 Teori Orbital Hibrida8.3 Hibridisasi pada Ikatan Kovalen Biasa8.4 Hibridisasi Pada Ikatan Kovalen Koordinasi

9. Bentuk Molekul9.1 Teori Domain Elektron 9.2 Hibridisasi untuk Menjelaskan Bentuk Molekul

10. Senyawa Koordinasi10.1 Pengertian10.2 Hibridisasi pada Ikatan Kovalen Koordinasi

11. Teori Orbital Molekul (OM)11.1 Ikatan Kovalen Menurut Teori OM11.2 Orbital Molekul11.3 Orde Ikatan11.4 Sifat Kemagnetan11.5 Konfigurasi Elektron Molekul

12. Kepolaran Ikatan dan Kepolaran Molekul12.1 Momen Dipol12.2 Ikatan Polar dan Molekul Polar