Berkelas Bab 2 Ikatan Kimia Unsurunsur golongan VIIIA

Berkelas

Bab 2 Ikatan Kimia

Unsur-unsur golongan VIIIA di dalam tabel periodik, yaitu unsur He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn disebut unsur-unsur gas mulia. Unsurunsur tersebut sulit bereaksi dengan unsur-unsur lain dan terdapat sebagai unsur-unsur yang bebas di alam (sebagai gas monoatomik), yaitu gas yang molekulnya tersusun dari satu atom saja. Hal itu disebabkan karena susunan elektronnya sudah stabil. Susunan elektron atom gas mulia terdiri atas 8 elektron valensi yang disebut oktet, kecuali helium yang hanya mempunyai 2 elektron valensi yang disebut duplet. Atom unsur selain gas mulia cenderung untuk mencapai susunan elektron yang stabil seperti gas mulia. Untuk mencapai susunan elektron stabil dapat dilakukan dengan melepas atau menerima elektron dari satu atom ke atom yang lainnya. Cara lainnya dengan membentuk pasangan elektron yang dipakai bersama.

Ikatan Ion Atom unsur logam, seperti unsur pada golongan IA dan golongan IIA cenderung melepaskan elektron valensinya untuk mencapai kestabilan seperti gas mulia. Atom yang cenderung melepaskan elektron tersebut berubah menjadi ion positif. Unsur -unsur tersebut disebut unsur elektropositif. Contoh: Li Li (2, 1) (2) Mg Mg (2, 8, 2) (2, 8) + 1 e + 2 e

Atom unsur nonlogam, seperti unsur pada golongan VIA dan VIIA cenderung menerima elektron untuk mencapai kestabilan seperti atom gas mulia. Atom yang menerima elektron berubah menjadi ion negatif. Unsur seperti itu disebut unsur elektronegatif. Contoh: O +2 e (2, 6) Cl (2, 8, 7) O (2, 8) + e Cl (2, 8, 8)

Ikatan yang terjadi antara ion positif dan ion negatif disebut ikatan ion. Senyawa-senyawa yang terbentuk disebut senyawa ionik, misalnya: Li. F, Ca. Cl 2, Na. Cl, dan Al. F 3. Ikatan ion ini sangat kuat sehingga titik didih dan titik leleh senyawa ion relatif tinggi. Ikatan ion terbentuk dari unsur logam dan unsur nonlogam. Contoh: Senyawa Li. F Senyawa Ca. Cl 2 Li Ca Li + 1 e (2, 1) F + 1 e Li + F (2, 7) (2, 8, 8, 2) (2, 8, 8) (2) F Cl (2, 8) (2, 8, 7) Li. F Ca Ikatan yang terjadi antara Li dengan F adalah ikatan ion. Rumus kimianya: Lif. + + 1 e 2 Cl Ca + 2 e Cl (2, 8, 8) × 2 Ca. Cl 2 Diperlukan 2 atom Cl (dikalikan 2) sehingga elektron yang dilepas sama dengan elektron yang diterima.

Untuk dapat menggambarkan struktur molekul senyawa secara sederhana biasanya digunakan model elektron dari Lewis. Hasilnya adalah lambang Lewis untuk atom tersebut. Gabungan lambang Lewis dari kation dan anion senyawa ionik membentuk struktur Lewis untuk molekul senyawa ionik. Senyawa ionik tersusun atas ion-ion. Contoh:

Pembentukan senyawa ionik dapat digambarkan dengan perubahan konfigurasi elektron yang terlibat pada reaksi. Contoh: Pembentukan Na. Cl digambarkan sebagai berikut. Atom Na 11 proton + 11 elektron Atom Cl 17 proton + 17 elektron Ion Na 11 proton + 10 elektron Ion Cl 17 proton + 18 elektron

Ikatan Kovalen Lewis mengusulkan bahwa susunan elektron atom gas mulia dapat pula dicapai dengan pembentukan pasangan elektron yang digunakan secara bersama. Ikatan demikian disebut ikatan kovalen. Dalam hal ini atom-atom nonlogam bergabung dan saling menggunakan sepasang elektron. Elektron pada senyawa kovalen tidak dipindahkan dari satu atom ke atom lainnya, tetapi atom-atom tersebut berbagi elektron untuk membentuk ikatan kovalen. Atom-atom pada molekul senyawa kovalen pada umumnya membentuk susunan elektron gas mulia yaitu pada kulit terluarnya terdapat 8 elektron (oktet) dan khusus untuk atom hidrogen mempunyai 2 elektron (duplet).

Ikatan Kovalen Tunggal Ikatan kovalen yang terbentuk dengan menggunakan sepasang elektron bersama disebut ikatan kovalen tunggal. Contoh: 1. Ikatan kovalen dalam molekul H 2 Konfigurasi elektron H (1) untuk memperoleh 2 elektron (duplet) pada kulit terluarnya dibutuhkan 1 elektron lagi. Pasangan elektron yang di tengah merupakan pasangan elektron bersama. Tiap sepasang elektron ikatan digambarkan dengan garis.

Masing-masing atom menggunakan pasangan elektron bersama, sehingga masing-masing kulit atom mempunyai satu pasang elektron yang dipakai secara bersama-sama yang disebut pasangan elektron terikat. Pasangan elektron tak bersama di sekitar atom dalam struktur Lewis disebut pasangan elektron bebas. Senyawa kovalen yang terjadi tersusun atas molekul. 2. Ikatan kovalen dalam molekul Cl 2 Atom klorin dengan nomor atom 17 mempunyai konfigurasi elektron 2, 8, 7. Elektron valensi atom Cl = 7. Untuk memperoleh 8 elektron (oktet) pada kulit terluarnya dibutuhkan 1 elektron.

3. Ikatan kovalen antara atom H dan Cl dalam molekul 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 sehingga 1 atom H akan berpasangan dengan 1 atom Cl. 4. Ikatan kovalen antara atom H dan Cl dalam molekul HCl Konfigurasi elektron H dan O adalah H (1) memerlukan 1 elektron; O (2, 6) memerlukan 2 elektron. Satu atom O dapat berikatan dengan 2 atom H.

Ikatan Kovalen Lewis mengusulkan bahwa susunan elektron atom gas mulia dapat pula dicapai dengan pembentukan pasangan elektron yang digunakan secara bersama. Ikatan demikian disebut ikatan kovalen. Dalam hal ini atom-atom nonlogam bergabung dan saling menggunakan sepasang elektron. Elektron pada senyawa kovalen tidak dipindahkan dari satu atom ke atom lainnya, tetapi atom-atom tersebut berbagi elektron untuk membentuk ikatan kovalen. Atom-atom pada molekul senyawa kovalen pada umumnya membentuk susunan elektron gas mulia yaitu pada kulit terluarnya terdapat 8 elektron (oktet) dan khusus untuk atom hidrogen mempunyai 2 elektron (duplet).

Ikatan Kovalen Rangkap Dua dan Rangkap Tiga Ikatan kovalen yang terbentuk dengan menggunakan dua pasang elektron bersama disebut ikatan kovalen rangkap dua dan yang menggunakan tiga pasang elektron bersama disebut ikatan kovalen rangkap tiga. Contoh: 1. Ikatan rangkao dalam molekul O 2 Oksigen dengan nomor atom 8 mempunyai susunan elektron (2, 6). Untuk mencapai konfigurasi oktet harus memasangkan 2 elektron.

2. Ikatan rangkao dalam molekul CO 2 Atom C dengan nomor atom 6, konfigurasi elektronnya (2, 4) memerlukan 4 elektron, sedangkan oksigen bernomor atom 8, konfigurasi elektronnya (2, 6) memerlukan 2 elektron. 3. Ikatan rangkao dalam molekul CO 2 Nitrogen dengan nomor atom 7, konfigurasi elektronnya (2, 5) memerlukan 3 elektron.

Ikatan Kovalen Polar dan Nonpolar Ikatan kovalen terdiri dari ikatan kovalen polar dan ikatan kovalen nonpolar. Hal tersebut berdasarkan pada perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom yang membentuk senyawa kovalen serta memerhati-kan bentuk molekul senyawa kovalen yang terjadi. Senyawa kovalen polar adalah senyawa yang terbentuk dari atom unsur yang mempunyai keelektronegatifan berbeda, sehingga elektron lebih tertarik ke salah satu atom unsur. Senyawa kovalen nonpolar adalah senyawa yang terbentuk dari dua atom unsur yang keelektronegatifannya sama, atau resultan elektronegatifan atom unsur penyusunnya = 0, sehingga kemampuan atom unsur untuk menarik elektron sama.

1. Molekul Nonpolar Pada molekul nonpolar elektron tersebar merata sehingga molekul itu tidak bermuatan. Contoh: Molekul gas H 2 Molekul H 2 terdiri atas dua atom yang sama dan mempunyai keelektronegatifan yang sama, sehingga kemampuan untuk menarik pasangan elektron antara kedua atom hidrogen itu sama kuat. Molekul H 2 ini bersifat nonpolar. Dapat dikatakan bahwa molekul diatomik (molekul yang terdiri dari dua atom) yang unsurnya sama akan bersifat nonpolar. Contoh lainnya adalah molekul Cl 2, N 2, dan O 2. Ikatan yang terjadi pada dua molekul nonpolar disebut ikatan kovalen nonpolar.

2. Molekul Polar Pada molekul polar elektron terkumpul di salah satu unsur pembentuknya. Contoh: Molekul HCl Keelektronegatifan H = 2, 1 dan keelektronegatifan Cl = 3, 2, sehingga terdapat perbedaan keelektronegatifan 0, 9. Atom Cl mempunyai kemampuan lebih kuat daripada atom H untuk menarik pasangan elektron bersama, sehingga pasangan elektron bersama ini cenderung lebih dekat ke atom Cl. Akibatnya dalam molekul HCl atom klorin lebih bermuatan negatif (δ–) dan atom H lebih bermuatan positif (δ+). Dalam molekul HCl terjadi 2 kutub atau dipol. Molekul HCl ini bersifat polar.

Makin besar perbedaan keelektronegatifan antara kedua atom molekul diatomik, makin polar molekul itu. Kepolaran suatu molekul dapat diketahui dari harga momen dipolnya. Momen dipol adalah hasil kali muatan dan jarak antara kedua muatan tersebut. µ=q. d µ = momen dipol dalam satuan D (Debye) q = muatan dalam satuan s. e. s (satuan elektrostatis) d = jarak dalam satuan Å (angstrom) Makin besar harga momen dipol, makin polar senyawa yang bersangkutan. Senyawa nonpolar mempunyai momen dipol nol.

Ikatan Kovalen Koordinat (Ikatan Dativ) Amoniak (NH 3) dapat bereaksi dengan boron trifluorida (BF 3) membentuk senyawa NH 3 BF 3. Atom N dalam NH 3 yang sudah membentuk struktur oktet mempunyai sepasang elektron bebas, sedangkan atom B dalam BF 3 belum oktet. Atom N dari NH 3 dan atom B dari BF 3 dapat berikatan dengan menggunakan bersama pasangan elektron bebas yang berasal dari atom N.

Atom N dari NH 3 disebut atom donor dan atom B dari BF 3 disebut atom akseptor. Ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama pasangan elektron bebas yang berasal dari salah satu atom yang berikatan disebut ikatan kovalen koordinat atau ikatan dativ atau ikatan semipolar. Contoh: Ikatan kovalen koordinat dalam ion H 3 O Ikatan kovalen koordinat dalam ion SO 3

Ikatan Logam Atom unsur logam memiliki sedikit elektron valensi. Oleh karena itu, banyak ruang yang kosong pada kulit terluarnya. Hal itu memungkinkan elektron valensi atom unsur logam dapat bergerak bebas dan dapat berpindah dari satu ruang ke ruang lainnya dalam atom yang berlainan. Perpindahan elektron-elektron tersebut juga disebabkan karena atom logam cenderung mempunyai energi ionisasi yang lebih kecil daripada atom unsur golongan lain. Dapat dikatakan bahwa elektron valensi selalu berpindah-pindah dari satu atom ke atom lainnya. Hal ini menyebabkan atom logam bermuatan positif.

Karena atom logam berubah menjadi ion maka logam merupakan kumpulan ion-ion positif yang berenang dalam lautan elektron valensi. Partikel yang bermuatan positif tertarik ke awan elektron yang bermuatan negatif, begitu juga sebaliknya. Tarikan elektrostatis ini mengikat seluruh kristal sebagai satu kesatuan. Bila diberikan energi, elektron akan dapat dipindahkan dari satu atom ke atom lainnya.

Sistem ikatan khas logam itu dikenal sebagai ikatan logam. Ikatan ini sangat kuat dan sukar untuk diputuskan sehingga titik leleh dan titik didih logam sangat tinggi. Akibatnya daya hantar panas dan listrik juga sangat tinggi karena elektron-elektron terluarnya bebas bergerak. Unsur-unsur logam merupakan penghantar listrik yang baik. Bila sebatang logam diberi beda potensial, akan terjadi arus listrik tetapi atom-atom tidak berpindah. Hal itu menunjukkan bahwa elektron-elektron logam sangat mudah berpindah. Energi yang diberikan pada logam tidak merusak ikatan logam yang ada