PEMBENTUKAN MOLEKUL IKATAN KIMIA DAN IKATAN IONIK 6

PEMBENTUKAN MOLEKUL, IKATAN KIMIA DAN IKATAN IONIK 6. 1. PEMBENTUKAN MOLEKUL Bila suatu atom berantaraksi dengan atom lain maka akan terbentuk suatu bangun baru yang disebut molekul (dari bahasa Latin : molecula, artinya massa yang kecil). Dalam antaraksi tersebut terjadi ikatan kimia. Dalam proses pembentukan ikatan kimia, yang sangat berperan adalah elektron kulit terluar atau elektron valensi atom-atom yang berantaraksi itu. Dalam proses tersebut terjadilah penataan ulang susunan elektron terluar kedua atom itu sehingga menjadi susunan elektron yang baru. 6. 2. JENIS-JENIS IKATAN KIMIA Menurut sifat-sifat dan susunan elektron valensi yang baru setelah dua atom berantaraksi, terdapat tiga jenis ikatan kimia, yaitu: 1. Ikatan elektrovalen (ikatan ion) 2. Ikatan kovalen 3. Ikatan logam

6. 3. IKATAN ELEKTROVALEN (IKATAN ION) 6. 3. 1. Konfigurasi elektron yang stabil Gas-gas mulia merupakan unsur-unsur yang stabil dan mem-punyai konfigurasi tertentu, yaitu semua orbital terisi penuh dengan elektron. - Kaidah Oktet Atas dasar konfigurasi elektron gas mulia tersebut, Kossel mengajukan Kaidah (Aturan) Oktet, yaitu bahwa susunan (konfigurasi) elektron dengan jumlah delapan elektron merupakan susunan elektron yang stabil. Dalam pembentukan ikatan ion, atom-atom akan berusaha mencapai konfigurasi oktet dalam membentuk ion positif atau ion negatif.

• Pembentukan ion positif • Ion positif terbentuk dengan pengeluaran elektron valensi. • Contoh : • Na Na+ + e • Atom Na Ion Na+ • Konfigurasi : • Atom Na : 1 s 2 2 p 6 3 s 1 • Ion Na+ : 1 s 2 2 p 6 • Terlihatlah bahwa konfigurasi ion Na+ sama dengan konfigurasi atom Ne.

Pembentukan ion negatif -Ion negatif terbentuk dengan penarikan elektron dari luar ke dalam kulit elektron valensi. Contoh : F + e F– Atom F Ion F-Konfigurasi : Atom F : 1 s 2 2 p 5 Ion F : 1 s 2 2 p 6 -Ternyata konfigurasi elektron ion F – sama dengan konfigurasi elektron atom Ne. Jadi terlihatlah bahwa konfigurasi elektron yang stabil adalah konfigurasi dengan jumlah elektron terluar delapan.

• Keterbatasan Kaidah Oktet • Walaupun Kaidah Oktet sangat tepat untuk menjelaskan tentang ikatan ion pada unsur dengan nomor atom kecil, tetapi kaidah tersebut mempunyai keterbatasan, yaitu : • Terdapat ion-ion dengan konfigurasi elektron sama dengan konfigurasi elektron atom Helium (elektron terluar =2) yang juga stabil, misalnya ion Li+ dan ion Be 2+. • Kaidah tersebut hanya terbatas pada unsur dengan beda nomor atom sampai 3 atau 4 satuan dari gas mulia. • Penggunaan kaidah ini terbatas bila dipakai untuk senyawa-senyawa kovalen.

Pembentukan ikatan ionik (ikatan elektrovalen) - Ikatan ionik akan terbentuk bila : Terdapat atom unsur dengan potensial ionisasi rendah (yang akan menjadi ion positif) dan atom unsur dengan afinitas elektron tinggi (yang akan menjadi ion negatif) Terjadi tarik menarik antara ion-ion tersebut melalui gaya elektrostatik (gaya Coulomb) Contoh : Na (2 s 2 2 p 6 3 s 1) F (2 s 2 2 p 6) + e Na + F Na+ (2 s 2 2 p 6) + e F- (2 s 2 2 p 6) Na+F-

Dalam pembentukan ikatan ionik berlaku aturan : jumlah elektron yang dilepas oleh suatu atom sama dengan jumlah elektron yang diterima oleh atom yang lain.

Unsur-unsur yang dapat membentuk ikatan ionik • • Unsur-unsur yang dapat membentuk ikatan ionik adalah unsur-unsur yang mempunyai sifat-sifat sebagai berikut : Unsur-unsur dengan potensial ionisasi rendah, yaitu : Golongan IA (golongan logam alkali) Golongan IIA (golongan logam alkali tanah) Unsur-unsur dengan afinitas elektron tinggi, yaitu : Golongan VIIA (golongan halogen) Golongan VIA (golongan kalkogen)

Dengan demikian ikatan ionik dapat terjadi pada unsur golongan : • • IA dengan VIIA (jadi senyawa AY) IA dengan VIA (jadi senyawa A 2 X) IIA dengan VIIA (jadi senyawa BY 2) IIA dengan VIA (jadi senyawa BX)

Ciri-ciri senyawa ionik -Kebanyakan senyawa ionik menyerupai Na. Cl yaitu berwarna putih -Mudah larut dalam air -Leleh pada suhu tinggi -Lelehan senyawa ionik dapat menghantarkan arus listrik -Dalam bentuk padat juga terdiri atas ion-ion, yang tersusun dalam suatu kristal.

• Sifat kristal senyawa ion • Isomorfi • Bila ada dua zat yang mempunyai bangun kristal yang sama, maka dikatakan bahwa kedua zat itu isomorf. Contohnya ialah campuran Na. Cl dan KCl yang sama bangun kristalnya dan perbedaannya hanya pada besar ion Na+ dan K+. • • Polimorfi Di alam banyak terdapat zat atau senyawa yang dapat berada dalam berbagai bentuk kristal, misalnya Ca. CO 3 yang dapat berbentuk heksagonal dalam mineral kalsit atau berbentuk ortorombik dalam mineral aragonit. Kedaan demikian disebut polimorfi. Senyawa-senyawa yang mempunyai sifat polimorfi menunjukkan sifat-sifat yang khas pada masing-masing bentuk kristalnya, sehingga manfaatnya pun berlainan, misalnya batu pualam dan gragal yang merupakan bentuk polimorfi Ca. CO 3.

Alotropi -Bangun kristal yang berlainan yang dimiliki oleh suatu substansi juga terdapat pada unsur. -Unsur-unsur yang mempunyai sifat alotropi adalah karbon (intan, arang dan grafit), fosfor (merah dan kuning), belerang (rombik dan mono-klinik) dan oksigen (O 2 dan O 3). -Satu alotrop dengan alotrop yang lain berbeda dalam sifat-sifat fisika dan pada taraf tertentu juga pada sifat-sifat kimia. -Suatu alotrop dapat berubah menjadi alotrop yang lain dengan perlakuan fisika atau kimia. Contoh perlakuan fisika adalah pemanasan pada suhu tertentu yang disebut suhu transisi. Amorfi -Ada juga zat-zat yang tidak dapat membentuk kristal. Biasanya hal ini terjadi pada senyawa-senyawa dengan massa rumus (berat molekul) tinggi, dan umumnya terdapat sebagai polimer. Contoh-contoh polimer adalah karet (alam atau buatan), karbohidrat (amilum dan selulosa), protein dan kaca. -Zat yang amorf tidak mempunyai titik lebur yang tajam, melainkan suatu trayek lebur.

Air kristal • Senyawa anorganik padat sering dinyatakan sebagai kristal hidrat, yaitu suatu senyawa yang mengandung molekul-molekul air dan yang turut menyusun kisi kristal, misalnya Cu. SO 4. 5 H 2 O; Na 2 SO 4. 10 H 2 O; Ca. SO 4. 2 H 2 O dan lain-lain. • Sebagian atau semua air kristal dapat lepas dari ikatannya karena pengaruh suhu atau tekanan uap, sehingga kristalnya menjadi kering. Contoh reaksinya ialah : Mg. SO 4. 7 H 2 O Mg. SO 4. H 2 O + 6 H 2 O • Sebaliknya, kristal dapat pula mencair bila banyak molekul air masuk dan terikat oleh kristal. Sifat ini dinamakan higroskopik.

• IKATAN KOVALEN • • 7. 1. PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN Ikatan kovalen, yang juga disebut ikatan atom, terbentuk dari pemakaian bersama pasangan elektron yang berasal dari atom-atom yang berikatan. Bila suatu atom berdiri sendiri, maka elektronnya hanya dipengaruhi oleh inti atomnya sendiri. Bila dua buah atom saling mendekati, maka elektron dan inti atom keduanya saling mempengaruhi, sehingga tercapai keadaan yang lebih stabil (tingkat energi lebih rendah) sewaktu terjadi ikatan kimia. • •

• PENGGAMBARAN BANGUN IKATAN KOVALEN • Ada dua cara (metode) dalam menggambarkan ikatan kovalen, yaitu : 1. Cara Ikatan Valensi (Valence Bond Method) 2. Cara Orbital Molekul (Molecular Orbital Method) • 7. 2. 1. Cara Ikatan Valensi • disebut juga cara Heitler-London-Slater-Pauling (cara HLSP), dengan anggapan bahwa molekul terdiri atas atom-atom yang berdiri sendiri-sendiri, kecuali satu atau beberapa elektron kulit terluar suatu atom digunakan oleh atom lain dalam kulit terluarnya.

• 7. 2. 2. Cara Orbital Molekul • disebut juga cara Hund-Mulliken-Hückel (cara HMH), dengan anggapan bahwa seluruh molekul beserta elektron-elektron nya sebagai satu kesatuan. Elektron bergerak karena pengaruh semua inti dan elektron-elektron lain dalam orbital baru, yang disebut orbital molekul.

• 7. 4. PENGGAMBARAN RUMUS BANGUN SENYAWA KOVALEN • 7. 4. 1. Pembentukan ikatan s (sigma) dari tumpang tindih orbital s • G. N. Lewis mengajukan gambaran senyawa kovalen dengan titik dan garis, yaitu : 1. Dua titik menggambarkan satu pasang elektron 2. Satu garis sama dengan dua titik 3. Dua titik atau satu garis menggambarkan satu ikatan tunggal

• Contoh 1 : metana (CH 4) • Gambar 7. 9. Rumus bangun senyawa kovalen CH 4 dengan titik dan garis • Satu atom H dikelilingi oleh 2 elektron (konfigurasi elektron helium) dan satu atom C dikelilingi oleh 8 elektron (oktet).

Contoh 2: Pembentukan ikatan kovalen pada molekul F 2

7. 4. 2. Pembentukan ikatan s (sigma) dari tumpang tindih orbital p Pada molekul H 2, ikatan sigma dapat terbentuk dari tumpang tindih (overlap) orbital-orbital s. Ikatan sigma dapat juga terbentuk dari tumpang tindih orbital p • 7. 4. 3. Kekuatan ikatan sigma • Ikatan sigma merupakan ikatan kovalen yang paling kuat, dengan energi ikatan yang paling besar.

Pembentukan ikatan p (pi) • Selain dapat bertumpang tindih secara segaris, orbital p dapat melakukan tumpang tindih secara menyamping. • Membentuk ikatan p • Ikatan p lebih lemah daripada ikatan s

Gambar 7. 13. Pembentukan orbital molekul p (pi) dari dua orbital p

• 7. 4. 6. Pembentukan orbital molekul dari orbital-orbital atom s, p dan d • Kemungkinan pembentukan orbital molekul dari berbagai orbital atom adalah : 1. Dari orbital atom s hanya dapat terbentuk orbital molekul sigma (s) 2. Dari orbital atom p dapat terbentul orbital molekul sigma (s) dan pi (p) • Dari orbital atom d dapat terbentuk orbital molekul sigma (s), pi (p) dan delta (d)

7. 8. BANGUN MOLEKUL Yang dimaksud dengan bangun molekul adalah gambaran geometrik yang diperoleh dengan cara menghubungkan inti atom yang berikatan, dengan garis lurus. Contoh: Bangun molekul air yang triatomik (terdiri atas tiga atom) :

-panjang ikatan : jarak antara inti-inti atom yang berikatan - sudut ikatan : sudut antara dua garis yang menggambarkan ikatan • Semua molekul Diatomik mempunyai bangun linier • Molekul Triatomik dapat mempunyai bangun linier (sudut =180 o), dan bersudut/bentuk V (sudut<180 o). • Molekul Poliatomik, beberapa ada yang punya bangun linier, tetapi umumnya melukiskan gambaran bangun geometrik tiga dimensi.

7. 11. Bangun molekul dalam hubungannya dengan jenis hibridisasi orbital molekul • Bangun molekul senyawa kovalen yang dihasilkan dari hibridisasi orbital-orbital atom pusatnya ditentukan oleh jenis hibridisasinya. Tabel 7. 2. berikut ini adalah bangun molekul dari jenis hibridisasi yang ada :

Tabel 7. 2. Orbital-orbital hibrida dan bangun geometriknya Orbital atom Orbital hibrida Bangun Geometrik Contoh s+p sp Linier Be. Cl 2, C 2 H 2 s+p+p sp 2 Trigonal planar BF 3, C 2 H 4 s + p +p sp 3 Tetrahedral CH 4 d+s+p+p dsp 2 Segiempat datar [Pt(NH 3)4]2+ s + p +p + d sp 3 d Trigonal bipiramidal PCl 5 s + p +p +d + d sp 3 d 2 Oktahedral SF 6 d + s + p +p d 2 sp 3 Oktahedral [Co(NH 3)6]2+