Ikatan Kimia

Peranan Elektron Dalam Ikatan Kimia

Teori duplet dan oktet dari G.N. Lewis merupakan dasar ikatan kimia.
Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia (ns²np⁶)

TEORI INI MENDAPAT BEBERAPA KESULITAN, YAKNI :

1.	Pada senyawa BCl3 dan PCl5, atom boron dikelilingi 6 elektron, sedangkan atom fosfor dikelilingi 10 elektron.
2.	Menurut teori ini, jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk suatu unsur tergant~u~g jumlah elektron tak berpasangan dalam unsur tersebut. Contoh : 8O : 1s2 2s2 2p2 2px2 2py1 2pz1 Ada 2 elektron tunggal. sehingga oksigen dapat membentuk 2 ikatan (H-O-H; O=O). akan tetapi:                 5B : 1s2 2s2 2px1 Sebenarnya hal ini dapat diterangkan bila kita ingat pada prinsip Hund, dimana cara pengisian elektron dalam orbital suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron. Contoh : 5B : 1s2 2s2 2px1    (hibridisasi) 1s2 2s1 2px1 2py1 Tampak setelah terjadi hibridisasi untuk berikatan dengan atom B memerlukan tiga buah elektron, seperti BCl3
3.	Menurut teori di atas, unsur gas mulia tidak dapat membentuk ikatan karena di sekelilingnya telah terdapat 8 elektron. Tetapi saat ini sudah diketahui bahwa Xe dapat membentuk senyawa, misalnya XeF2 den XeO2.

Teori lain adalah teori ikatan valensi. Dalam teori ini ikatan antar atom terjadi dengan care saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.

BEBERAPA MACAM IKATAN KIMIA YANG TELAH DIKETAHUI, ANTARA LAIN :

A.	Ikatan antar atom	1. Ikatan ion = elektrovalen = heteropolar
		2. Ikatan kovalen = homopolar
		3. Ikatan kovalen koordinasi = semipolar
		4. Ikatan logam
B.	Ikatan antar molekul	1. Ikatan hidrogen
		2. Ikatan van der walls

katan Ion = Elektrovalen = Heteropolar

Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.
PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH
- IA  VIIA atau VIA
- IIA   VIIA atau VIA
- Unsur transisi VIIA atau VIA
Contoh:
        Na              Na + e^-
1s² 2s² 2p⁶ 3s¹          1s² 2s² 2p⁶ (konfigurasi Ne)
Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.
      Cl + e^-                     Cl^-
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵                1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (konfigurasi Ar)
Antara ion-ion Na⁺ dan Cl^- terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na⁺Cl^-.
Contoh lain : CaCl₂ , MgBr₂, BaO , FeS dan sebagainya.
SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN

a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar

Ikatan Kovalen = Homopolar

Ikatan kovalen terjadi karena adanya pemakaian bersama elektron dari atom-atom yang membentuk ikatan. Pada umumnya ikatan kovalen terjadi antara atom-atom bukan logam yang mempunyai perbedaan elektronegativitas rendah atau nol. Seperti misalnya : H₂, CH₄, Cl₂, N₂, C₆H₆, HCl dan sebagainya.

IKATAN KOVALEN TERBAGI ATAS

1.

IKATAN KOVALEN POLAR Atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap pasangan elektron persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan kedua atomnya. Elektron persekutuan akan bergeser ke arah atom yang lebih elektronegatif akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif.     Dalam senyawa HCl ini, Cl mempunyai keelektronegatifan yang lebih besar dari H. sehingga pasangan elektron lebih tertarik ke arah Cl, akibatnya H relatif lebih elektropositif sedangkan Cl relatif menjadi elektronegatif. Pemisahan muatan ini menjadikan molekul itu bersifat polar dan memiliki "momen dipol" sebesar: T = n . l dimana : T = momen dipol n = kelebihan muatan pada masing-masing atom l  = jarak antara kedua inti atom

2.

IKATAN KOVALEN NON POLAR Titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul pembentukuya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan lain bahwa elektron persekutuan mendapat gaya tarik yang sama. Contoh: Kedua atom H mempunyai harga keelektronegatifan yang sama. Karena arah tarikan simetris, maka titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit. Contoh lain adalah senyawa CO2, O2, Br2 dan lain-lain

Ikatan Kovalen Koordinasi = Semipolar

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang membentuknya.
Jadi di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagai
penerimanya.
SYARAT PEMBENTUKANNYA
1. Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas
2. Atom lainnya memiliki orbital kosong
Contoh:
- Ion hidronium (H₃O⁺): H₂O + H⁺ H₃O⁺L
 
 Ikatan Logam, Ikatan Hidrogen Dan Ikatan Van Der Walls
IKATAN LOGAM
Pada ikatan kovalen, elektron-elektron ikatan seolah-olah menjadi milik sepasang atom, sehingga tidak dapat bergerak bebas. Pada logam, elektron-elektron yang menyebabkan terjadinya ikatan di antara atom-atom logam tidak hanya menjadi milik sepasang atom saja, tetapi menjadi milik semua atom logam, sehingga elektron-elektron dapat bergerak bebas. Karena itulah maka logam-logam dapat menghantarkan arus listrik.

IKATAN HIDROGEN

Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.
Contoh:
- molekul H₂O



- molekul HF

IKATAN VAN DER WALLS
Gas mempunyal sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls.


Bentuk Molekul

Dalam bentuk molekul dikenal adanya teori ikatan valensi. Teori ini menyatakan bahwa ikatan antar atom terjadi dengan cara saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.

Pertindihan antara dua sub kulit s tidak kuat, oleh karena distribusi muatan yang berbentuk bola, oleh sebab itu pada umumnya ikatan s - s relatif lemah.

Sub kulit "p" dapat bertindih dengan sub kulit "s" atau sub kulit "p" lainnya, ikatannya relatif lebih kuat, hal ini dikarenakan sub kulit "p" terkonsentrasi pada arah tertentu.

Contoh:

a.	Molekul HF:	- konfigurasi atom H : 1s1
		- konfigurasi atom F: 1s2 2s2 2Px2 2py2 2pz1
	Tumpang tindih terjadi antara sub kulit 1s dari atom H dengan orbital 2pz dari aton, F. Pertindihan demikian disebut pertindihan sp.
b.	Molekul H2O:	- konfigurasi atom H : 1s1
		- konfigurasi atom O: 1s2 2s2 2Px2 2py1 2pz1
	Dalam atom O terdapat 2 elektron dalam keadaan yang tidak berpasangan (orbital 2py dan 2pz), masing-masing orbital ini akan bertindihan dengan orbital 1s dari 2 atom H. Kedudukan orbital-orbital p saling tegak lurus, diharapkan sudut ikatannya sebesar 90o, tetapi karena adanya pengaruh pasangan elektron 2px, maka kedua ikatan tersebut akan tertolak dan membentuk sebesar 104.5o.
c.	Molekul CH4	- konfigurasi atom H: 1s1
		- konfigurasi atom C: 1s2 2s2 2Px1 2py1 2pz0
	Untuk mengikat 4 atom H menjadi CH4, maka 1 elektron dari orbital 2s akan dipromosikan ke orbital 2pz, sehingga konfigurasi elektron atom C menjadi: 1s1 2s1 2px1 2py1 2pz1 . Orbital 2s mempunyai bentuk yang berbeda dengan ketiga orbital 2p, akan tetapi ternyata kedudukan keempat ikatan C-H dalam CH4 adalah sama. Hal ini terjadi karena pada saat orbital 2s, 2px, 2py dan 2pz menerima 4 elektron dari 4 atom H, keempat orbital ini berubah bentuknya sedemikian sehingga mempunyai kedudukan yang sama. Peristiwa ini disebut "hibridisasi". Karena perubahan yang terjadi adalah 1 orbital 2s dan 3 orbital 2p, maka disebut hibridisasi sp3. Bentuk molekul dari ikatan hibrida sp3 adalah tetrahedron.

 

BEBERAPA BENTUK GEOMETRI IKATAN, ANTARA LAIN :

Jenis ikatan	Jumlah ikatan maksimum	Bentuk geometrik
sp	2	Linier
sp2	3	Segitiga datar
sp3	4	Tetrahedron
dsp3	5	Trigonal bipiramid
sp2d ; dsp2	4	Segiempat datar
d2sp3 ; sp3d2	6	Oktahedron