Herliana (A1C217036) review kimia dasar pertemuan 11
REVIEW KIMIA DASAR
Pertemuan 11
NAMA : HERLIANA
NIM : A1C217036
DOSEN PENGAMPU : Dr.YUSNELTI,M.Si.
PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA JURUSAN PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN
UNIVERSITAS JAMBI
2017
BAB I
PENDAHULUAN
Latar belakang
Dalam kehidupan sehari-hari sering kali kita menerima begitu saja dunia sekitar kita beserta perubahan-perubahan yang terjadi di dalamnya tanpa mempertanyakan misalnya, apa itu air, apa itu bensin, mengapa bensin bias terbakar sedangkan air tidak? Apakah arti tarbakar? Mengapa besi dapat berkarat sedangkan emas tidak? Apa itu karet dan bagaimana membuat karet tiruan?
Pertanyaan-pertanyaan diatas adalah sebagian dari masalah yang dibahas dalam dalam ilmu kimia. Oleh karena itu, ilmu kimia dapat di definisikan sebagai ilmu kimia adalah ilmu yang mempelajari segala sesuatu tentang materi, seperti hakekat, susunan, sifat-sifat, perubahan serta energi yang menyertai perubahannya.
Suatu atom bergabung dengan atom lainnya melalui ikatan kimia sehingga dapat membentuk senyawa, baik senyawa kovalen maupun senyawa ion. Senyawa ion terbentuk melalui ikatan ion, yaitu ikatan yang terjadi antara ion positif [atom yang melepaskan elektron] dan ion negative [atom yang menangkap elektron]. Akibatnya, senyawa ion yang terbentuk bersifat polar.
Dalam setiap senyawa, atom-atom terjalin secara terpadu oleh suatu bentuk ikatan antaratom yang deiebut ikatan kimia. Seorang ahli kimia dari Amerika serikat, yaitu Gilbert Newton Lewis ( 1875- 1946) dan Albrecht Kosel dari Jerman ( 1853- 1972) menerangkan tentang konsep ikatan kimi
Tujuan pendidikan
Tujuan penulisan makalah ini adalah sebagai berikut :
Untuk mengetahui ikatan kimia: konsep umum
Untuk mengetahui pengikatan dalam ikatan ion
Untuk mengetahui simbol/ lambang lewis
Untuk mengetahui ikatan kovalen
Untuk mengetahui menggambarkan struktur
Untuk mengetahui orde ikatan dan beberapa sifat ikatan
Untuk mengetahui resonansi
Untuk mengetahui muatan resmi dan seleksi struktus lewis
Untuk mengetahui ikatan kovalen koordinat
Untuk mengetahui molekul polar dan elektronegativitas
BAB II
PEMBAHASAN
Ikatan kimia : konsep umum
Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam praktiknya, para kimiawan biasanya bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.Kekuatan daya tarik-menarik ini menentukan sifat-sifat kimia dari suatu zat, clan cara ikatan kimia berubah jika suatu zat bereaksi digunakan untuk mengetahui jumlah energi yang dilepas atau diabsorbsi selama terjadinya reaksi.
Macam-macam ikatan kimia yang dibentuk oleh atom tergantung dari struktur elektron atom. Misalnya, energi ionisasi dan kontrol afini¬tas elektron dimana atom menerima atau melepaskan elektron, seperti yang telah dipelajari pada bagian sebelumnya, sifat- sifat ini tergantung dari struktur elektron dan letak unsur itu dalam susunan berkala. Ikatan kimia dapat dibagi menjadi dua kategori besar: ikatan ion dan ikatan kovalen. Disebut terbentuk ikatan ion jika terjadinya perpindah¬an elektron di antara atom untuk membentuk partikel yang bermuatan listrik clan mempunyai daya tarik-menarik. Daya tarik-menarik di antara ion-ion yang bermuatan berlawanan merupakan suatu ikatan ion. Ikatan kovalen terbentuk dari terbaginya (sharing) elektron di antara atom-atom. Dengan perkataan lain, daya tarik menarik inti atom pada elektron yang terbagi di antara elektron itu merupakan suatu ikatan kovalen.
Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.
Pengikatan dalam ikatan ion.
Jika litium dan fluor bereaksi, unsur-unsur ini membentuk senyawa ion, LiF, yang mengandung ion Li’ dan F. Konfigurasi elektron dari atom Li dan F adalah
Li 1 s2 2s1 dan
F 1 s2 2s22p5
Lepasnya satu elektron litium dan bertambahnya satu elektron fluor menghasilkan perubahan konfigurasi elektron seperti berikut
Li (1 s2 2s1) à Li+ (I s2 ) + e
F (1 s2 2s22p5) + e– à F– (1 s2 2s22p6)
Perhatikan bahwa setiap ion yang terbentuk dalam reaksi ini mempu¬nyai konfigurasi elektron sama seperti gas mulia. Litium mempunyai konfigurasi seperti helium dan fluor seperti neon. Sama seperti reaksi di atas, atom kalsium dan atom oksigen bereaksi membentuk senyawa ion CaO. Perubahan konfigurasi elektron atom yang terjadi dalam reaksi ini adalah
Ca (ls22S22p63S23p64S2) à Ca2+ (Is22S22p63S23p6) + 2e
0 (ls22S22p4) + 2e- à O2- (Is22S22p6)
Sekah lagi, ion yang terbentuk mempunyai konfigurasi elektron sama seperti gas mulia, argon untuk Ca2+ dan neon untuk O2-.
Untuk menerangkan reaksi ini, kita membutuhkan beberapa jawaban dari beberapa pertanyaan. Pertama, mengapa logam seperti Li dan Ca melepas elektron dan mengapa nonlogam seperti F dan 0 menerima¬nya? Kedua, mengapa elektron lepas dan elektron diterima mengikuti konfigurasi elektron gas mulia?
Mula-mula adalah perubahan energi potensial yang mengontrol pembentukan ion dalam senyawa seperti LiF dan CaO. Untuk senyawa ion agar dapat stabil, pembentukan ion dari unsur harus eksoterm, yang berarti energi potensial dari senyawa itu harus lebih rendah dari unsur¬nya. Selanjutnya, hal ini berarti setiap kontribusi endotermik perubahan energi harus lebih kecil dari kontribusi eksoterm.
Logam membentuk kation karena logam melepas elektron relatif mudah.. Untuk logam, repre¬sentatif, hilangnya elektron, menyebabkan valensi kulit kosong, karena pecah membentuk inti gas mulia yang lebih ke dalam sangat sukar (karena membutuhkan sejumlah energi yang sangat besar). Kebanyakan nonlogam, penambahan elektron ke dalam atom terjadi reaksi eksoterm, jadi mendorong pembentukan anion oleh nonlogam. Dengan demikian, pembentukan anion dengan muatan 2– atau lebih besar, selalu reaksinya endoterm.
Energi Kisi Alasan utama yang menyebabkan senyawa ion stabil adalah adanya daya tarik-menarik antara ion, yang terjadi bila senyawa kimia terben¬tuk dan menghasilkan berkurangnya energi potensial. Untuk mengeta¬hui hal ini, marilah kita perhatikan energi potensial pada dua situasi berik-ut: situasi pertama adalah kumpulan atom netral dan situasi kedua kumpulan ion. Perhatikan bagaimana energi benibah jika kita pisahkan atom netral dan disatukan kembali partikel-pertikel itu sebagai ion.
Daya tarik-menarik atom netral sangat lemah. Karena daya tarik-menarik ini sangat lernah, maka untuk memisahkan atom-atom itu, hanya membutuhkan sedikit kenaikan energi potensialnya. Tetapi se¬baliknya, jika partikel-parlikel ini dijadikan satu kembali sebagai ion, yang mempunyai daya tarik-menarik yang kuat, maka energi potensial¬nya turun besar sekali. Sebagai hasil akhir adalah ion dalam, bentuk kristal mempunyai energi potensial yang lebih rendah dari pada atom netral. Energi potensial yang rendah ini disebut energi kisi (lattice energy) dan jumlahnya lebih besar dari pada kenaikan energi potensial yang dibutuhkan untuk membentuk ion. Sebagai hasilnya, pembentukan senyawa ion adalah eksotermik.
Sekarang barulah kita dapat mengerti mengapa demikian banyak ion cenderung membentuk konfigurasi elektron gas mulia. Konfigurasi ini tidak membutuhkan banyak energi untuk mengosongkan kulit valen ¬suatu logam, jadi energi kisi yang eksotermik sudah cukup untuk meng¬kompensasi kontribusi endotermik pada seluruh perubahan energi. Meskipun demikian, masuk ke dalam inti gas mulia di bawah kulit terluar membutuhkan sangat banyak energi, lebih banyak dan energi kisi eksotermik yang dapat dihasilkan. Sebagai hasilnya, lepasnya elek¬tron terhenti segera setelah munculnya inti gas mulia.
Untuk nonlogam, penambahan elektron ke kulit valensi dapat dalam bentuk eksotermik atau sedikit endotermik. Meskipun demikian, segera setelah kulit valensi terisi penuh, setiap elektron yang ditambahkan terpaksa harus memasuki kulit yang lebih tinggi berikutnya. Masuknya elektron ke kulit berikutnya ini juga membutuhkan energi yang sangat banyak, lebih banyak dari energi yang dapat dipenuhi oleh energi kisi. Sebagai hasilnya, unsur nonlogam tidak pemah mencapai elektron yang cukup yang dapat menjadi konfigurasi sempuma ns 2 np6 konfigurasi “gas mulia”.
Tendensi ion dari banyak unsur-unsur tertentu dapat memiliki kon¬figurasi gas mulia, dengan 8 elektron pada kulit terluar, merupakan dasar rumus oktet. Bila logom dan nonlogam dari golongan A be¬reaksi, senyawa ini cenderwig mengambil atau melepaskan elektron sampai ada delapan elektron pada kulit terluarnya.
Simbol/lambang lewis
Biasanya sangat berguna untuk menempatkan label pada kulit’ va¬lensi elektron dari atom, bila atom-atom ini bergabung membentuk ikatan kimia. Sistim untuk melengkapinya diperkenalkan oleh Gilbert N.Lewis (1875-1946), seorang ahli kimia Amerika yang sangat terke¬nal. Sistim yang menggunakan tanda khusus ini disebut Simbol Lewis. Seperti terlihat pada Bal, sehclumnya. vatermi adalah istilah yang kadang-kaijang dikaitkan dengan ikatan kimia yang hiasanya iocrigganiharkan kemanipuan penihentukan ikatan khma suatu atorn.
Untuk menyusun simbol Lewis pada suatu unsur, kita tulis simbol atomnya dengan memberi sejumlah titik mengelilingi atomnya (atau X atau lingkaran dan sebagainya), setiap titik mewakili satu elektron yang ada pada kulit valensi atom tersebut. Misalnya hidrogen, yang mempu¬nyai satu elektron dalam kulit valensinya, simbol Lewisnya menjadi H. Dengan demikian, setiap atom yang mempunyai satu elektron pada kulit terluarnya mempunyai simbo; Lewis yang sama. Kesamaan simbol ini termasuk setiap unsur yang ada pada Golongan IA dari susunan berkala, jadi adi unsur Li, Na, K, Rb, Cs dan Fr mempunyai simbol Lewis yang dapat ditulis secara. umum X. (dimana X = Li, Na, dan seterusnya). Pada umumnya simbol Lewis untuk menggambarkan unsur dapat dilihat pada Tabel 8. 1.
Tabel 8.1 Simbol Lewis untuk unsur Golongan A
Golongan IA IIA IIIA IVA VA VIA VILA 0
Simbol X• -X• -X- – -X- – -X:
Pada umumnya jumlah elektron valensi suatu atom dan unsur ter¬tentu sama dengan nomor golongan. Oleh sebab itu, dapat kita lihat bahwa nomor golongan juga sama dengan jumlah titik pada simbol Lewis.
Simbol Lewis digunakan untuk menggambarkan ikatan kimia antara atom. Rumus kimia/formula yang kita tulis menggunakan simbol Lewis disebut struktur Lewis atau formula titik elektron. Formula ini sangat berguna untuk memperlihatkan ikatan kovalen, tetapi formula ini juga dapat digunakan pada diagram untuk memperlihatkan apa yang terjadi bila atom bergabung membentuk senyawa ion. Misalnya reaksi antara atom litium dengan fluor dapat dilihat sebagai berikut:
Tanda kurung pada fluor di sebelah kanan digunakan untuk menunjuk¬kan keempat pasang elektronnya merupakan sifat khusus ion fluorida. Perhatikan dengan memindahkan satu elektron dari litium ke fluor, Wit valensi litium kosong dan ion fluorida diakhiri dengan simbol Lewis yang sama dengan gas mulia. Dengan’cara yang sama kita dapat juga membuat diagram reaksi pembentukan CaC12 dan L’20’
Bila dua atom seperti hidrogen membagi bersama sepasang elektron, perputaran elektron menjadi sepasang. Hal ini merupakan aspek yang penting dari kreasi ikatan kovalen. Setiap atom H menyemputnakan kulit valensinya dengan mendapatkan bagian elektron dari atom lain. Kita dapat menunjukkan pembentukan H, menggunakan simbol Lewis, seperti H-+H. -+ H:H
dimana sepasang elektron dalam ikatan terlihat sebagai sepasang titik di antara dua atom H. Kadang-kadang digunakan garis sebagai pengganti sepasang titik, jadi molekul H2 dapat ditulis sebagai H-11.
Ikatan kovalen
Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).
Pembentukan ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama. Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron).
1. Ikatan Kovalen Tunggal
Contoh: 1H = 1 9F = 2, 7
Atom H memiliki 1 elektron valensi sedangkan atom F memiliki 7 elektron valensi. Agar atom H dan F memiliki konfigurasi elektron yang stabil, maka atom H dan atom F masing-masing memerlukan 1 elektron tambahan (sesuai dengan konfigurasi elektron He dan Ne). Jadi, atom H dan F masing-masing meminjamkan 1 elektronnya untuk dipakai bersama.
2. Ikatan Kovalen Rangkap Dua
Contoh: Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk molekul O2
Konfigurasi elektronnya : 8O= 2, 6
Atom O memiliki 6 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan tambahan elektron sebanyak 2. Ke-2 atom O saling meminjamkan 2 elektronnya, sehingga ke-2 atom O tersebut akan menggunakan 2 pasang elektron secara bersama.
3. Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Contoh: Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul N2
Konfigurasi elektronnya : 7N = 2, 5
Atom N memiliki 5 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3. Ke-2 atom N saling meminjamkan 3 elektronnya, sehingga ke-2 atom N tersebut akan menggunakan 3 pasang elektron secara bersama.
4. Ikatan Kovalen Koordinasi / Koordinat / Dativ
Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama.
Pasangan elektron ikatan (PEI) yang menyatakan ikatan dativ digambarkan dengan tanda anak panah kecil yang arahnya dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron.
Contoh:Terbentuknya senyawa BF3 – NH3
5. Polarisasi Senyawa Kovalen
Ikatan kovalen dapat mengalami polarisasi, maka dari itu dikenal ada 2 :
Ikatan kovalen polar
Ikatan kovalen nonpolar
Suatu ikatan kovalen disebut polar, jika Pasangan Elektron Ikatan (PEI) tertarik lebih kuat ke salah 1 atom. Contoh 1 :Molekul HCl
Meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar daripada atom H. Akibatnya atom Cl menarik pasangan elektron ikatan (PEI) lebih kuat daripada atom H sehingga letak PEI lebih dekat ke arah Cl (akibatnya terjadi semacam kutub dalam molekul HCl). Suatu ikatan kovalen dikatakan nonpolar jika PEI (pasangan elektron ikatan) tertarik sama kuat ke semua atom.Jadi, kepolaran suatu ikatan kovalen disebabkan oleh adanya perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom yang berikatan. Sebaliknya, suatu ikatan kovalen dikatakan non polar (tidak berkutub), jika PEI tertarik sama kuat ke semua atom.
Menggambarkan struktur
Untuk bisa menggambarkan struktur lewis suatu molekul atau senyawa, kalian harus mengetahui terlebih dahulu tentang pasang elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB).
Pasangan elektro ikatan atau PEI adalah pasangan elektron valensi yang dipakai bersama oleh dua atau lebih atom dalam suatu ikatan kimia. Sedangkan pasangan elektron bebas atau PEB adalah pasangan elektron yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kimia.
Berikut ini adalah langkah-langkah sistematis untuk menggambarkan struktur lewis molekul atau senyawa.
1. Tentukan elektron valensi tiap atom dalam molekul.
2. Jumlahkan semua elektron yang ada pada molekul tersebut
3. Tentukan jumlah pasangan elektron ikatan (PEI)
Nilai PEI ini menunjukkan jumlah ikatan pada molekul. Untuk menghitung PEI, gunakan rumus sebagai berikut:
PEI = (JUMLAH TOTAL ELEKTRON)/8
Sisa elektron pada perhitungan PEI tidak berpengaruh pada PEI, namun digunakan untuk perhitungan PEB.
4. Tentukan jumlah pasangan elektron bersama (PEB)
Nilai PEI ini menunjukkan jumlah pasangan elektron bebas pada atom pusatnya. Untuk menentukan PEI, gunakan rumus sebagai berikut:
PEB = (JUMLAH ELEKTRON SISA PADA PEI)/2
Untuk menentukan atom pusat pada struktur lewis suatu molekul atau senyawa dapat digunakan beberapa teknik sebagai berikut:
Cara menentukan atom pusat suatu molekul atau senyawa
1 Dalam senyawa, atom yang jumlahnya paling sedikit akan menjadi atom pusat
2 Jika dalam senyawa terdapat dua atau lebih atom yang jumlahnya sama, maka atom pusat adalah atom yang keelektronegatifannya lebih rendah, atau kalau dalam satu periode posisinya sebelah kiri dari atom lain, bila segolongan yang bertindak sebagai atom pusat ada pada paling bawah.
3 Atom H dan F tidak pernah berperan sebagai atom pusat. Pada asam oksi (asam yang mengandung oksigen, seperti H2SO4, HNO3, H3PO4, H2CrO4, dan lain-lain) atom H jarang sekali terikat pada atom pusat secara langsung, tetapi H lebih sering terikat pada atom O lebih dahulu).
5. Jika ditemui pola yang janggal, bisa disesuaikan dengan kaidah oktet yang paling mungkin
Dalam menentukan struktur lewis suatu senyawa, tidak harus mengikuti kaidah oktet (elektron valensi harus 8) atau kaidah duplet (2 elektron valensi), karena pada beberapa jenis unsur memiliki karakteristik yang berbeda. Untuk itu ada beberapa pengecualian yang harus diperhatikan dalam menggambarkan struktur lewis molekul.
Pengecualian kaidah Oktet-Duplet dalam menggambarkan struktur lewis
1 B (boron) maksimal hanya dapat memiliki 6 elektron ketika berikatan
2 N (nitrogen) pada beberapa jenis senyawa hanya memiliki 7 elektron ketika berikatan
3 Unsur yang berada pada periode 3 (seperti P, S, Cl, Br, I) dan unsur logam transisi berkemungkinan untuk memiliki elektron lebih dari 8 ketika berikatan
Contoh Cara Menggambarkan Struktur Lewis Suatu Senyawa
1. Cara menentukan struktur lewis senyawa XeO2F2
Tentukan jumlah elektron valensi pada senyawa XeO2F2 yaitu sebagai berikut
Jumlah elektron valensi Xe = 8
Jumlah elektron valensi O2 = 2 × 6 = 12
Jumlah elektron valensi F2 = 2 × 7 = 14
Jumlah total elektron valensi =34
Kemudian kita tentukan jumlah PEI dan PEB, dengan rumus yang telah disebutkan di atas,
PEI = 34/8 = 4 sisa 2 , PEB = 2/2 = 1
Dari hasil perhitungan PEI dan PEB di atas berarti senyawa XeO2F2 memiliki 4 ikatan dan 1 pasang elektron bebas di atom pusat. Dan yang menjadi atom pusat dari senyawa XeO2F2 adalah Xe karena jumlah atomnya paling sedikit. Kemudian gambarkan struktur lewis XeO2F2 dengan Xe sebagai pusat dengan 1 pasang elektron bebas dan dikelilingi oleh 2 atom O dan F.
Kemudian kita analisis elektron valensi masing-masing atom
Elektron valensi Xe = 8 (sudah oktet) . Jumlah elektron bebas =2, jadi sisa elektron Xe untuk berikatan dengan atom lain adalah 6 elektron
Elektron Valensi F = 7 . Untuk mencapai kaidah oktet, maka atom F membutuhkan 1 elektron, sehingga 2 atom F membutuhkan 2 elektron dari Xe. Sisa elektron Xe untuk berikatan adalah 6 – 2 = 4 elektron.
Elektron Valensi O = 6 . Untuk mencapai kaidak oktet, maka atom O membutuhkan 2 elektron, sehingga 2 atom O membutuhkan 4 elektron dari Xe. Dan sisa elektron Xe adalah Nol
Pola struktur lewisnya adalah sebagai berikut
PEI Xe = 6 elektron
memasangkan Memasangkan
Xe → 1 elektron 1 elektron ← F
PEI Xe = 6 – 1 = 5 elektron PEB F = 7 – 1 = 6 elektron
Xe → 1 elektron 1 elektron ← F
PEI Xe = 5 – 1 = 4 elektron PEB F = 7 – 1 = 6 elektron
Xe → 2 elektron 2 elektron ← O
PEI Xe = 4 – 2 = 2 elektron PEB O = 6 – 2 = 4 elektron
Xe → 2 elektron 2 elektron ← O
PEI Xe = 2 – 2 = 0 elektron PEB O = 6 – 2 = 4 elektron
Sehingga gambar struktur lewis untuk senyawa XeO2F2 adalah sebagai berikut:
Struktur lewis XeO2F2 apabila disederhanakan dengan rumus bangun lewis adalah sebagai berikut
2. Cara menentukan struktur lewis senyawa SO3
Tentukan jumlah elektron valensi pada senyawa SO3 yaitu sebagai berikut
Jumlah elektron valensi S = 6
Jumlah elektron valensi O3 = 3 × 6 = 18
Jumlah total elektron valensi =24
Kemudian kita tentukan jumlah PEI dan PEB, dengan rumus yang telah disebutkan di atas,PEI = 24/8 = 3 sisa 0 PEB = 0
Dari hasil perhitungan PEI dan PEB di atas berarti senyawa SO3 memiliki 3 ikatan dan tidak ada pasangan elektron bebas di atom pusat. Dan yang menjadi atom pusat dari senyawa SO3 adalah S karena jumlah atomnya paling sedikit. Kemudian gambarkan struktur lewis SO3 dengan S sebagai pusat dikelilingi oleh 3 atom O.
Kemudian kita analisis elektron valensi masing-masing atom
Elektron valensi S = 6. Karena tidak ada pasangan elektron bebas maka jumlah elektron S untuk berikatan dengan O adalah 6 elektron
Elektron Valensi O = 6. Untuk mencapai kaidah oktet, maka atom O membutuhkan 2 elektron, sehingga 3 atom O membutuhkan 6 elektron dari S. Dan sisa elektron S adalah nol.
Pola struktur lewisnya adalah sebagai berikut
PEI S = 6 elektron
memasangkan Memasangkan
S → 2 elektron 2 elektron ← O
PEI S = 6 – 2 = 4 elektron PEB O = 6 – 2 = 4 elektron
S → 2 elektron 2 elektron ← O
PEI S = 4 – 2 = 2 elektron PEB O = 6 – 2 = 4 elektron
S → 2 elektron 2 elektron ← O
PEI S = 2 – 2 = 0 elektron PEB O = 6 – 2 = 4 elektron
Sehingga gambar struktur lewis untuk senyawa SO3 adalah sebagai berikut:
Struktur lewis SO3 apabila disederhanakan dengan rumus bangun lewis adalah sebagai berikut
Orde ikatan dan beberapa sifat ikatan
Istilah orde ikatan (bonding order) ini digunakan dalam teori orbital molekul (molecule orbital theory). Menurut teori orbital molekul bahwa semua elektron dalam tiap atom dalam molekul turut terlibat dalam pembentukan ikatan dengan mengisi orbital-orbital, yaitu orbital molekul ikatan (bonding molecule orbital) dan orbital molekul antiikatan (antibonding molecule orbital).
Biasanya menentukan orde ikatan suatu molekul atau ion menggunakan rumus ½ dari selisih jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan dengan jumlah elektron dalam orbital molekul antiikatan (ditandai dengan *). Tentu saja perlu kecermatan untuk menghitung jumlah elektron pada orbital-orbital molekul itu.
Berikut ini contoh diagram orbital molekul untuk O2, O2–, dan O2–2
Untuk menentukan orde ikatan perhatikan pada orbital 2p saja, karena di sini jumlah elektron dalam orbital molekul σ1s = σ*1s dan jumlah elektron dalam orbital molekul σ2s = σ*2s.
Orde ikatan untuk O2 = ½ ( Σ elektron dalam orbital ikatan – Σ elektron dalam orbital anti-ikatan)
Orde ikatan untuk O2 = ½ (6 – 2) = 2.
Sifat umum senyawa yang berikatan ion:
1. Titik lebur dan titik didih yang tinggi
2. Dalam keadaan lebur & larutan dapat menghantarkan arus listrik atau bersifat konduktor.
3. Keras dan mudah patah
4. Mudah larut dalam air
5. Tidak larut dalam pelarut nonpolar
Sifat umum senyawa kovalen:
1. Titik lebur dan titik didih yang rendah
2. Tidak dapat menghantarkan arus listrik , akan tetapi senyaw akovalen polar dalam bentuk larutan dapat menghantarkan listrik.
3. Pada umumnya lunak
4. Tidak larut dalam air
5. Larut dalam pelarut nonpolar
Resonansi
Dalam kimia, resonansi atau mesomerisme merupakan penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk menggambarkan molekul tertentu. Struktur resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan satu struktur Lewis. Tanda panah dua arah menyatakan bahwa struktur-struktur yang diberikan merupakan struktur resonansi.
Masing-masing struktur resonan dapat melambangkan struktur Lewis, dengan hanya satu ikatan kovalen antara masing-masing pasangan atom. Beberapa struktur Lewis digunakan bersama-sama untuk menjelaskan struktur molekul. Namun struktur tersebut tidak tetap, melainkan ada sebuah osilasi antara ikatan rangkap dengan elektron, saling berbolak-balik. Maka dari itu disebut dengan resonansi. Struktur yang sebenarnya mungkin saja adalah peralihan dari dua struktur resonan. Bentuk peralihan (intermediet) dari struktur resonan disebut dengan hibrida resonan.
Molekul atau ion yang dapat beresonansi mempunyai sifat-sifat berikut:
Struktur yang berkontribusi dalam ion iminium
Dapat dituliskan dalam beberapa struktur Lewis yang disebut dengan struktur resonan. Tetapi tidak satupun struktur tersebut melambangkan bentuk asli molekul yang bersangkutan.
Di antara struktur yang saling beresonansi bukanlah isomer.
Masing-masing struktur struktur Lewis harus mempunyai jumlah elektron valensi dan elektron tak berpasangan yang sama
Ikatan yang mempunyai orde ikatan yang berbeda pada masing-masing struktur tidak mempunyai panjang ikatan yang khas.
Struktur yang sebenarnya mempunyai energi yang lebih rendah dibandingkan energi masing-masing struktur resonan.
Posisi elektron dapat diubah-ubah untuk menghasilkan struktur resonansi yang lain, tanpa mengubah posisi atom-atomnya. Dengan kata lain, atom-atom yang saling berikatan harus tetap dalam semua struktur resonansi untuk satu spesi tertentu. Akhirnya, perhatikan bahwa walaupun suatu ion atau senyawa dapat digambarkan secara lebih akurat dengan menyertakan dengan menyertakan semua struktur resonansinya, tetapi supaya sederhana biasanya hanya satu struktur Lewis saja yang dipergunakan.
Muatan resmi dan seleksi struktur lewis
Muatan formal (atau disebut juga muatan resmi) adalah suatu perhitungan yang dapat digunakan pada struktur Lewis untuk menentukan muatan dari atom–atom yang membentuk suatu ikatan ionik maupun ikatan kovalen. Muatan formal merupakan jumlah elektron valensi dalam atom bebasnya dikurangi dengan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom tersebut dalam sruktur Lewisnya.
Untuk menentukan jumlah elektron atom dalam struktur Lewisnya dapat digunakan aturan sebagai berikut:
Semua elektron non-ikatan dalam atom dinyatakan sebagai milik atom tersebut
Membagi ikatan antara atom tersebut dengan atom lain dan menyatakan bahwa separuh elektron ikatannya sebagai milik atom tersebut
Muatan formal dapat digunakan dalam menentukan struktur yang stabil dari suatu ikatan. Bila ada beberapa kemungkinan struktur Lewis yang dapat dibuat, maka struktur dengan muatan formal terkecil dan paling stabil yang dipilih.Kadang-kadang terdapat lebih dari satu struktur Lewis yang mungkin untuk spesi tertentu. Pada kasus seperti ini, muatan formal dapat membantu untuk memilih struktur Lewis yang lebih disukai. Petunjuk penggunaannya adalah sebagai berikut:
Pada molekul netral, strukutur Lewis tanpa muatan formal lebih disukai daripada struktur yang memiliki muatan formal
Struktur Lewis dengan muatan formal yang besar (2+, 3+, dan/atau 2-, 3-, dst) kurang disukai daripada struktur dengan muatan formal yang kecil
Untuk struktur Lewis dengan distribusi muatan formal yang serupa, struktur yang muatan negatifnya berada pada atom yang lebih elektronegatif lebih disukai.
Penggunaan dalam penentuan struktur suatu atom
Dapat disimpulkan bahwa struktur yang kedua lebih disukai karena H2SO4 merupakan senyawa netral yang tidak bermuatan (tanpa muatan formal).
Contoh senyawa lain yang juga memiliki lebih dari satu struktur lewis yang mungkin adalah molekul NOCl. Molekul NOCl memiliki empat struktur lewis yang mungkin yang dapat digambarkan sebagai berikut:
Untuk menentukan struktur yang paling mungkin untuk molekul NOCl, dapat dihitung muatan formalnya.
Tabel muatan formal atom-atom pada molekul NOCl
Unsur Struktur 1 Struktur 2 Struktur 3 Struktur 4
Oksigen 0 +1 –1 +1
nitrogen 0 –1 0 –2
Klorin 0 0 +1 +1
Dari tabel dapat dilihat bahwa struktur yang pertama memiliki muatan formal yang paling rendah untuk semua atomnya, sedangkan struktur yang lain tidak. Oleh karena itu, untuk molekul NOCl, struktur yang lebih disukai adalah struktur yang pertama (struktur 1).
Molekul N2O (Dinitrogen oksida) memiliki 3 struktur lewis yang mungkin.
Struktur mana yang menyatakan ikatan yang sebenarnya terjadi dalam molekul N2O? Apakah kedua atom N dihubungkan dengan ikatan tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga? Sekali lagi kita menggunakan muatan formal untuk menentukan struktur terbaik untuk molekul N2O tersebut, dimana kita memilih struktur yang masing-masing atomnya memiliki muatan formal terendah dan muatan formal negatif berada pada atom yang lebih elektronegatif.
Muatan formal untuk masing-masing atom pada ketiga struktur lewis dari molekul N2O adalah sebagai berikut:
Jumlah muatan formal harus sama dengan muatan molekulnya, dimana dalam kasus ini muatan formal N2O adalah 0 karena N2O adalah molekul netral.
Pada struktur 3 terdapat dua kesalahan. Yang pertama, muatan formal negatif diletakkan pada atom nitogen yang kurang elektronegatif dibandingkan atom oksigen yang lebih elektronegatif. Struktur tersebut juga memiliki muatan formal yang paling besar. Struktur 2 juga meletakkan muatan formal negatif pada nitrogen, bukan pada oksigen. Oleh karena itu, kedua struktur terssebut tidak lebih baik daripada struktur 1.
Berikut ada data eksperimen yang mendukung struktur 1 sebagai struktur terbaik untuk molekul N2O. Karena nitrogen membentuk ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, dan ikatan rangkap tiga pada struktur yang diusulkan di atas, maka data panjang ikatan akan sangat membantu.
Kita menganggap ikatan tunggal N – N lebih panjang daripada ikatan rangkap dua N = N, dan pasti lebih panjang daripada ikatan rangkap tiga N ≡ N. Berikut adalah karakteristik panjang ikatan nitrogen – nitrogen untuk ketiga tipe ikatan.
Data panjang ikatan N - N
N−N 0.146 nm
N=N 0.125 nm
N≡N 0.110 nm
Penentuan eksperimental dari panjang ikatan nitrogen – nitrogen pada N2O memberikan hasil panjang ikatan sebesar 0.113 nm yang bersesuaian dengan ikatan rangkap tiga yang terdapat pada struktur 1. Oleh karena itulah struktur 1 yang lebih disukai untuk molekul N2O.
Ikatan kovalen koordinat
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan elektron yang digunakan berasal dari salah satu atom yang membentuknya. Jadi di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagai
penerimanya. Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terbentuk dari pemakaian pasangan elektron bersama yang berasal dari salah satu atom yang memiliki pasangan elektron bebas. Contoh senyawa yang memiliki ikatan kovalen koordinasi adalah HNO3, NH4Cl, SO3, dan H2SO4.
Syarat pembentukannya
1. Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas
2. Atom lainnya memiliki orbital kosong
Ikatan kovalen koordinasi terjadi apabila pasangan electron yang dipakai bersama berasal dari penyumbangan salah satu atom yang berikatan.Amonia (NH3) dapat bereaksi dengan boron trifklorida (BF3) membentuk senyawa NH3.BF3.
Atom Nitrogen dalam NH3 telah memenuhi aturan oktet dengan sepasang elektron bebas. Akan tetapi atom boron telah berpasangan dengan tiga atom Florin tetapi belum memenuhi aturan oktet. Akibatnya, pasangan elektron bebas dari atom nitrogen dapat digunakan untuk berikatan dengan atom boron. Dalam menggambarkan struktur molekul, ikatan kovalen koordinasi dinyatakan dengan garis berpanah dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron bebas.
Ciri-ciri dari ikatan kovalen koordinasi adalah pasangan elektron bebas dari salah satu atom yang dipakai secara bersama-sama seperti pada contoh senyawa HNO3 berikut ini. Tanda panah (→) menunjukkan pemakaian elektron dari atom N yang digunakan secara bersama oleh atom N dan O.
Jadi, senyawa HNO3 memiliki satu ikatan kovalen koordinasi dan dua ikatan kovalen.
Molekul polar dan elektronegativitas
Pengertian Molekul polar
Sebuah molekul polar adalah molekul yang memiliki muatan sebagian besar positif di satu sisi dan kebanyakan muatan negatif di sisi lain. Perbedaan muatan ini memungkinkan ujung positif dari molekul untuk menarik ke ujung negatif lain. Sebuah ikatan hidrogen, memiliki daya tarik tersendiri antara beberapa molekul polar, adalah karakteristik penting lainnya.Ini adalah ikatan yang membantu untuk membuat asam deoksiribonukleat (DNA) double helix ‘s menjadi mungkin. Ikatan hidrogen antara bahan dalam komposisi DNA membantu untuk menjaga bentuk stabil.
Ikatan kovalen dan ikatan ion adalah dua cara antara dua atom dapat bergabung dalam molekul. Namun ikatan kovalen, dapat menghasilkan molekul polar. Ikatan kovalen terjadi ketika satu atom berbagi elektron dengan yang lain. Kadang-kadang, satu atom akan menarik elektron lebih dari yang lain. Jika hal ini terjadi, molekul polar dapat terjadi.
Molekul seperti tidak secara otomatis terjadi ketika satu atom dalam molekul menarik lebih banyak elektron dari yang lain. Jika distribusi muatan adalah sama di seluruh molekul, hasilnya adalah molekul non-polar. Sebagai contoh, air adalah polar karena sisi oksigen negatif sedangkan sisi hidrogen positif.
Molekul polar kadang membentuk ikatan hidrogen.Di sisi lain, boron trifluorida (BF3) adalah non-polar. Meskipun atom fluorin menarik elektron lebih dari boron, tiga atom fluorin mengelilingi boron, sehingga molekul bermuatan negatif secara keseluruhan.
Elektronegativitas atau keelektronegatifan (Simbol: χ) adalah sebuah sifat kimia yang menjelaskan kemampuan sebuah atom (atau lebih jarangnya sebuah gugus fungsi) untuk menarik elektron (atau rapatan elektron) menuju dirinya sendiri pada ikatan kovalen.[1] Konsep elektronegativitas pertama kali diperkenalkan oleh Linus Pauling pada tahun 1932 sebagai bagian dari perkembangan teori ikatan valensi. Elektronegativitas tidak bisa dihitung secara langsung, melainkan harus dikalkulasi dari sifat-sifat atom dan molekul lainnya. Beberapa metode kalkulasi telah diajukan. Walaupun pada setiap metode terdapat perbedaan yang kecil dalam nilai numeris elektronegativitasnya, semua metode memiliki tren periode yang sama di antara unsur-unsur. Elektronegativitas merupakan salah satu sifat periodisitas unsur, selain afinitas elektron, jari-jari atom, dan energi ionisasi.
Metode yang umumnya sering digunakan adalah metode Pauling. Hasil perhitungan ini menghasilkan nilai yang tidak berdimensi dan biasanya dirujuk sebagai skala Pauling dengan skala relatif yang berkisar dari 0,7 sampai dengan 4,0 (hidrogen = 2,2). Bila metode perhitungan lainnya digunakan, terdapat sebuah konvensi (walaupun tidak diharuskan) untuk menggunakan rentang skala yang sama dengan skala Pauling: hal ini dikenal sebagai elektronegativitas dalam satuan Pauling.
Untuk mengukur elektronegativitas relatif dari atom H dan X ini, dibandingkan antara pengukuran energi ikatan H-X yang sebenarnya dengan energi ikatan H-X yang diperkirakan.
Energi ikatan H-X yang diperkirakan ini dihitung dengan persamaan:
Perkiraan energi H-X= (Energi Ikatan H-H + Energi Ikatan X-X)/2
Kemudian hasil perkiraan energi H-X ini akan digunakan dalam menghitung perbedaan antara energi ikatan H-X yang sebenarnya dengan energi ikatan H-X yang diperkirakan.
Perbedaan = (H-X)sebenarnya – (H-X)perkiraan
Perbedaan antara H-X sebenarnya dan H-X perkiraan inilah yang menjadi nilai elektronegativitas suatu unsur.
Jika H dan X memiliki elektronegativitas yang sama maka perbedaannya =0. Sedangkan jika X memiliki elektronegativitas yang jauh lebih tinggi dari H, maka elektron akan cenderung tertarik ke atom X. Dan molekul yang terbentuk akan polar dengan distribusi muatan:
Elektronegativitas bukanlah bagian dari sifat atom, melainkan hanya merupakan sifat atom pada molekul. Sifat pada atom tunggal yang setara dengan elektronegativitas adalah afinitas elektron. Elektronegativitas pada sebuah unsur akan bervariasi tergantung pada lingkungan kimiawi,[4] namun biasanya dianggap sebagai sifat yang terpindahkan, yaitu sebuah nilai elektronegativitas dianggap akan berlaku pada berbagai situasi yang bervariasi.
BABIII
PENUTUP
KESIMPULAN
Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil.
Alasan utama yang menyebabkan senyawa ion stabil adalah adanya daya tarik-menarik antara ion, yang terjadi bila senyawa kimia terben¬tuk dan menghasilkan berkurangnya energi potensial.
Untuk menyusun simbol Lewis pada suatu unsur, kita tulis simbol atomnya dengan memberi sejumlah titik mengelilingi atomnya setiap titik mewakili satu elektron yang ada pada kulit valensi atom tersebut. Misalnya hidrogen, yang mempu¬nyai satu elektron dalam kulit valensinya, simbol Lewisnya menjadi H.
Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron
Berikut ini adalah langkah-langkah sistematis untuk menggambarkan struktur lewis molekul atau senyawa. 1. Tentukan elektron valensi tiap atom dalam molekul., 2. Jumlahkan semua elektron yang ada pada molekul tersebut , 3. Tentukan jumlah pasangan elektron ikatan (PEI),4. Tentukan jumlah pasangan elektron bersama (PEB),5. Jika ditemui pola yang janggal, bisa disesuaikan dengan kaidah oktet yang paling mungkin
Istilah orde ikatan ini digunakan dalam teori orbital molekul. Menurut teori orbital molekul bahwa semua elektron dalam tiap atom dalam molekul turut terlibat dalam pembentukan ikatan dengan mengisi orbital-orbital, yaitu orbital molekul ikatan dan orbital molekul antiikatan .
resonansi atau mesomerisme merupakan penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk menggambarkan molekul tertentu. Struktur resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan satu struktur Lewis.
Muatan formal merupakan jumlah elektron valensi dalam atom bebasnya dikurangi dengan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom tersebut dalam sruktur Lewisnya.
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan elektron yang digunakan berasal dari salah satu atom yang membentuknya. Jadi di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagai
penerimanya.
sebuah molekul polar adalah molekul yang memiliki muatan sebagian besar positif di satu sisi dan kebanyakan muatan negatif di sisi lain.
DAFTAR PUSTAKA
https://musnainimusnaini.wordpress.com/kimia-x-2/ikatan-kimia/
https://chemicalscholars.wordpress.com/materi-kimia/kelas-x/ikatan-kimia-3/ikatan-kimia/
https://bestwima.wordpress.com/materi/kimia/ikatan-kimia/
http://blogmipa-kimia.blogspot.co.id/2017/05/struktur-lewis.html
http://www.nafiun.com/2013/03/contoh-ikatan-kovalen-koordinasi-proses-pembentukan-pengertian-soal-jawaban-senyawa-unsur-kimia.html
https://mystupidtheory.com/pengertian-elektronegativitas-dan/
https://id.wikipedia.org/wiki/Resonansi_%28kimia%29
http://www.urip.info/2016/09/muatan-formal-bilangan-oksidasi-dan.html
Pertemuan 11
NAMA : HERLIANA
NIM : A1C217036
DOSEN PENGAMPU : Dr.YUSNELTI,M.Si.
PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA JURUSAN PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN
UNIVERSITAS JAMBI
2017
BAB I
PENDAHULUAN
Latar belakang
Dalam kehidupan sehari-hari sering kali kita menerima begitu saja dunia sekitar kita beserta perubahan-perubahan yang terjadi di dalamnya tanpa mempertanyakan misalnya, apa itu air, apa itu bensin, mengapa bensin bias terbakar sedangkan air tidak? Apakah arti tarbakar? Mengapa besi dapat berkarat sedangkan emas tidak? Apa itu karet dan bagaimana membuat karet tiruan?
Pertanyaan-pertanyaan diatas adalah sebagian dari masalah yang dibahas dalam dalam ilmu kimia. Oleh karena itu, ilmu kimia dapat di definisikan sebagai ilmu kimia adalah ilmu yang mempelajari segala sesuatu tentang materi, seperti hakekat, susunan, sifat-sifat, perubahan serta energi yang menyertai perubahannya.
Suatu atom bergabung dengan atom lainnya melalui ikatan kimia sehingga dapat membentuk senyawa, baik senyawa kovalen maupun senyawa ion. Senyawa ion terbentuk melalui ikatan ion, yaitu ikatan yang terjadi antara ion positif [atom yang melepaskan elektron] dan ion negative [atom yang menangkap elektron]. Akibatnya, senyawa ion yang terbentuk bersifat polar.
Dalam setiap senyawa, atom-atom terjalin secara terpadu oleh suatu bentuk ikatan antaratom yang deiebut ikatan kimia. Seorang ahli kimia dari Amerika serikat, yaitu Gilbert Newton Lewis ( 1875- 1946) dan Albrecht Kosel dari Jerman ( 1853- 1972) menerangkan tentang konsep ikatan kimi
Tujuan pendidikan
Tujuan penulisan makalah ini adalah sebagai berikut :
Untuk mengetahui ikatan kimia: konsep umum
Untuk mengetahui pengikatan dalam ikatan ion
Untuk mengetahui simbol/ lambang lewis
Untuk mengetahui ikatan kovalen
Untuk mengetahui menggambarkan struktur
Untuk mengetahui orde ikatan dan beberapa sifat ikatan
Untuk mengetahui resonansi
Untuk mengetahui muatan resmi dan seleksi struktus lewis
Untuk mengetahui ikatan kovalen koordinat
Untuk mengetahui molekul polar dan elektronegativitas
BAB II
PEMBAHASAN
Ikatan kimia : konsep umum
Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam praktiknya, para kimiawan biasanya bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.Kekuatan daya tarik-menarik ini menentukan sifat-sifat kimia dari suatu zat, clan cara ikatan kimia berubah jika suatu zat bereaksi digunakan untuk mengetahui jumlah energi yang dilepas atau diabsorbsi selama terjadinya reaksi.
Macam-macam ikatan kimia yang dibentuk oleh atom tergantung dari struktur elektron atom. Misalnya, energi ionisasi dan kontrol afini¬tas elektron dimana atom menerima atau melepaskan elektron, seperti yang telah dipelajari pada bagian sebelumnya, sifat- sifat ini tergantung dari struktur elektron dan letak unsur itu dalam susunan berkala. Ikatan kimia dapat dibagi menjadi dua kategori besar: ikatan ion dan ikatan kovalen. Disebut terbentuk ikatan ion jika terjadinya perpindah¬an elektron di antara atom untuk membentuk partikel yang bermuatan listrik clan mempunyai daya tarik-menarik. Daya tarik-menarik di antara ion-ion yang bermuatan berlawanan merupakan suatu ikatan ion. Ikatan kovalen terbentuk dari terbaginya (sharing) elektron di antara atom-atom. Dengan perkataan lain, daya tarik menarik inti atom pada elektron yang terbagi di antara elektron itu merupakan suatu ikatan kovalen.
Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.
Pengikatan dalam ikatan ion.
Jika litium dan fluor bereaksi, unsur-unsur ini membentuk senyawa ion, LiF, yang mengandung ion Li’ dan F. Konfigurasi elektron dari atom Li dan F adalah
Li 1 s2 2s1 dan
F 1 s2 2s22p5
Lepasnya satu elektron litium dan bertambahnya satu elektron fluor menghasilkan perubahan konfigurasi elektron seperti berikut
Li (1 s2 2s1) à Li+ (I s2 ) + e
F (1 s2 2s22p5) + e– à F– (1 s2 2s22p6)
Perhatikan bahwa setiap ion yang terbentuk dalam reaksi ini mempu¬nyai konfigurasi elektron sama seperti gas mulia. Litium mempunyai konfigurasi seperti helium dan fluor seperti neon. Sama seperti reaksi di atas, atom kalsium dan atom oksigen bereaksi membentuk senyawa ion CaO. Perubahan konfigurasi elektron atom yang terjadi dalam reaksi ini adalah
Ca (ls22S22p63S23p64S2) à Ca2+ (Is22S22p63S23p6) + 2e
0 (ls22S22p4) + 2e- à O2- (Is22S22p6)
Sekah lagi, ion yang terbentuk mempunyai konfigurasi elektron sama seperti gas mulia, argon untuk Ca2+ dan neon untuk O2-.
Untuk menerangkan reaksi ini, kita membutuhkan beberapa jawaban dari beberapa pertanyaan. Pertama, mengapa logam seperti Li dan Ca melepas elektron dan mengapa nonlogam seperti F dan 0 menerima¬nya? Kedua, mengapa elektron lepas dan elektron diterima mengikuti konfigurasi elektron gas mulia?
Mula-mula adalah perubahan energi potensial yang mengontrol pembentukan ion dalam senyawa seperti LiF dan CaO. Untuk senyawa ion agar dapat stabil, pembentukan ion dari unsur harus eksoterm, yang berarti energi potensial dari senyawa itu harus lebih rendah dari unsur¬nya. Selanjutnya, hal ini berarti setiap kontribusi endotermik perubahan energi harus lebih kecil dari kontribusi eksoterm.
Logam membentuk kation karena logam melepas elektron relatif mudah.. Untuk logam, repre¬sentatif, hilangnya elektron, menyebabkan valensi kulit kosong, karena pecah membentuk inti gas mulia yang lebih ke dalam sangat sukar (karena membutuhkan sejumlah energi yang sangat besar). Kebanyakan nonlogam, penambahan elektron ke dalam atom terjadi reaksi eksoterm, jadi mendorong pembentukan anion oleh nonlogam. Dengan demikian, pembentukan anion dengan muatan 2– atau lebih besar, selalu reaksinya endoterm.
Energi Kisi Alasan utama yang menyebabkan senyawa ion stabil adalah adanya daya tarik-menarik antara ion, yang terjadi bila senyawa kimia terben¬tuk dan menghasilkan berkurangnya energi potensial. Untuk mengeta¬hui hal ini, marilah kita perhatikan energi potensial pada dua situasi berik-ut: situasi pertama adalah kumpulan atom netral dan situasi kedua kumpulan ion. Perhatikan bagaimana energi benibah jika kita pisahkan atom netral dan disatukan kembali partikel-pertikel itu sebagai ion.
Daya tarik-menarik atom netral sangat lemah. Karena daya tarik-menarik ini sangat lernah, maka untuk memisahkan atom-atom itu, hanya membutuhkan sedikit kenaikan energi potensialnya. Tetapi se¬baliknya, jika partikel-parlikel ini dijadikan satu kembali sebagai ion, yang mempunyai daya tarik-menarik yang kuat, maka energi potensial¬nya turun besar sekali. Sebagai hasil akhir adalah ion dalam, bentuk kristal mempunyai energi potensial yang lebih rendah dari pada atom netral. Energi potensial yang rendah ini disebut energi kisi (lattice energy) dan jumlahnya lebih besar dari pada kenaikan energi potensial yang dibutuhkan untuk membentuk ion. Sebagai hasilnya, pembentukan senyawa ion adalah eksotermik.
Sekarang barulah kita dapat mengerti mengapa demikian banyak ion cenderung membentuk konfigurasi elektron gas mulia. Konfigurasi ini tidak membutuhkan banyak energi untuk mengosongkan kulit valen ¬suatu logam, jadi energi kisi yang eksotermik sudah cukup untuk meng¬kompensasi kontribusi endotermik pada seluruh perubahan energi. Meskipun demikian, masuk ke dalam inti gas mulia di bawah kulit terluar membutuhkan sangat banyak energi, lebih banyak dan energi kisi eksotermik yang dapat dihasilkan. Sebagai hasilnya, lepasnya elek¬tron terhenti segera setelah munculnya inti gas mulia.
Untuk nonlogam, penambahan elektron ke kulit valensi dapat dalam bentuk eksotermik atau sedikit endotermik. Meskipun demikian, segera setelah kulit valensi terisi penuh, setiap elektron yang ditambahkan terpaksa harus memasuki kulit yang lebih tinggi berikutnya. Masuknya elektron ke kulit berikutnya ini juga membutuhkan energi yang sangat banyak, lebih banyak dari energi yang dapat dipenuhi oleh energi kisi. Sebagai hasilnya, unsur nonlogam tidak pemah mencapai elektron yang cukup yang dapat menjadi konfigurasi sempuma ns 2 np6 konfigurasi “gas mulia”.
Tendensi ion dari banyak unsur-unsur tertentu dapat memiliki kon¬figurasi gas mulia, dengan 8 elektron pada kulit terluar, merupakan dasar rumus oktet. Bila logom dan nonlogam dari golongan A be¬reaksi, senyawa ini cenderwig mengambil atau melepaskan elektron sampai ada delapan elektron pada kulit terluarnya.
Simbol/lambang lewis
Biasanya sangat berguna untuk menempatkan label pada kulit’ va¬lensi elektron dari atom, bila atom-atom ini bergabung membentuk ikatan kimia. Sistim untuk melengkapinya diperkenalkan oleh Gilbert N.Lewis (1875-1946), seorang ahli kimia Amerika yang sangat terke¬nal. Sistim yang menggunakan tanda khusus ini disebut Simbol Lewis. Seperti terlihat pada Bal, sehclumnya. vatermi adalah istilah yang kadang-kaijang dikaitkan dengan ikatan kimia yang hiasanya iocrigganiharkan kemanipuan penihentukan ikatan khma suatu atorn.
Untuk menyusun simbol Lewis pada suatu unsur, kita tulis simbol atomnya dengan memberi sejumlah titik mengelilingi atomnya (atau X atau lingkaran dan sebagainya), setiap titik mewakili satu elektron yang ada pada kulit valensi atom tersebut. Misalnya hidrogen, yang mempu¬nyai satu elektron dalam kulit valensinya, simbol Lewisnya menjadi H. Dengan demikian, setiap atom yang mempunyai satu elektron pada kulit terluarnya mempunyai simbo; Lewis yang sama. Kesamaan simbol ini termasuk setiap unsur yang ada pada Golongan IA dari susunan berkala, jadi adi unsur Li, Na, K, Rb, Cs dan Fr mempunyai simbol Lewis yang dapat ditulis secara. umum X. (dimana X = Li, Na, dan seterusnya). Pada umumnya simbol Lewis untuk menggambarkan unsur dapat dilihat pada Tabel 8. 1.
Tabel 8.1 Simbol Lewis untuk unsur Golongan A
Golongan IA IIA IIIA IVA VA VIA VILA 0
Simbol X• -X• -X- – -X- – -X:
Pada umumnya jumlah elektron valensi suatu atom dan unsur ter¬tentu sama dengan nomor golongan. Oleh sebab itu, dapat kita lihat bahwa nomor golongan juga sama dengan jumlah titik pada simbol Lewis.
Simbol Lewis digunakan untuk menggambarkan ikatan kimia antara atom. Rumus kimia/formula yang kita tulis menggunakan simbol Lewis disebut struktur Lewis atau formula titik elektron. Formula ini sangat berguna untuk memperlihatkan ikatan kovalen, tetapi formula ini juga dapat digunakan pada diagram untuk memperlihatkan apa yang terjadi bila atom bergabung membentuk senyawa ion. Misalnya reaksi antara atom litium dengan fluor dapat dilihat sebagai berikut:
Tanda kurung pada fluor di sebelah kanan digunakan untuk menunjuk¬kan keempat pasang elektronnya merupakan sifat khusus ion fluorida. Perhatikan dengan memindahkan satu elektron dari litium ke fluor, Wit valensi litium kosong dan ion fluorida diakhiri dengan simbol Lewis yang sama dengan gas mulia. Dengan’cara yang sama kita dapat juga membuat diagram reaksi pembentukan CaC12 dan L’20’
Bila dua atom seperti hidrogen membagi bersama sepasang elektron, perputaran elektron menjadi sepasang. Hal ini merupakan aspek yang penting dari kreasi ikatan kovalen. Setiap atom H menyemputnakan kulit valensinya dengan mendapatkan bagian elektron dari atom lain. Kita dapat menunjukkan pembentukan H, menggunakan simbol Lewis, seperti H-+H. -+ H:H
dimana sepasang elektron dalam ikatan terlihat sebagai sepasang titik di antara dua atom H. Kadang-kadang digunakan garis sebagai pengganti sepasang titik, jadi molekul H2 dapat ditulis sebagai H-11.
Ikatan kovalen
Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).
Pembentukan ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama. Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron).
1. Ikatan Kovalen Tunggal
Contoh: 1H = 1 9F = 2, 7
Atom H memiliki 1 elektron valensi sedangkan atom F memiliki 7 elektron valensi. Agar atom H dan F memiliki konfigurasi elektron yang stabil, maka atom H dan atom F masing-masing memerlukan 1 elektron tambahan (sesuai dengan konfigurasi elektron He dan Ne). Jadi, atom H dan F masing-masing meminjamkan 1 elektronnya untuk dipakai bersama.
2. Ikatan Kovalen Rangkap Dua
Contoh: Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk molekul O2
Konfigurasi elektronnya : 8O= 2, 6
Atom O memiliki 6 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan tambahan elektron sebanyak 2. Ke-2 atom O saling meminjamkan 2 elektronnya, sehingga ke-2 atom O tersebut akan menggunakan 2 pasang elektron secara bersama.
3. Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Contoh: Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul N2
Konfigurasi elektronnya : 7N = 2, 5
Atom N memiliki 5 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3. Ke-2 atom N saling meminjamkan 3 elektronnya, sehingga ke-2 atom N tersebut akan menggunakan 3 pasang elektron secara bersama.
4. Ikatan Kovalen Koordinasi / Koordinat / Dativ
Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama.
Pasangan elektron ikatan (PEI) yang menyatakan ikatan dativ digambarkan dengan tanda anak panah kecil yang arahnya dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron.
Contoh:Terbentuknya senyawa BF3 – NH3
5. Polarisasi Senyawa Kovalen
Ikatan kovalen dapat mengalami polarisasi, maka dari itu dikenal ada 2 :
Ikatan kovalen polar
Ikatan kovalen nonpolar
Suatu ikatan kovalen disebut polar, jika Pasangan Elektron Ikatan (PEI) tertarik lebih kuat ke salah 1 atom. Contoh 1 :Molekul HCl
Meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar daripada atom H. Akibatnya atom Cl menarik pasangan elektron ikatan (PEI) lebih kuat daripada atom H sehingga letak PEI lebih dekat ke arah Cl (akibatnya terjadi semacam kutub dalam molekul HCl). Suatu ikatan kovalen dikatakan nonpolar jika PEI (pasangan elektron ikatan) tertarik sama kuat ke semua atom.Jadi, kepolaran suatu ikatan kovalen disebabkan oleh adanya perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom yang berikatan. Sebaliknya, suatu ikatan kovalen dikatakan non polar (tidak berkutub), jika PEI tertarik sama kuat ke semua atom.
Menggambarkan struktur
Untuk bisa menggambarkan struktur lewis suatu molekul atau senyawa, kalian harus mengetahui terlebih dahulu tentang pasang elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB).
Pasangan elektro ikatan atau PEI adalah pasangan elektron valensi yang dipakai bersama oleh dua atau lebih atom dalam suatu ikatan kimia. Sedangkan pasangan elektron bebas atau PEB adalah pasangan elektron yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kimia.
Berikut ini adalah langkah-langkah sistematis untuk menggambarkan struktur lewis molekul atau senyawa.
1. Tentukan elektron valensi tiap atom dalam molekul.
2. Jumlahkan semua elektron yang ada pada molekul tersebut
3. Tentukan jumlah pasangan elektron ikatan (PEI)
Nilai PEI ini menunjukkan jumlah ikatan pada molekul. Untuk menghitung PEI, gunakan rumus sebagai berikut:
PEI = (JUMLAH TOTAL ELEKTRON)/8
Sisa elektron pada perhitungan PEI tidak berpengaruh pada PEI, namun digunakan untuk perhitungan PEB.
4. Tentukan jumlah pasangan elektron bersama (PEB)
Nilai PEI ini menunjukkan jumlah pasangan elektron bebas pada atom pusatnya. Untuk menentukan PEI, gunakan rumus sebagai berikut:
PEB = (JUMLAH ELEKTRON SISA PADA PEI)/2
Untuk menentukan atom pusat pada struktur lewis suatu molekul atau senyawa dapat digunakan beberapa teknik sebagai berikut:
Cara menentukan atom pusat suatu molekul atau senyawa
1 Dalam senyawa, atom yang jumlahnya paling sedikit akan menjadi atom pusat
2 Jika dalam senyawa terdapat dua atau lebih atom yang jumlahnya sama, maka atom pusat adalah atom yang keelektronegatifannya lebih rendah, atau kalau dalam satu periode posisinya sebelah kiri dari atom lain, bila segolongan yang bertindak sebagai atom pusat ada pada paling bawah.
3 Atom H dan F tidak pernah berperan sebagai atom pusat. Pada asam oksi (asam yang mengandung oksigen, seperti H2SO4, HNO3, H3PO4, H2CrO4, dan lain-lain) atom H jarang sekali terikat pada atom pusat secara langsung, tetapi H lebih sering terikat pada atom O lebih dahulu).
5. Jika ditemui pola yang janggal, bisa disesuaikan dengan kaidah oktet yang paling mungkin
Dalam menentukan struktur lewis suatu senyawa, tidak harus mengikuti kaidah oktet (elektron valensi harus 8) atau kaidah duplet (2 elektron valensi), karena pada beberapa jenis unsur memiliki karakteristik yang berbeda. Untuk itu ada beberapa pengecualian yang harus diperhatikan dalam menggambarkan struktur lewis molekul.
Pengecualian kaidah Oktet-Duplet dalam menggambarkan struktur lewis
1 B (boron) maksimal hanya dapat memiliki 6 elektron ketika berikatan
2 N (nitrogen) pada beberapa jenis senyawa hanya memiliki 7 elektron ketika berikatan
3 Unsur yang berada pada periode 3 (seperti P, S, Cl, Br, I) dan unsur logam transisi berkemungkinan untuk memiliki elektron lebih dari 8 ketika berikatan
Contoh Cara Menggambarkan Struktur Lewis Suatu Senyawa
1. Cara menentukan struktur lewis senyawa XeO2F2
Tentukan jumlah elektron valensi pada senyawa XeO2F2 yaitu sebagai berikut
Jumlah elektron valensi Xe = 8
Jumlah elektron valensi O2 = 2 × 6 = 12
Jumlah elektron valensi F2 = 2 × 7 = 14
Jumlah total elektron valensi =34
Kemudian kita tentukan jumlah PEI dan PEB, dengan rumus yang telah disebutkan di atas,
PEI = 34/8 = 4 sisa 2 , PEB = 2/2 = 1
Dari hasil perhitungan PEI dan PEB di atas berarti senyawa XeO2F2 memiliki 4 ikatan dan 1 pasang elektron bebas di atom pusat. Dan yang menjadi atom pusat dari senyawa XeO2F2 adalah Xe karena jumlah atomnya paling sedikit. Kemudian gambarkan struktur lewis XeO2F2 dengan Xe sebagai pusat dengan 1 pasang elektron bebas dan dikelilingi oleh 2 atom O dan F.
Kemudian kita analisis elektron valensi masing-masing atom
Elektron valensi Xe = 8 (sudah oktet) . Jumlah elektron bebas =2, jadi sisa elektron Xe untuk berikatan dengan atom lain adalah 6 elektron
Elektron Valensi F = 7 . Untuk mencapai kaidah oktet, maka atom F membutuhkan 1 elektron, sehingga 2 atom F membutuhkan 2 elektron dari Xe. Sisa elektron Xe untuk berikatan adalah 6 – 2 = 4 elektron.
Elektron Valensi O = 6 . Untuk mencapai kaidak oktet, maka atom O membutuhkan 2 elektron, sehingga 2 atom O membutuhkan 4 elektron dari Xe. Dan sisa elektron Xe adalah Nol
Pola struktur lewisnya adalah sebagai berikut
PEI Xe = 6 elektron
memasangkan Memasangkan
Xe → 1 elektron 1 elektron ← F
PEI Xe = 6 – 1 = 5 elektron PEB F = 7 – 1 = 6 elektron
Xe → 1 elektron 1 elektron ← F
PEI Xe = 5 – 1 = 4 elektron PEB F = 7 – 1 = 6 elektron
Xe → 2 elektron 2 elektron ← O
PEI Xe = 4 – 2 = 2 elektron PEB O = 6 – 2 = 4 elektron
Xe → 2 elektron 2 elektron ← O
PEI Xe = 2 – 2 = 0 elektron PEB O = 6 – 2 = 4 elektron
Sehingga gambar struktur lewis untuk senyawa XeO2F2 adalah sebagai berikut:
Struktur lewis XeO2F2 apabila disederhanakan dengan rumus bangun lewis adalah sebagai berikut
2. Cara menentukan struktur lewis senyawa SO3
Tentukan jumlah elektron valensi pada senyawa SO3 yaitu sebagai berikut
Jumlah elektron valensi S = 6
Jumlah elektron valensi O3 = 3 × 6 = 18
Jumlah total elektron valensi =24
Kemudian kita tentukan jumlah PEI dan PEB, dengan rumus yang telah disebutkan di atas,PEI = 24/8 = 3 sisa 0 PEB = 0
Dari hasil perhitungan PEI dan PEB di atas berarti senyawa SO3 memiliki 3 ikatan dan tidak ada pasangan elektron bebas di atom pusat. Dan yang menjadi atom pusat dari senyawa SO3 adalah S karena jumlah atomnya paling sedikit. Kemudian gambarkan struktur lewis SO3 dengan S sebagai pusat dikelilingi oleh 3 atom O.
Kemudian kita analisis elektron valensi masing-masing atom
Elektron valensi S = 6. Karena tidak ada pasangan elektron bebas maka jumlah elektron S untuk berikatan dengan O adalah 6 elektron
Elektron Valensi O = 6. Untuk mencapai kaidah oktet, maka atom O membutuhkan 2 elektron, sehingga 3 atom O membutuhkan 6 elektron dari S. Dan sisa elektron S adalah nol.
Pola struktur lewisnya adalah sebagai berikut
PEI S = 6 elektron
memasangkan Memasangkan
S → 2 elektron 2 elektron ← O
PEI S = 6 – 2 = 4 elektron PEB O = 6 – 2 = 4 elektron
S → 2 elektron 2 elektron ← O
PEI S = 4 – 2 = 2 elektron PEB O = 6 – 2 = 4 elektron
S → 2 elektron 2 elektron ← O
PEI S = 2 – 2 = 0 elektron PEB O = 6 – 2 = 4 elektron
Sehingga gambar struktur lewis untuk senyawa SO3 adalah sebagai berikut:
Struktur lewis SO3 apabila disederhanakan dengan rumus bangun lewis adalah sebagai berikut
Orde ikatan dan beberapa sifat ikatan
Istilah orde ikatan (bonding order) ini digunakan dalam teori orbital molekul (molecule orbital theory). Menurut teori orbital molekul bahwa semua elektron dalam tiap atom dalam molekul turut terlibat dalam pembentukan ikatan dengan mengisi orbital-orbital, yaitu orbital molekul ikatan (bonding molecule orbital) dan orbital molekul antiikatan (antibonding molecule orbital).
Biasanya menentukan orde ikatan suatu molekul atau ion menggunakan rumus ½ dari selisih jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan dengan jumlah elektron dalam orbital molekul antiikatan (ditandai dengan *). Tentu saja perlu kecermatan untuk menghitung jumlah elektron pada orbital-orbital molekul itu.
Berikut ini contoh diagram orbital molekul untuk O2, O2–, dan O2–2
Untuk menentukan orde ikatan perhatikan pada orbital 2p saja, karena di sini jumlah elektron dalam orbital molekul σ1s = σ*1s dan jumlah elektron dalam orbital molekul σ2s = σ*2s.
Orde ikatan untuk O2 = ½ ( Σ elektron dalam orbital ikatan – Σ elektron dalam orbital anti-ikatan)
Orde ikatan untuk O2 = ½ (6 – 2) = 2.
Sifat umum senyawa yang berikatan ion:
1. Titik lebur dan titik didih yang tinggi
2. Dalam keadaan lebur & larutan dapat menghantarkan arus listrik atau bersifat konduktor.
3. Keras dan mudah patah
4. Mudah larut dalam air
5. Tidak larut dalam pelarut nonpolar
Sifat umum senyawa kovalen:
1. Titik lebur dan titik didih yang rendah
2. Tidak dapat menghantarkan arus listrik , akan tetapi senyaw akovalen polar dalam bentuk larutan dapat menghantarkan listrik.
3. Pada umumnya lunak
4. Tidak larut dalam air
5. Larut dalam pelarut nonpolar
Resonansi
Dalam kimia, resonansi atau mesomerisme merupakan penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk menggambarkan molekul tertentu. Struktur resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan satu struktur Lewis. Tanda panah dua arah menyatakan bahwa struktur-struktur yang diberikan merupakan struktur resonansi.
Masing-masing struktur resonan dapat melambangkan struktur Lewis, dengan hanya satu ikatan kovalen antara masing-masing pasangan atom. Beberapa struktur Lewis digunakan bersama-sama untuk menjelaskan struktur molekul. Namun struktur tersebut tidak tetap, melainkan ada sebuah osilasi antara ikatan rangkap dengan elektron, saling berbolak-balik. Maka dari itu disebut dengan resonansi. Struktur yang sebenarnya mungkin saja adalah peralihan dari dua struktur resonan. Bentuk peralihan (intermediet) dari struktur resonan disebut dengan hibrida resonan.
Molekul atau ion yang dapat beresonansi mempunyai sifat-sifat berikut:
Struktur yang berkontribusi dalam ion iminium
Dapat dituliskan dalam beberapa struktur Lewis yang disebut dengan struktur resonan. Tetapi tidak satupun struktur tersebut melambangkan bentuk asli molekul yang bersangkutan.
Di antara struktur yang saling beresonansi bukanlah isomer.
Masing-masing struktur struktur Lewis harus mempunyai jumlah elektron valensi dan elektron tak berpasangan yang sama
Ikatan yang mempunyai orde ikatan yang berbeda pada masing-masing struktur tidak mempunyai panjang ikatan yang khas.
Struktur yang sebenarnya mempunyai energi yang lebih rendah dibandingkan energi masing-masing struktur resonan.
Posisi elektron dapat diubah-ubah untuk menghasilkan struktur resonansi yang lain, tanpa mengubah posisi atom-atomnya. Dengan kata lain, atom-atom yang saling berikatan harus tetap dalam semua struktur resonansi untuk satu spesi tertentu. Akhirnya, perhatikan bahwa walaupun suatu ion atau senyawa dapat digambarkan secara lebih akurat dengan menyertakan dengan menyertakan semua struktur resonansinya, tetapi supaya sederhana biasanya hanya satu struktur Lewis saja yang dipergunakan.
Muatan resmi dan seleksi struktur lewis
Muatan formal (atau disebut juga muatan resmi) adalah suatu perhitungan yang dapat digunakan pada struktur Lewis untuk menentukan muatan dari atom–atom yang membentuk suatu ikatan ionik maupun ikatan kovalen. Muatan formal merupakan jumlah elektron valensi dalam atom bebasnya dikurangi dengan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom tersebut dalam sruktur Lewisnya.
Untuk menentukan jumlah elektron atom dalam struktur Lewisnya dapat digunakan aturan sebagai berikut:
Semua elektron non-ikatan dalam atom dinyatakan sebagai milik atom tersebut
Membagi ikatan antara atom tersebut dengan atom lain dan menyatakan bahwa separuh elektron ikatannya sebagai milik atom tersebut
Muatan formal dapat digunakan dalam menentukan struktur yang stabil dari suatu ikatan. Bila ada beberapa kemungkinan struktur Lewis yang dapat dibuat, maka struktur dengan muatan formal terkecil dan paling stabil yang dipilih.Kadang-kadang terdapat lebih dari satu struktur Lewis yang mungkin untuk spesi tertentu. Pada kasus seperti ini, muatan formal dapat membantu untuk memilih struktur Lewis yang lebih disukai. Petunjuk penggunaannya adalah sebagai berikut:
Pada molekul netral, strukutur Lewis tanpa muatan formal lebih disukai daripada struktur yang memiliki muatan formal
Struktur Lewis dengan muatan formal yang besar (2+, 3+, dan/atau 2-, 3-, dst) kurang disukai daripada struktur dengan muatan formal yang kecil
Untuk struktur Lewis dengan distribusi muatan formal yang serupa, struktur yang muatan negatifnya berada pada atom yang lebih elektronegatif lebih disukai.
Penggunaan dalam penentuan struktur suatu atom
Dapat disimpulkan bahwa struktur yang kedua lebih disukai karena H2SO4 merupakan senyawa netral yang tidak bermuatan (tanpa muatan formal).
Contoh senyawa lain yang juga memiliki lebih dari satu struktur lewis yang mungkin adalah molekul NOCl. Molekul NOCl memiliki empat struktur lewis yang mungkin yang dapat digambarkan sebagai berikut:
Untuk menentukan struktur yang paling mungkin untuk molekul NOCl, dapat dihitung muatan formalnya.
Tabel muatan formal atom-atom pada molekul NOCl
Unsur Struktur 1 Struktur 2 Struktur 3 Struktur 4
Oksigen 0 +1 –1 +1
nitrogen 0 –1 0 –2
Klorin 0 0 +1 +1
Dari tabel dapat dilihat bahwa struktur yang pertama memiliki muatan formal yang paling rendah untuk semua atomnya, sedangkan struktur yang lain tidak. Oleh karena itu, untuk molekul NOCl, struktur yang lebih disukai adalah struktur yang pertama (struktur 1).
Molekul N2O (Dinitrogen oksida) memiliki 3 struktur lewis yang mungkin.
Struktur mana yang menyatakan ikatan yang sebenarnya terjadi dalam molekul N2O? Apakah kedua atom N dihubungkan dengan ikatan tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga? Sekali lagi kita menggunakan muatan formal untuk menentukan struktur terbaik untuk molekul N2O tersebut, dimana kita memilih struktur yang masing-masing atomnya memiliki muatan formal terendah dan muatan formal negatif berada pada atom yang lebih elektronegatif.
Muatan formal untuk masing-masing atom pada ketiga struktur lewis dari molekul N2O adalah sebagai berikut:
Jumlah muatan formal harus sama dengan muatan molekulnya, dimana dalam kasus ini muatan formal N2O adalah 0 karena N2O adalah molekul netral.
Pada struktur 3 terdapat dua kesalahan. Yang pertama, muatan formal negatif diletakkan pada atom nitogen yang kurang elektronegatif dibandingkan atom oksigen yang lebih elektronegatif. Struktur tersebut juga memiliki muatan formal yang paling besar. Struktur 2 juga meletakkan muatan formal negatif pada nitrogen, bukan pada oksigen. Oleh karena itu, kedua struktur terssebut tidak lebih baik daripada struktur 1.
Berikut ada data eksperimen yang mendukung struktur 1 sebagai struktur terbaik untuk molekul N2O. Karena nitrogen membentuk ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, dan ikatan rangkap tiga pada struktur yang diusulkan di atas, maka data panjang ikatan akan sangat membantu.
Kita menganggap ikatan tunggal N – N lebih panjang daripada ikatan rangkap dua N = N, dan pasti lebih panjang daripada ikatan rangkap tiga N ≡ N. Berikut adalah karakteristik panjang ikatan nitrogen – nitrogen untuk ketiga tipe ikatan.
Data panjang ikatan N - N
N−N 0.146 nm
N=N 0.125 nm
N≡N 0.110 nm
Penentuan eksperimental dari panjang ikatan nitrogen – nitrogen pada N2O memberikan hasil panjang ikatan sebesar 0.113 nm yang bersesuaian dengan ikatan rangkap tiga yang terdapat pada struktur 1. Oleh karena itulah struktur 1 yang lebih disukai untuk molekul N2O.
Ikatan kovalen koordinat
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan elektron yang digunakan berasal dari salah satu atom yang membentuknya. Jadi di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagai
penerimanya. Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terbentuk dari pemakaian pasangan elektron bersama yang berasal dari salah satu atom yang memiliki pasangan elektron bebas. Contoh senyawa yang memiliki ikatan kovalen koordinasi adalah HNO3, NH4Cl, SO3, dan H2SO4.
Syarat pembentukannya
1. Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas
2. Atom lainnya memiliki orbital kosong
Ikatan kovalen koordinasi terjadi apabila pasangan electron yang dipakai bersama berasal dari penyumbangan salah satu atom yang berikatan.Amonia (NH3) dapat bereaksi dengan boron trifklorida (BF3) membentuk senyawa NH3.BF3.
Atom Nitrogen dalam NH3 telah memenuhi aturan oktet dengan sepasang elektron bebas. Akan tetapi atom boron telah berpasangan dengan tiga atom Florin tetapi belum memenuhi aturan oktet. Akibatnya, pasangan elektron bebas dari atom nitrogen dapat digunakan untuk berikatan dengan atom boron. Dalam menggambarkan struktur molekul, ikatan kovalen koordinasi dinyatakan dengan garis berpanah dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron bebas.
Ciri-ciri dari ikatan kovalen koordinasi adalah pasangan elektron bebas dari salah satu atom yang dipakai secara bersama-sama seperti pada contoh senyawa HNO3 berikut ini. Tanda panah (→) menunjukkan pemakaian elektron dari atom N yang digunakan secara bersama oleh atom N dan O.
Jadi, senyawa HNO3 memiliki satu ikatan kovalen koordinasi dan dua ikatan kovalen.
Molekul polar dan elektronegativitas
Pengertian Molekul polar
Sebuah molekul polar adalah molekul yang memiliki muatan sebagian besar positif di satu sisi dan kebanyakan muatan negatif di sisi lain. Perbedaan muatan ini memungkinkan ujung positif dari molekul untuk menarik ke ujung negatif lain. Sebuah ikatan hidrogen, memiliki daya tarik tersendiri antara beberapa molekul polar, adalah karakteristik penting lainnya.Ini adalah ikatan yang membantu untuk membuat asam deoksiribonukleat (DNA) double helix ‘s menjadi mungkin. Ikatan hidrogen antara bahan dalam komposisi DNA membantu untuk menjaga bentuk stabil.
Ikatan kovalen dan ikatan ion adalah dua cara antara dua atom dapat bergabung dalam molekul. Namun ikatan kovalen, dapat menghasilkan molekul polar. Ikatan kovalen terjadi ketika satu atom berbagi elektron dengan yang lain. Kadang-kadang, satu atom akan menarik elektron lebih dari yang lain. Jika hal ini terjadi, molekul polar dapat terjadi.
Molekul seperti tidak secara otomatis terjadi ketika satu atom dalam molekul menarik lebih banyak elektron dari yang lain. Jika distribusi muatan adalah sama di seluruh molekul, hasilnya adalah molekul non-polar. Sebagai contoh, air adalah polar karena sisi oksigen negatif sedangkan sisi hidrogen positif.
Molekul polar kadang membentuk ikatan hidrogen.Di sisi lain, boron trifluorida (BF3) adalah non-polar. Meskipun atom fluorin menarik elektron lebih dari boron, tiga atom fluorin mengelilingi boron, sehingga molekul bermuatan negatif secara keseluruhan.
Elektronegativitas atau keelektronegatifan (Simbol: χ) adalah sebuah sifat kimia yang menjelaskan kemampuan sebuah atom (atau lebih jarangnya sebuah gugus fungsi) untuk menarik elektron (atau rapatan elektron) menuju dirinya sendiri pada ikatan kovalen.[1] Konsep elektronegativitas pertama kali diperkenalkan oleh Linus Pauling pada tahun 1932 sebagai bagian dari perkembangan teori ikatan valensi. Elektronegativitas tidak bisa dihitung secara langsung, melainkan harus dikalkulasi dari sifat-sifat atom dan molekul lainnya. Beberapa metode kalkulasi telah diajukan. Walaupun pada setiap metode terdapat perbedaan yang kecil dalam nilai numeris elektronegativitasnya, semua metode memiliki tren periode yang sama di antara unsur-unsur. Elektronegativitas merupakan salah satu sifat periodisitas unsur, selain afinitas elektron, jari-jari atom, dan energi ionisasi.
Metode yang umumnya sering digunakan adalah metode Pauling. Hasil perhitungan ini menghasilkan nilai yang tidak berdimensi dan biasanya dirujuk sebagai skala Pauling dengan skala relatif yang berkisar dari 0,7 sampai dengan 4,0 (hidrogen = 2,2). Bila metode perhitungan lainnya digunakan, terdapat sebuah konvensi (walaupun tidak diharuskan) untuk menggunakan rentang skala yang sama dengan skala Pauling: hal ini dikenal sebagai elektronegativitas dalam satuan Pauling.
Untuk mengukur elektronegativitas relatif dari atom H dan X ini, dibandingkan antara pengukuran energi ikatan H-X yang sebenarnya dengan energi ikatan H-X yang diperkirakan.
Energi ikatan H-X yang diperkirakan ini dihitung dengan persamaan:
Perkiraan energi H-X= (Energi Ikatan H-H + Energi Ikatan X-X)/2
Kemudian hasil perkiraan energi H-X ini akan digunakan dalam menghitung perbedaan antara energi ikatan H-X yang sebenarnya dengan energi ikatan H-X yang diperkirakan.
Perbedaan = (H-X)sebenarnya – (H-X)perkiraan
Perbedaan antara H-X sebenarnya dan H-X perkiraan inilah yang menjadi nilai elektronegativitas suatu unsur.
Jika H dan X memiliki elektronegativitas yang sama maka perbedaannya =0. Sedangkan jika X memiliki elektronegativitas yang jauh lebih tinggi dari H, maka elektron akan cenderung tertarik ke atom X. Dan molekul yang terbentuk akan polar dengan distribusi muatan:
Elektronegativitas bukanlah bagian dari sifat atom, melainkan hanya merupakan sifat atom pada molekul. Sifat pada atom tunggal yang setara dengan elektronegativitas adalah afinitas elektron. Elektronegativitas pada sebuah unsur akan bervariasi tergantung pada lingkungan kimiawi,[4] namun biasanya dianggap sebagai sifat yang terpindahkan, yaitu sebuah nilai elektronegativitas dianggap akan berlaku pada berbagai situasi yang bervariasi.
BABIII
PENUTUP
KESIMPULAN
Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil.
Alasan utama yang menyebabkan senyawa ion stabil adalah adanya daya tarik-menarik antara ion, yang terjadi bila senyawa kimia terben¬tuk dan menghasilkan berkurangnya energi potensial.
Untuk menyusun simbol Lewis pada suatu unsur, kita tulis simbol atomnya dengan memberi sejumlah titik mengelilingi atomnya setiap titik mewakili satu elektron yang ada pada kulit valensi atom tersebut. Misalnya hidrogen, yang mempu¬nyai satu elektron dalam kulit valensinya, simbol Lewisnya menjadi H.
Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron
Berikut ini adalah langkah-langkah sistematis untuk menggambarkan struktur lewis molekul atau senyawa. 1. Tentukan elektron valensi tiap atom dalam molekul., 2. Jumlahkan semua elektron yang ada pada molekul tersebut , 3. Tentukan jumlah pasangan elektron ikatan (PEI),4. Tentukan jumlah pasangan elektron bersama (PEB),5. Jika ditemui pola yang janggal, bisa disesuaikan dengan kaidah oktet yang paling mungkin
Istilah orde ikatan ini digunakan dalam teori orbital molekul. Menurut teori orbital molekul bahwa semua elektron dalam tiap atom dalam molekul turut terlibat dalam pembentukan ikatan dengan mengisi orbital-orbital, yaitu orbital molekul ikatan dan orbital molekul antiikatan .
resonansi atau mesomerisme merupakan penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk menggambarkan molekul tertentu. Struktur resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan satu struktur Lewis.
Muatan formal merupakan jumlah elektron valensi dalam atom bebasnya dikurangi dengan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom tersebut dalam sruktur Lewisnya.
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan elektron yang digunakan berasal dari salah satu atom yang membentuknya. Jadi di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagai
penerimanya.
sebuah molekul polar adalah molekul yang memiliki muatan sebagian besar positif di satu sisi dan kebanyakan muatan negatif di sisi lain.
DAFTAR PUSTAKA
https://musnainimusnaini.wordpress.com/kimia-x-2/ikatan-kimia/
https://chemicalscholars.wordpress.com/materi-kimia/kelas-x/ikatan-kimia-3/ikatan-kimia/
https://bestwima.wordpress.com/materi/kimia/ikatan-kimia/
http://blogmipa-kimia.blogspot.co.id/2017/05/struktur-lewis.html
http://www.nafiun.com/2013/03/contoh-ikatan-kovalen-koordinasi-proses-pembentukan-pengertian-soal-jawaban-senyawa-unsur-kimia.html
https://mystupidtheory.com/pengertian-elektronegativitas-dan/
https://id.wikipedia.org/wiki/Resonansi_%28kimia%29
http://www.urip.info/2016/09/muatan-formal-bilangan-oksidasi-dan.html
Komentar
Posting Komentar