Herliana (A1C217036) review kimia dasar pertemuan 12

REVIEW KIMIA DASAR

Pertemuan 12

         

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
          Molekul terdiri dari sejumlah atom yang bergabung melalui ikatan kovalen, dan atom tersebut berkisar dari jumlah yang sangat sedikit(dari atom tunggal, seperti gas mulia) sampai jumlah yang sangat banyak (seperti pada polimer, protein atau bahkan DNA). Bentuk molekul, yang berarti cara atom tersusun di dalam ruang, mempengaruhi banyak sifat-sifat fisika dan kimia molekul tersebut. Kebanyakan molekul mempunyai bentuk yang didasarkan kepada lima bentuk geometri yang berbeda.
        Molekul-molekul di dalam berikatan, mengacu pada beberapa aturan dan bentuk-bentuk ikatan kimia. Apabila molekul ingin berikatan harus sesuai dengan aturan-aturan atau syarat-syarat unsur-unsur tersebut dalam membentuk sebuah molekul. Karena tidak sembarang suatu unsure membentuk molekul.
         Ikatan kimia adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar molekul. Ikatan kimia itu sendiri bertujuan agar mencapai kestabilan dalam suatu unsur. Ketika atom berinteraksi untuk membentuk ikatan kimia, hanya bagian terluarnya saja yang bersinggungan dengan atom lain. Oleh karena itu, untuk mempelajari ikatan kimia kita hanya perlu membahas elektron valensi dari atom-atom yang terlibat dalam ikatan kimia tersebut.

Tujuan pendidikan
Tujuan penulisan makalah ini adalah sebagai berikut :
Untuk mengetahui pembentukan ikatan kovalen dan struktur molekul
Untuk mengetahui bentuk molekul
Untuk mengetahui teoori perputaran berpasangan elektron kulit valensi
Untuk mengetahui kepolaran molekul dan struktur molekul
Untuk mengetahui orbital yang tumpang tindih dan ikatan kovalen
Untuk mengetahui orbital hibrida dan struktur molekul
Untuk mengetahui ikatan rangkap
Untuk mengetahui struktur resonansi
Untuk mengetahui ikatan tunggal dibandingka  ikatan rangkap:struktur molekul unsur non logam

BAB II

PEMBAHASAN

Pembentukan ikatan kovalen dan dan struktur molekul
Pembentukan ikatan kovalen atom-atom hidogen
Masing-masing  atom  hidrogen  mempunyai  1  elektron  dan untuk mencapai konfigurasi oktet yang stabil seperti unsur golongan  gas mulia maka masing-masing atom hidrogen memerlukan tambahan 1 elektron. Tambahan 1 elektron untuk masing-masing atom hidrogen tidak  mungkin  didapat  dengan  proses  serah  terima  elektron  karena keelekronegatifan yang sama. Sehingga konfigurasi oktet yang stabil dapat dicapai dengan pemakaian elektron secara  bersama.Proses pemakaian  elektron  secara  bersama  terjadi  dengan  penyumbangan masing-masing 1 elektron ari atom hidrogen untuk menjadi pasangan elektron milik bersama. Pasangan elektron bersama ditarik oleh kedua inti atom hidrogen yang berikatan.
Pembentukan Ikatan Kovalen
Ikatan  kovalen  biasanya terjadi  antar  unsur  nonlogam  yakni antar unsur yang mempunyai keelektronegatifan relatif besar. Ikatan kovalen  juga  terbentuk  karena  proses  serah  terima  elektron  tidak mungkin   terjadi.   Hidrogen   klorida   merupakan   contoh   lazim pembentukan  ikatan  kovalen  dari  atom  hidrogen  dan  atom  klorin. Hidrogen   dan   klorin  merupakan   unsur   nonlogam   dengan  harga keelektronegatifan  masing-masing  2,1  dan  3,0.  Konfigurasi  elektron atom hidrogen dan atom klorin adalah                                                                                                                        H          : 1                                                                                                                                          Cl         : 2        8   7
Berdasarkan aturan oktet yang telah diketahui maka atom hidrogen kekurangan 1 elektron dan atom klorin memerlukan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi stabil golongan gas mulia. Apabila dilihat dari segi keelektronegatifan, klorin mempunyai harga ke elektronegati-fan yang  lebih  besar  dari  hidrogen  tetapi  hal  ini  tidak  serta  merta membuat klorin mampu menarik elektron hidrogen karena hidrogen juga   mempunyai   harga keelektronegatifanyang   tidak   kecil.Konfigurasi   stabil   dapat   tercapai   dengan   pemakaian   elektron bersama.    Atom hidrogen dan atom klorin    masing-masing menyumbangkan satu elektron untuk membentuk pasangan elektron milik bersama.
Proses Pembentukan Ikatan Kovalen
Proses pembentukan ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang mempunyai afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga bila tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk bisa 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).
Struktur molekul adalah penggambaran ikatan-ikatan unsur atau atom yang membentuk molekul. Molekul terdiri dari sejumlah atom yang bergabung melalui ikatan kimia, baik itu ikatan kovalen, ikatan hidrogen dan ikatan ion, serta ikatan-iktan kimia lainnya. Dan atom tersebut berkisar dari jumlah yang sangat sedikit(dari atom tunggal, seperti gas mulia) sampai jumlah yang sangat banyak (seperti pada polimer, protein atau bahkan DNA). Bentuk molekul, yang berarti cara atom tersusun di dalam ruang, mempengaruhi banyak sifat-sifat fisika dan kimia molekul tersebut. Kebanyakan molekul mempunyai bentuk yang didasarkan kepada lima bentuk geometri yang berbeda.
Molekul-molekul di dalam berikatan, mengacu pada beberapa aturan dan bentuk-bentuk ikatan kimia. Apabila molekul ingin berikatan harus sesuai dengan aturan-aturan atau syarat-syarat unsur-unsur tersebut dalam membentuk sebuah molekul. Karena tidak sembarang suatu unsure membentuk molekul.
Molekul didefinisikan sebagai sekelompok atom (paling sedikit dua) yang saling berikatan dengan sangat kuat (kovalen) dalam susunan tertentu dan bermuatan netral serta cukup stabil. Menurut definisi ini, molekul berbeda dengan ion poliatomik. Dalam kimia organik danbiokimia, istilah molekul digunakan secara kurang kaku, sehingga molekul organik dan biomolekulbermuatan pun dianggap termasuk molekul.
Dalam teori kinetika gas, istilah molekul sering digunakan untuk merujuk pada partikel gas apapun tanpa bergantung pada komposisinya. Menurut definisi ini, atom-atom gas muliadianggap sebagai molekul walaupun gas-gas tersebut terdiri dari atom tunggal yang tak berikatan.
Sebuah molekul dapat terdiri atom-atom yang berunsur sama (misalnya oksigen O2), ataupun terdiri dari unsur-unsur berbeda (misalnya air H2O). Atom-atom dan kompleks yang berhubungan secara non-kovalen (misalnya terikat oleh ikatan hidrogen dan ikatan ion) secara umum tidak dianggap sebagai satu molekul tunggal.


Bentuk molekul

●Bentuk molekul tergantung pada susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI dan pasangan elektron bebas (PEB) atom pusat dalam molekul. Dapat dijelaskan dengan teori tolakan pasangan elektron kulit valensi atau teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repultion)
● Molekul kovalen terdapat pasangan-pasangan elektron baik PEI maupun PEB.Karena pasangan-pasangan elektron mempunyai muatan sejenis, maka tolak-menolak antar pasangan elektron. Tolakan (PEB - PEB) > tolakan (PEB - PEI) >tolakan (PEI - PEI)
● Adanya gaya tolak-menolak menyebabkan atom-atom yang berikatan membentuk struktur ruang yang tertentu dari suatu molekul dengan demikian bentuk molekul dipengaruhi oleh banyaknya PEI maupun PEB yang dimiliki padaatom pusat.
● Bentuk molekul ditentukan oleh pasangan elektron ikatannya
Contoh molekul CH4 memiliki 4 PEI


Merumuskan Tipe Molekul
1) Atom pusat dilambangkan dengan A
2) Domain elektron ikatan dilambangkan dengan X
3) Domain elektron bebas dinyatakan dengan E

Tabel tipe molekul
Jumlah Pasangan Elektron Ikatan (X) Jumlah Pasangan Elektron Bebas (E) Rumus (AXnEm) Bentuk Molekul Contoh
2 0 AX2 Linear CO2
3 0 AX3 Trigonal planar BCl3
2 1 AX2E Bengkok SO2
4 0 AX4 Tetrahedron CH4
3 1 AX3E Piramida trigonal NH3
2 2 AX2E2 Planar bentuk V H2O
5 0 AX5 Bipiramida trigonal PCl5
4 1 AX4E Bipiramida trigonal SF4
3 2 AX3E2 Planar bentuk T IF3
2 3 AX2E3 Linear XeF2
6 0 AX6 Oktahedron SF6
5 1 AX5E Piramida sisiempat IF5
4 2 AX4E2 Sisiempat datar XeF4

Dengan menggunakan teori VSEPR maka kita dapat meramalkan bentuk geometri suatu molekul. Dalam artikel ini maka akan di contohkan menentukan bentuk geometri molekul XeF2, XeF4, dan XeF6. Diantara molekul-molekul tersebut ada yang memiliki pasangan elektron bebas dan ada yang tidak, jadi molekul-molekul tersebut adalah contoh yang bagus untuk lebih memahami teori VSEPR.
Pertama kita harus mementukan struktur lewis masing-masing molekul. Xe memiliki jumlah elektron valensi 8 sedangkan F elektron valensinya adalah 7.(lihat gambar dibawah)


Struktur Lewis XeF2 seperti gambar sebelah kiri, dua elektron Xe masing-masing diapakai untuk berikatan secara kovalen dengan 2 atom F sehingga meninggalkan 3 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe. Hal yang sama terjadi pada molekul XeF4 dimana 4 elektron Xe dipakai untuk berikatan dengan 4 elektron dari 4 atom F, sehingga meninggalkan 2 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe.


Lihat gambar diatas XeF2 memiliki 2 pasangan elekktron terikat (PET) dan 3 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 5 pasangan elektron yang terdapat pada XeF2, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF2 adalah trigonal bipiramid. Karena terdapat 3 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi ekuatorial pada kerangka trigonal bipiramid, sedangkan PET akan menempati posisi aksial yaitu pada bagian atas dan bawah. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 2 PET dan 3 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul linear. Jadi bentul molekul XeF2 adalah linier.(lihat gambar dibawah).

Lihat gambar strutur lewis XeF4 memiliki 4 pasangan elekktron terikat (PET) dan 2 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 6 pasangan elektron yang terdapat pada XeF4, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF4 adalah oktahedral. Karena terdapat 2 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi aksial pada kerangka oktahedral, sedangkan PET akan menempati posisi ekuatorial. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 4 PET dan 2 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul yang disebut segiempat planar. Jadi bentul molekul XeF2 adalah segiempat planar.(lihat gambar
dibawah).

Bentuk molekul akan sama dengan susunan ruang elektron yang ada pada atom pusat jika tidak pasangan elektron bebas.
Perhatikan gambar berbagai bentuk molekul berikut ini !
X : atom pusat
E : pasangan elektron bebas



Teori perputaran berpasangan elektron kulit valensi
Teori perputaran berpasangan elektron kulit valensi
Salah satu tujuan utama teori ikatan kimia adalah untuk menerangkan dan (kite harap) memperkirakan struktur molekul. Teori yang memper¬lihatkan kemudahan dalam konsepnya dan memberikan hasil yang me¬muaskan dalam kemampuannya memperkirakan bentuk geometri molekul yang tepat disebut teori perputaran berpasangan elektron Wit valensi (valence shell electron pair repulsion theory—VSEPR theory). Teori ini tidak menggunakan same sekali orbital atom. Kite lihat sebagai penggantinya adalah bile struktur titik elektron dapat digambar untuk suatu molekul, maka bentuk umum molekul tersebut dapat diperkira¬kan.
Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion: "tolakan pasangan kulit elektron valensi") adalah suatu model kimia yang digunakan untuk menjelaskan bentuk-bentuk molekul kimiawi berdasarkan gaya tolakan elektrostatik antar pasangan elektron.[1] Teori ini juga dinamakan teori Gillespie-Nyholm, dinamai atas dua orang pengembang teori ini. Akronim "VSEPR" diucapkan sebagai "vesper" untuk kemudahan pengucapan.
Premis utama teori VSEPR adalah bahwa pasangan elektron valensi disekitar atom akan saling tolak menolak, sehingga susunan pasangan elektron tersebut akan mengadopsi susunan yang meminimalisasi gaya tolak menolak. Minimalisasi gaya tolakan antar pasangan elektron ini akan menentukan geometri molekul. Jumlah pasangan elektron di sekitar atom disebut sebagai bilangan sterik.
Teori VSEPR biasanya akan dibandingkan dengan teori ikatan valensi yang mengalamatkan bentuk molekul melalui orbital yang secara energetika dapat melakukan ikatan. Teori ikatan valensi berkutat pada pembentukan ikatan sigma dan pi. Teori orbital molekul adalah model lainnya yang digunakan untuk menjelaskan bagaimana atom dan elektron tersusun menjadi molekul dan ion poliatomik.
Teori VSEPR telah lama dikritik oleh karena teori ini tidak memiliki perumusan yang kuantitatif, sehingga teori ini hanya dapat digunakan untuk memprediksi bentuk molekul secara "kasar", walaupun cukup akurat.


Kepolaran molekul dan struktur molekul
Pasangan elektron yang digunakan secara bersama pada pembentukan ikatan kovalen yang terletak diantara dua inti atom akan ditarik oleh kedua inti atom yang berikatan. Akibatnya akan mempengaruhi distribusi elektron di antara kedua inti yang berikatan. Kemampuan menarik elektron kearah dirinya tergantung pada keelektronegatifan masing-masing unsur yang berikatan.
Untuk molekul unsur, seperti H2, Cl2 dan N2 ikatan kovalen yang terbentuk seratus persen bersifat kovalen. Hal ini disebabkan kedua inti atom memiliki kemampuan yang sama untuk menarik elektron ke arah dirinya, sehingga elektron ikatan akan terdistribusi secara merata di antara kedua inti, seperti yang ditunjukan pada Gambar. Ikatan yang terbentuk dengan kemampuan menarik pasangan elektron yang sama kuat disebut ikatan kovalen nonpolar.
                                                             
Gambar gambar Penyebaran elektron pada ikatan kovalen nonpolar Cl-Cl
Apabila kedua atom yang berikatan berbeda misalnya pada HF, HCl dan HI, maka ikatan yang terbentuk tidak sepenuhnya bersifat kovalen. Hal ini yang dinamakan ikatan kovalen polar. Dikatakan ikatan kovalen polar karena kedua atom yang berikatan terdapat gaya elektrostatik.
                                                     
Gambar Ikatan kovalen polar C-Cl
Berdasarkan perbedaan kelektronegatifan, suatu ikatan kovalen dikatakan ikatan kovalen polar apabila suatu atom mampu menarik elektron ikatan ke arah dirinya tanpa melakukan perpindahan secara sempurna.
Semakin besar perbedaan keelektronegatifan unsur-unsur yang berikatan, semakin polar ikatan yang terbentuk bahkan mendekati sifat ionik. HX (X = Cl, Br, I, F), H2O, CO2, CCl4, BeCl2, BeCl3 dan NH3 merupakan beberapa contoh senyawa dengan ikatan kovalen polar. Misalnya HCl, meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron ikatan, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar dari atom H sehingga distribusi elektron ikatan lebih terkonsentrasi pada Cl.

                                               
Gambar ikatan kovalen polar H-Cl
Molekul Polar dan Nonpolar
Suatu senyawa yang memiliki ikatan kovalen polar, belum tentu molekul yang dimiliki bersifat polar. Demikian juga untuk ikatan kovalen nonpolar, molekul yang dimiliki belum tentu bersifat nonpolar. Kepolaran suatu molekul dinyatakan menggunakan suatu besaran yang disebut momen dipol (µ). Besarnya momen dipol suatu molekul ditentukan menggunakan persamaan berikut.
µ = Q x r 1 D = 3,33 x 10-30 C.m (coulombmeter)
µ = 0 → molekul nonpolar
µ > 0 atau µ ≠ 0 → molekul polar
keterangan:
µ = momen dipol (D, debye)
Q = selisih muatan (Coulomb)
r = jarak antara muatan positif dengan muatan negatif (m)
Semakin besar harga momen dipol, semakin polar senyawa yang bersangkutan bahkan mendekati ke sifat ionik. Harga momen dipol beberapa molekul seperti yang tertera pada Tabel.

molekul Momen dipol (D) molekul Momen dipol (D)
NO
NH3
HF
HCl
HBr
HI
H2O 0,159
0,23
1,78
1,078
0,82
0,44
1,85 CO
CO2
CHCl3
CH4
CCl4
BF3
BF2 0,112
0
1,09
0
0
0
0

Momen dipol merupakan suatu besaran vektor yang digambarkan menggunakan moment ikatan. Jika jumlah vektor momen-momen ikatan lebih besar dari nol, maka molekul tersebut bersifat polar, sebaliknya jika jumlah vektor momen-momen ikatan sama dengan nol, maka maka molekul tersebut bersifat nonpolar.
Momen ikatan terbentuk jika dua atom yang berikatan dalam suatu senyawa memiliki perbedaan keelektronegatifan. Elektron yang yang ditarik oleh atom yang lebih elektronegatif menunjukan arah momen ikatan dan ditunjukan menggunakan tanda → dari atom yang kurang elektronegatif menuju atom yang lebih elektronegatif.
Akibat tarikan elektron yang terjadi, terbentuk semacam kutub negatif pada atom yang lebih elektronegatif, sedangkan pada atom yang kurang elektronegatif akan terbentuk semacam kutub positif.
Kutub positif atau negatif yang terbentuk disebut muatan parsial, yang digambarkan menggunakan simbol delta (δ). Muatan parsial negatif (δ¯) diberikan pada unsur yang lebih elektronegatif dan muatan parsial positif (δ+) diberikan pada unsur yang kurang elektronegatif (lebih elektropositif).
Berikut contoh menggambar muatan parsial pada molekul HCl.

Dari contoh di atas terlihat bahwa terdapat muatan positif dan negatif pada tanda δ yang digunakan. Tanda tersebut tidak sama dengan +1 atau -1 seperti pada simbol ion, tetapi tanda ini hanya menggambarkan elektron ikatan tidak sepenuhnya dipindahkan ke atom Cl.
Untuk senyawa diatom yang disusun oleh unsur yang sejenis, molekul yang dimiliki selalu bersifat nonpolar kecuali ozon yang bersifa polar. Hal ini disebabkan dua atom penyusun senyawa memiliki keelektronegatifan sama sehingga tidak terbentuk momen ikatan. Sedangkan untuk senyawa diatom yang disusun oleh dua atom yang berbeda molekul yang dimiliki selalu bersifat polar karena adanya perbedaan keeltronegatifan.
Tetapi untuk senyawa-senyawa yang tersusun lebih dari dua atom, kepolaran molekul tidak dapat ditentukan jika hanya didasarkan pada perbedaan keelektronegatifan. Hal ini disebabkan senyawa-senyawa tertentu walaupun memiliki ikatan kovalen polar tetapi molekulnya bersifat nonpolar. Misalnya CCl4, CO2 dan BeCl2 merupakan beberapa senyawa dengan ikatan kovalen polar tetapi memiliki molekul yang nonpolar.
Pada molekul CCl4, yang mempunyai bentuk molekul tetrahedaral dengan C sebagai atom pusat dan dikelilingi oleh 4 atom Cl seperti pada Gambar.

Perbedaan keelektronegatifan C dan Cl adalah sebesar 3-2,5 = 0,5. Jadi ikatan C–Cl termasuk ikatan kovalen (tepatnya ikatan kovalen polar) karena perbedaan keeltronegatifan lebih kecil 1,7. Walaupun ikatan C–Cl berupa ikatan kovalen polar tetapi molekulnya bersifat nonpolar.
Hal ini disebabkan, bentuk tetrahedral dari molekul CCl4 dapat dikatakan simetrism karena memiliki pusat simetri pada atom C ditengah, sehingga jumlah momen ikatan yang sama dengan nol. Atau dapat dikatan tarikan elektron akibat adanya perbedaan keelektronegatifan saling meniadakan atau saling menguatkan (perhatikan tanda panah pada strutur). Hal ini dapat diandaikan, suatu benda yang berada di tengah-tengah ditarik dari empat sudut dengan kekuatan sama, maka benda tersebut tidak akan bergerak. Karena hal inilah molekul CCl4 bersifat nonpolar.
Jika CCl4 salah satu atom Cl diganti oleh atom lain misalnya H, maka sifat molekul yang awalnya nonpolar berubah menjadi polar. Hal ini disebabkan kepolaran ikatan C-H berbeda dengan kepolaran ikatan C-Cl, sehingga momen dipol yang terbentuk tidak saling meniadakan. Tetapi apabila semua atom C diganti oleh atom H maka molekulnya bersifat nonpolar karena kepolaran semua ikatan C–H sama besar sehingga mpmen ikatan yang terbentuk saling meniadakan.
Pada molekul BCl2 dan CO2 mempunyai bentuk molekul linear dengan B dan C sebagai atom pusat.

Atom Cl dan atom O lebih elektronegatif dibanding atom B dan C yang bertindak sebagai atom pusat (pada gambar yang berwarna hitam), sehingga elektron ikatan lebih tertarik kearah atom Cl dan O. Namun, atom B dan C masing-masing mengikat 2 atom yang sejenis maka momen ikatan yang terbentuk tertarik ke arah yang berlawanan dengan kekuatan yang sama, sehingga molekulnya bersifat nonpolar.
Molekul H2O walaupun rumus molekulnya mirip dengan CO2 dan BCl2 tetapi bersifat polar.

Hal ini disebabkan, pada molekul H2O, atom O sebagai atom pusat masih memiliki pasangan elektron bebas. Hal ini menyebabkan molekul H2O tidak berbentuk linear seperti molekul CO2 dan BCl2, sehingga momen ikatan yang terbentuk tidak saling menguatkan atau tidak saling meniadakan.

Orbital yang tumpang tindih dan ikatan kovalen
Ikatan kovalen digambarkan sebagai tumpang tindih orbital-orbital atomiknya. Elektron yang terlibat dalam ikatan ini hanya elektron valensi. Pada ikatan kovalen biasa, tumpang tindih yang melibatkan dua orbital atomik setengah penuh. Posisi tumpang tindih sedemikian agar diperoleh energi potensial minimum yang identik dengan ikatan terkuat. Jika elektron valensi yang terlibat berasal dari orbital s, pertindihan antara dua orbital s tersebut tidak akan kuat. Akibatnya, ikatan yang terbentuk antara orbital s dan s relatif lemah. Jika orbital p bertindihan dengan orbital s atau orbital p bertindihan dengan orbital lainnya, akan memiliki ikatan yang relatif kuat karena orbital p terkonsentrasi pada arah tertentu. Berdasarkan tumpang tindih orbital yang terjadi, ikatan kovalen dibedakan menjadi:
-  Ikatan  yang terbentuk sebagai akibat tumpang tindih ujung-ujung orbital-orbital secara aksial. Contoh tumpang tindih s-s, s-p, dan p-p (aksial).
-  Ikatan  yang terbentuk akibat tumpang tindih orbital-orbital secara lateral. Contoh tumpang tindih p-p (lateral).
Bila dua atom saling menghampiri cukup dekat sampai satu orbital dari setiap atom memiliki amplitudo yang besar dalam daerah ruang yang dipunyai bersama, dikatakan bahwa orbital-orbital tumpang tindih. Besarnya amplitudo bisa positif, negatif, atau nol.
· Tumpang tindih bertanda positif bila pertindihan kedua orbital mempunyai tanda sama, keduanya + atau  .
· Tumpang tindih bertanda negatif bila daerah pertindihan kedua orbital mempunyai tanda berlawanan.
· Tumpang tindih yang tepat nol terjadi bila terdapat daerah pertindihan yang tepat sama dengan tanda berlawanan.
Alasan fisik bagi berlakunya kriteria tumpang tindih merupakan alasan yang langsung. Dalam daerah dimana dua orbital, Ø_1^2 dan Ø_2^2  memiliki pertindihan positif, rapatan elektron lebih besar daripada jumlah aljabar rapatan elektron dua orbital terpisah, yaitu ( Ø_1^2 +Ø_2^2 )2 lebih besar daripada , sebesar 2Ø_1^2  Ø_2^2  . Lebih banyak rapatan elektron digunakan bersama antara kedua atom. Gaya tarik kedua inti terhadap elektron-elektron ini lebih besar daripada  tolak-menolak inti-inti, dan terjadilah gaya tarikan netto atau interaksi ikatan.
Dalam kasus tumpang tindih negatif, rapatan elektron yang digunakan bersama dikurangi sebesar 2Ø_1^2 Ø_2^2, dan tolakan antar inti bertambah besar. Hal ini menyebabkan interaksi tolakan netto atau anti-ikatan antara atom-atom.
Bila tumpang-tindih  netto adalah nol, tidak terjadi kenaikan ataupun penurunan rapatan elektron bersama, karena itu tidak terjadi interaksi-interaksi tolakan ataupun tarikan keadaan ini diberikan sebagai interaksi non-ikatan.

Orbital hibrida dan struktur molekul
Hibridisasi orbital

    Sebelum membahas lebih lanjut tentang hibridisasi dan bagian-bagiannya, kita terlebih dahulu mengetahui tentang sejarah dan pengertiannya. Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.
     Hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul.
     Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.
Pembentukan ikatan dalam senyawa harus sesuai dengan aturan hibridisasi yaitu :
Orbital yang bergabung harus mempunyai tingkat energi sama atau hampir sama
Orbital hybrid yang terbentuk sama banyaknya dengan orbital yang bergabung.
Dalam hibridisasi yang bergabung adalah orbital bukan electron
Pembentukan orbital hybrid melalui proses ibridisasi adalah sebagai berikut :
Salah satu electron yang berpasangan berpromosi ke orbital yang lebih tinggi tingkat energinya sehingga jumlah electron yang tidak berpasangan sama dengan jumlah ikatan yang akan terbentuk. Atom yang sedemikian disebut dalam keadaan tereksitasi. Promosi yang mungkin adalah dari ns ken p dan ns ke ns ke nd atau (n-1)d
Penggabungan orbital mengakibatkan kerapatan electron lebih besar di daera orbital hybrid.
Terjadi tumpang tindih orbital hybrid dengan orbital atom lain sehingga membentuk ikatan kovalen atau kovalen koordinasi.
Beberapa jenis hibridisasi orbital


Disini akan dijelaskan hibridisasi SP, SP2,SP3

1. Hibridisai SP
    Salah satu contoh orbital sp terjadi pada Berilium diklorida. Berilium mempunyai 4 orbital dan 2 elektron pada kulit terluar. Pada hibridisasi Berilium dijelaskan bahwa orbital 2s dan satu orbital 2p pada Be terhibridisasi menjadi 2 orbital hibrida sp dan orbital 2p yang tidak tribridisasi. Hibridisasi sp membentuk geometri linear dengan sudut 180.

2. Hibridisasi sp2
Salah satu contoh orbital hirbid sp2 diasumsikan terjadi pada Boron trifluorida. Boron mempunyai 4 orbital tapi hanya 3 eletron pada kulit terluar. Hibridisasi boron mengkombinasikan 2s dan 2 orbital 2p menjadi 3 orbital hybrid sp2 dan 1 orbital yang tidak mengalami hibridisasi. Orbital hybrid sp2 menjadi bentuk trigonal planar dengan sudut ikatan120.

3.  Hibridisasi sp3
Hibridisasi satu orbital s dan tiga orbital p, membentuk orbital hibrida sp3 yang strukturnya tetrahedral. Sudut ikatan dengan orbital ini mendekati 109028’.

Ikatan rangkap
Definisi Ikatan Kovalen Rangkap                                                                                    Gas oksigen (O2) dan karbon dioksida (CO2) yang diperlukan dalam mekanisme pernafasan di atas merupakan contoh senyawa yang berikatan kovalen rangkap. Jadi, pada ikatan kovalen, selain ikatan kovalen tunggal juga terdapat ikatan kovalen rangkap. Lalu apa itu ikatan kovalen rangkap? Dalam kimia, ikatan kovalen rangkap didefinisikan sebagai berikut:
Ikatan kovalen rangkap adalah ikatan kimia yang terbentuk dari penggunaan bersama dua atau tiga pasang elektron (setiap atom yang berikatan memberikan dua atau tiga elektron valensi untuk digunakan secara bersama-sama). Dengan demikian jumlah PEI adalah dua atau tiga.
Jenis-Jenis Ikatan Kovalen Rangkap
Dari pengertian ikatan kovalen rangkap di atas, jumlah pasangan elektron ikatan yang digunakan bersama-sama adalah dua atau tiga sehingga dari definisi tersebut menunjukkan bahwa ikatan kovalen rangkap ada dua macam yaitu ikatan kovalen rangkap dua dan ikatan kovalen rangkap tiga. Dengan demikian dapat kita simpulkan bahwa:
Ikatan kovalen rangkap dua adalah  ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama dua pasang elektron (jumlah pasangan PEI ada 2) oleh dua atom yang berikatan sedangkan ikatan kovalen rangkap tiga adalah ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama tiga pasang elektron (jumlah pasangan PEI ada 3).
Ikatan Kovalen Rangkap Dua                                                                                                     Ikatan kovalen rangkap dua adalah ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama dua pasang elektron. Ikatan yang terbentuk digambarkan menggunakan dua garis lurus. Misalnya molekul O2 dan CO2.
Konfigurasi elektron
              8O = 2, 6
                6C = 2, 4
           Pada molekul O2, Atom O memiliki 6 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan tambahan 2 elektron. Untuk memenuhi kekurangan elektron tersebut masing-masing atom O menyumbang 2 elektron sehingga terdapat 2 pasang elektron yang digunakan secara bersama.
          Pada molekul CO2, atom C sebagai atom pusat yang mengikat 2 atom O. Atom O memerlukan 2 elektron mencapai kaidah oktet sedangkan atom C memiliki 4 elektron valensi, untuk memenuhi kaidah oktet maka atom C memerlukan 4 elektron. Untuk mengatasi kekurangan elektron tersebut maka setiap atom perlu menyumbangkan elektronnya untuk membentuk ikatan. Atom C sebagai atom pusat menumbang semua elektron valensinya sedangkan atom O masing-masing menyumbang 2 elektron.
Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
   Ikatan kovalen rangkap tiga adalah ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama tiga pasang elektron. Ikatan yang terbentuk digambarkan menggunakan tiga garis lurus. Misalnya pembentukan molekul nitrogen (N2) dan molekul asetilen (C2H2).
Konfigurasi elektron
                  7N = 2, 5
                   6C = 2, 4
                    8O = 2, 6
                Pada molekul N2 setiap atom N memiliki 5 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil, setiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3. Untuk mengatasi kekurangan tersebut kedua atom N yang akan berikatan masing-masing menyumbangkan 3 buah elektron, sehingga terdapat 3 pasang elektron yang digunakan bersama.
             Pada molekul etuna atau asetilen (C2H2) terdiri dari dua atom C dan 2 atom H. Atom C mempunyai 4 elektron valensi sedangkan atom H mempunyai 1 elektron. Setiap atom C untuk memenuhi kaidah oktet memerlukan 4 elektron tambahan sedangkan H untuk memenuhi kaidah duplet memerlukan 1 elektron. Untuk mengatasi hal tersebut maka setiap atom C menyumbangkan 1 elektron pada setiap atom H dan 3 elektron kepada atom C.

Struktur resonansi
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.
Ada beberapa petunjuk penting untuk menuliskan struktur resonansi (biasa disebut struktur kanonik) dan untuk prakiraan secara kualitatif tentang pentingnya.
Struktur resonansi adalah perubahan bolak-balik oleh satu atau sederet pergeseran  
elektron.
Biasanya satu senyawa dapat dituliskan dengan satu struktur yang baik untuknya, dan beberapa struktur yang lain diturunkan dari struktur pertama tersebut untuk keperluan konsistensi dengan semua sifat-sifatnya yang teramati. Sebagai ilustrasi, kovalensi unsur-unsur di dalam vinil klorida, rumus molekul dan prinsip-prinsip kimia organik klasik mengarah pada struktur 10a sebagai rumus struktur yang baik untuk senyawa tersebut. Akan tetapi bila dikaitkan dengan hasil penghitungan panjang ikatan C-Cl, ikatan tersebut jauh lebih pendek daripada ikatan C-Cl dalam alkil klorida sederhana (1,78 Å), momen dipole-nya lebih kecil (1,44 D) daripada etil klorida (2,05 D), dan lebih inert terhadap nukleofil; maka bentuk struktur 10b dipandang memberi kontribusi yang penting kepada struktur hibrida resonansi vinil klorida. Struktur 10b diturunkan dari struktur 10a melalui dua pergeseran elektron yang melibatkan pasangan elektron bebas dan elektron π.


        ii.        Struktur-struktur resonansi harus mempunyai elektron tak berpasangan dalam  
                jumlah yang sama.
Apabila kedua struktur mempunyai total elektron yang berbeda maka strukturstruktur tersebut menyatakan spesies molekul yang berbeda dan tidak dapat menjadi kontributor resonansi kepada hidrida resonansi yang sama. Akan tetapi ada kemungkinan struktur-struktur mempunyai elektron yang sama tapi berbeda jumlah elektron tak berpasangannya.

Jika elektron tak berpasangan dalam 12 mempunyai spin antiparalel maka elektronelektron tersebut akan bergabung membentuk ikatan dan akan ekuivalen dengan 11. Jika spin antiparalel dalam 13 kemudian bergeser lagi sampai membentuk pasangan elektron menghasilkan 11 maka pastilah 13 ekuivalen dengan 11. Akan tetapi jika elektron tak berpasngan dalam 12 dan 13 mempunyai spin yang paralel maka struktur-struktur tersebut mempunyai multiplisitas yang berbeda, maka struktur-struktur tersebut bukan kontributor kepada spesiaes molekul yang sama seperti struktur 11.

       iii.      Struktur resonansi yang mengikuti aturan (ii) adalah struktur yang paling stabil.
Sistem ikatan kovalen dengan dua, empat, atau enam elektron adalah lebih stabil daripada sistem ikatan satu atau tiga elektron. Panjang ikatan C-C dan kekuatan ikatan dalam benzena semuanya sama, dan berada di antara nilai ikatan dalam etana dan etilena. Hal yang perlu dipikirkan adalah ikatan dalam benzena adalah sistem ikatan tiga elektron. Meskipun demikian, sistem ikatan tiga elektron jauh lebih lemah (±60 kkal/mol) dibanding dengan ikatan yang ada dalam benzena. Struktur di mana hidrogen mempunyai lebih dari dua elektron dalam kulit valensinya (1s) atau atom unsur-unsur periode kedua mempunyai lebih dari delapan elektron dalam kulit valensinya adalah jauh lebih tidak stabil untuk menjadi kontributor dalam resonansi suatu molekul dalam kondisi normal. Telah menjadi kenyataan bahwa unsur-unsur berusaha untuk mempunyai delapan elektron valensi, dan prinsip ini disebut aturan oktet Lewis. Unsurunsur dalam periode ketiga dapat menggunakan orbital 3s, 3p, atau 3d dan bukanlah hal yang tidak umum bagi unsur-unsur periode tersebut untuk menampun lebih dari delapan elektron dalam kulit valensinya. Sebagai contoh adalah senyawa belerang dan fosfor.

        iv.       Semakin kovalen ikatan-ikatan yang ada dalam suatu struktur ikatan kovalen,
               semakin tinggi kestabilannya.
Ketika atom-atom saling mendekati satu sama lain di dalam jarak ikatan kovalen, masing-masing orbital valensinya akan berganbung membentuk orbital molekul ikatan atau atom-atom tersebut saling tolak-menolak dengan kuat sampai berpisah. Setiap ikatan akan menambah sekitar 50-100 kkal/mol kepada kestabilan sistem, sedangkan perbedaan kestabilan bentuk resonansi hanyalah satu bagian dari jumlah tersebut, struktur resonansi dengan jumlah ikatan yang lebih besar biasanya akan lebih stabil.

        v.         Struktur ikatan kovalen dipolar umumnya lebih kurang stabil daripada struktur
              nonpolar.
Dua struktur resonansi asam karboksilat (16a dan 16b) mempunyai jumlah ikatan yang sama tetapi 16b kurang stabil karena adanya pemisahan muatan. 35 Semakin jauh terpisah muatan yang tak sejenis, semakin tidak stabil bentuk resonansi tersebut.
Oleh karena itu, bentuk resonansi ionik butadiena 17d ialah yang paling tidak stabil, dan 17b yang paling stabil. Tentu saja bentuk non polar 17a yang paling stabil di antara semuanya dan memberikan kontribusi yang paling tinggi kepada hibrida resonansi. Dapat dikatakan bahwa struktur molekul normal adalah yang paling menyerupai 17a.

        vi.       Struktur yang melibatkan muatan formal akan lebih stabil apabila muatan negatif
            berada pada atom yang paling elektronegatif dan muatan positif pada atom yang paling  
            kurang elektronegatif.
Aturan ini menunjukkan bahwa bagi keton, bentuk ionik 18b lebih stabil daripada 18c, dan hal ini diperkuat secara eksperimen dengan momen dipole dan sifat-sifat kimia keton. Jadi jika pereaksi karbonil mengadisi ke ikatan rangkap dua suatu keton, bagian positif pengadisi selalu masuk kepada atom oksigen.

vii.     Semakin berdekatan derajat kestabilan struktur-struktur resonansi semakin tinggi derajat resonansinya.
Sistem yang melibatkan struktur-struktur ikatan valensi yang ekuivalen mempunyai derajat resonansi yang tinggi. Spesies-spesies tersebut boleh bermuatan atau tidak bermuatan. Beberapa contoh sebagai berikut:
Di dalam hal tersebut di atas, muatan berpindah-pindah sehingga memberikan efek penyebaran muatan dan menghindari akumulasi muatan berlebih pada satu atom. Prinsip elektronetralitas Pauling ini diketahui mempunyai efek penstabil. Resonansi struktur-struktur yang mempunyai jumlah ikatan yang sama (disebut resonansi isovalen) memberikatn kontribusi beberapa kali lipat daripada jika struktur kontributor mempunyai jumlah ikatan yang berbeda.

Ikatan tunggal dibandingkan ikatan rangkap : struktur molekul unsur non logam
Ikatan kovalen tungggal
Tunggal di sini bermakna elektron yang dishare bersama antar 2 atom yang beriktatan berjumlah sepasang. Masing-masing atom menyumbangkan 1 elektron. Coba sobat amati struktur lewis dari senyawa metana (CH4) seperti gambar di bawah ini

untuk mencapai kestabilan atom C perlu 4 buah elektron dan atom H memerlukan 1 buh elektron untuk tiap atomnya. Aton karbon bisa mengikat 4 atom karbon secara bersamaan. Setiap ikatan atom C dengan tom H melibatkan sepasang elektron sehingga dinamakan ikatan kovalen tunggal. Contoh lain ikatan seperti ini ada pada senyawa asam klorida HCl, asam bromida HBr, amonia NH3.
Ikatan kovalen ganda (rangkap 2)

Sobat hitung saat belajar biologi pasti akrab dengan senyawa berbentuk gas seperti CO2 dan O2. Keduanya dibutuhkan makhluk hidup terutama manusia, hewan, dan tumbuhan. Karbodioksida (CO2) dan oksigen adalah contoh dari ikatan kovalen ganda yaitu ikatan kovalen yang setiap ikatan antar atomnua melibatkan 2 pasang elektron (4 buah). Untuk mencapai kondisi stabil, atom karbon (C) memerlukan 4 buah karena ia telah memiliki 4 buah elektron valensi. Atom O memerlukan 2 buah eletron untuk mencapai kestabilan. Oleh karena itu, 1 atom karbon akan mengikat 2 buah atom oksigen. Masing-masing ikatan C dengan O melibatkan 2 pasang elektron (ikatan kovalen ganda).
3. Ikatan kovalen rangkap tiga
Sejalan dengan definisi ikatan kovalen tunggal dan rangkap, ikatan ini disebut rangkap tiga karena setip ada ikatan antar atom melibatkan 3 pasang (6 buah) elektron valensi. Berikut proses pembentukan ikatan kovalen rangkap 3 pada senyawa unsur N2
Atom Nitrogen memiliki nomor atom 7 dengan konfigurasi 2,5
Atom Nitrogen memiliki 5 elektron valensi dan guna mencapai kestabilan atomnya akan cenderung menerima 3 buah elektron.
Ketika satu atom N berikatan dengan 1 atom sejenis maka terbentuk satu ikatan kovalen. Masing-masing atom menyumbangkan 3 elektron untuk digunakan bersama. Jadi ada 3 pasang (3 buah) elektron yang digunakan. Ilustrasinya sebagai berikut

BABIII

PENUTUP

         KESIMPULAN          

Proses pembentukan ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang mempunyai afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga bila tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk bisa dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama.
Bentuk molekul tergantung pada susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI dan pasangan elektron bebas (PEB) atom pusat dalam molekul. Dapat dijelaskan dengan teori tolakan pasangan elektron kulit valensi atau teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repultion)
Teori VSEPR adalah suatu model kimia yang digunakan untuk menjelaskan bentuk-bentuk molekul kimiawi berdasarkan gaya tolakan elektrostatik antar pasangan elektron. Teori ini juga dinamakan teori Gillespie-Nyholm, dinamai atas dua orang pengembang teori ini. Akronim "VSEPR" diucapkan sebagai "vesper" untuk kemudahan pengucapan.
Kepolaran suatu molekul dinyatakan menggunakan suatu besaran yang disebut momen dipol (µ).
Ikatan kovalen digambarkan sebagai tumpang tindih orbital-orbital atomiknya. Elektron yang terlibat dalam ikatan ini hanya elektron valensi. Pada ikatan kovalen biasa, tumpang tindih yang melibatkan dua orbital atomik setengah penuh
Hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul.Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik.
Ikatan kovalen rangkap adalah ikatan kimia yang terbentuk dari penggunaan bersama dua atau tiga pasang elektron (setiap atom yang berikatan memberikan dua atau tiga elektron valensi untuk digunakan secara bersama-sama). Dengan demikian jumlah PEI adalah dua atau tiga.
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.
Ikatan kovalen tungggal adalah Tunggal di sini bermakna elektron yang dishare bersama antar 2 atom yang beriktatan berjumlah sepasang. Ikatan rangkap dua adalah ikatan yang 1 atom karbon mengikat 2 buah atom oksigen. Masing-masing ikatan C dengan O melibatkan 2 pasang elektron .Ikatan rangkap tiga:ikatan ini disebut rangkap tiga karena setip ada ikatan antar atom melibatkan 3 pasang (6 buah) elektron valensi.


DAFTAR PUSTAKA
http://www.gurupendidikan.co.id/ikatan-kovalen-pengertian-jenis-dan-proses-pembentukan-beserta-contoh-secara-lengkap/
https://id.wikipedia.org/wiki/Struktur_atom
https://yennymartha.wordpress.com/kimia-x/semester-i/1-struktur-atomsistem-periodik-dan-ikatan-kimia/
https://id.wikipedia.org/wiki/Teori_VSEPR
https://wikenovi.wordpress.com/kimia-kelas-xi-2/bentuk-molekul-dan-gaya-antar-molekul-2/
http://dianniiska.blogspot.co.id/2012/07/ikatan-bentuk-dan-gaya-antarmolekul.html
https://wanibesak.wordpress.com/tag/ikatan-kovalen-rangkap-dua-dan-tiga/
http://rumushitung.com/2013/07/30/ikatan-kovalen-definisi-dan-contoh/