IKATAN KIMIA

Unsur-unsur biasanya ditemukan di alam dalam keadaan tidak stabil dan unsur-unsur tersebut

cenderung untuk membentuk senyawa yang lebih stabil. Pembentukan senyawa ini terjadi melalui ikatan

kimia. Ikatan kimia yang terdapat dalam senyawa dapat berupa ikatan ion atau ikatan kovalen.

A. Teori Kestabilan Atom

Selain gas mulia, hampir semua unsur yang ada di alam terdapat sebagai senyawa (gabungan dua

unsur atau lebih yang terikat secara ikatan kimia). Semua ini menunjukkan bahwa di alam unsur-unsur

tidak stabil dalam keadaan unsur bebas. Ketidakstabilan unsur-unsur ini ada hubungannya dengan

konfigurasi elektron yang dimilikinya.

Konsep ikatan kimia pertama kali dikemukakan oleh Gilbert Newton Lewis dan Langmuir dari

Amerika Serikat, serta Albrecht Kossel dari Jerman pada tahun 1916.

Adapun konsep tersebut sebagai berikut:

Kenyataan bahwa gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar membentuk senyawa (sekarang telah

dapat dibuat senyawa dari gas mulia Kr, Xe, dan Rn), merupakan bukti bahwa gas-gas mulia memilki

susunan elektron yang stabil.

Setiap atom memiliki kecenderungan untuk mempunyai susunan elektron yang stabil seperti gas

mulia, dengan cara melepaskan elektron, menerima elektron, atau menggunakan pasangan elektron

secara bersama-sama.

Mereka mengemukakan bahwa jumlah elektron pada kulit terluar dari dua atom yang berikatan akan

berubah sedemikian rupa sehingga konfigurasi elektron kedua atom tadi sama dengan konfigurasi

elektron gas mulia yaitu mempunyai 8 elektron pada kulit terluarnya. Oleh karena itu pernyataan

Kossel-Lewis ini disebut aturan oktet.

Aturan oktet ini tidak berlaku untuk hidrogen sebab atom H akan membentuk konfigurasi elektron

seperti He yaitu mempunyai 2 elektron pada kulit terluarnya pada saat membentuk ikatan yang disebut

aturan duplet.

Tabel 3.1 Konfigurasi elektron unsur – unsur gas mulia

B. Struktur Lewis

Pada saat atom-atom membentuk ikatan, hanya elektron-elektron pada kulit terluar yang berperan

yaitu elektron valensi. Struktur yang menggambarkan elektron pada kulit terluar suatu atom disebut

struktur Lewis.

Tabel 3.2 Struktur Lewis unsur – unsur periode 2 dan 3

Unsur Nomor

Atom

Konfigurasi Elektron

He 2 2

Ne 10 2 8

Ar 18 2 8 8

Kr 36 2 8 18 8

Xe 54 2 8 18 18 8

Rn 86 2 8 18 32 18 8

Gambar 3.1 G. N. Lewis

(1875 - 1946)

BAB 3

Struktur Lewis berguna untuk memahami penggunaan elektron bersama pada

ikatan kovalen.

C. Ikatan Ion

Ikatan ion (elektrovalen) adalah ikatan yang terjadi karena adanya gaya tarik – menarik elektrostatik

antara ion positif dan ion negatif, ini terjadi karena kedua ion tersebut memiliki perbedaan

keelektronegatifan yang besar. Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan elektron (logam)

dengan atom yang menerima elektron (non logam). Atom yang melepas elektron berubah menjadi ion

positif, sedangkan atom yang menerima elektron menjadi ion negatif. Antara ion-ion yang berlawanan

muatan tersebut, terjadi tarik-menarik (gaya elektrostatik) yang disebut ikatan ion.

Ikatan ion merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua

senyawa ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu. Perhatikan beberapa contoh pembentukan

senyawa ion beikut:

1. Pembentukan NaCl

Garam dapur (NaCl) merupakan senyawa ionik yang penting dalam kehidupan sehari-hari. Petani

garam memperoleh kristal NaCl secara tradisional yaitu dengan cara menguapkan air laut dengan bantuan

sinar matahari.

Gambar 3.2 Bentuk kristal NaCl

Natrium mempunyai kecenderungan untuk melepaskan elektron terluar

daripada klor karena energi ionisasinya lebih rendah dibandingkan dengan klor. Untuk mencapai

konfigurasi elektron stabil, natrium melepaskan satu elektron terluarnya sedangkan klor menerima

elektron. Pada pembentukan NaCl, satu elektron dari Na akan diterima oleh Cl.

Na → Na

+ + e

Cl + e → Cl

-

Setelah terjadi perpindahan elektron, atom-atom tidak lagi bersifat netral tapi menjadi ion yang

bermuatan. Atom Na melepaskan satu elektron menjadi ion Na+, sedangkan klor menerima satu elektron

menjadi ion Cl–. Ion Na

+ dan Cl

– akan tarik-menarik dengan gaya elektrostatik sehingga berikatan.

Na → Na+

+ e

Cl + e → Cl-

Na+ + Cl

- → NaCl

2. Pembentukan MgCl2

Mg : 2, 8, 2 (melepas 2 elektron untuk mencapai konfigurasi elektron stabil)

Cl : 2, 8, 7 (menangkap 1 elektron untuk mencapai konfigurasi elektron stabil)

Mg → Mg+2

+ 2e

Cl + e → Cl- x 2

Mg+2

+ 2Cl- → MgCl2

3. Pembentukan MgO

Mg : 2, 8, 2 (melepas 2 elektron)

O : 2, 6 (menangkap 2 elektron)

Mg → Mg

+2 + 2e

O2-

+ 2e → O2-

Mg+2

+ O-2

→ MgO

1. Mengapa unsur-unsur golongan VIIIA (gas mulia) bersifat stabil?

2. Bagaimana cara unsur-unsur selain golongan VIIIA mencapai kestabilan atau mencapai hukum oktet?

3. Apa yang dimaksud dengan ikatan ion?

4. Apakah syarat terjadinya ikatan ion?

5. Tuliskan rumus senyawa ion yang terbentuk dari ikatan antara atom – atom di bawah ini! Tentukan

juga proses pembentukan ikatan ion yang terjadi!

a. 20Ca dengan 8O

b. 13Al dengan 17Cl

c. 19K dengan 16S

d. 38Sr dengan 53I

e. 13Al dengan 8O

f. 19K dengan 53I

D. Ikatan Kovalen Tunggal

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron secara bersama-sama

oleh dua atom. Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron

(sesama atom non logam). Cara atom-atom saling mengikat dalam suatu molekul dinyatakan oleh rumus

bangun atau rumus struktur. Rumus struktur diperoleh dari rumus Lewis dengan mengganti setiap

pasangan elektron ikatan dengan sepotong garis.

Ikatan kovalen tunggal adalah ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama sepasang elektron

(setiap atom memberikan satu elektron untuk digunakan bersama). Pemakaian bersama pasangan elektron

pada ikatan kovalen dapat digambarkan melalui struktur Lewis.

Perhatikan contoh berikut:

1. Ikatan kovalen tunggal pada molekul CH4

Atom C memiliki konfigurasi elektron 2 4 , sehingga elektron valensinya 4. Adapun konfigurasi

elektron atom H adalah 1 sehingga elektron valensinyaadalah 1. Jadi, dapat digambarkan struktur Lewis

berikut:

Soal Latihan!

1

Untuk mencapai kestabilannya, atom C cenderung menerima 4 elektron,

sedangkan atom H cenderung menerima 1 elektron. Atom C dapat berikatan

dengan atom H dengan cara pemakaian elektron bersama sehingga 1 atom.

Dan struktur ikatan kovalen tunggal yang terbentuk dapat dituliskan sebagai berikut:

2. Ikatan kovalen tunggal pada molekul H2

Atom H memiliki konfigurasi elektron 1 sehingga elektron valensinya 1. Untuk mencapai

kestabilannya, atom H cenderung menerima 1 elektron. Jika 2 atom H saling berikatan, setiap atom H

menyumbangkan 1 elektron untuk digunakan bersama sehingga elektron yang digunakan bersama

jumlahnya 2.

3. Ikatan kovalen tunggal pada molekul HCl

E. Ikatan kovalen rangkap

Dalam mencapai konfigurasi stabil gas mulia, dua atom tidak saja dapat memiliki ikatan melalui

sepasang elektron tetapi juga dapat 2 atau 3 pasang.

Ikatan dengan dua pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap dua (dilambangkan dengan dua

garis). Ikatan dengan tiga pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap tiga (dilambangkan

dengan tiga garis).

Perhatikan contoh berikut:

1. Ikatan kovalen rangkap dua pada molekul O2

Atom O memiliki konfigurasi elektron 2 6 sehingga elektron valensinya 6. Untuk mencapai

kestabilannya, atom O cenderung menerima 2 elektron. Jika 2 atom O saling berikatan, setiap atom O

harus menyumbangkan 2 elektron untuk digunakan bersama sehingga elektron yang digunakan bersama

jumlahnya 4.

2. Ikatan kovalen rangkap dua pada molekul CO2

3. Ikatan kovalen rangkap tiga pada molekul N2

Atom N memiliki konfigurasi elektron 2 5 sehingga elektron valensinya 5. Untuk mencapai

kestabilannya, atom N cenderung menerima 3 elektron. Jika 2 atom N saling berikatan, setiap atom N

harus menyumbangkan 3 elektron untuk digunakan bersama sehingga elektron yang digunakan bersama

berjumlah 6.

F. Ikatan Kovalen Koordinat

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.

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.

G. Penyimpangan Aturan Oktet

Ikatan kovalen terbentuk antara atom nonlogam dan atom nonlogam lainnya dengan cara pemakaian

elektron bersama sehingga setiap atom yang

terlibat memenuhi kaidah oktet/duplet. Akan tetapi, aturan itu ternyata banyak dilanggar dan gagal dalam

meramalkan rumus kimia senyawa dari unsur-unsur transisi dan postransisi.

Pengecualian aturan oktet dapat dibagi dalam tiga kelompok sebagai berikut:

1. Senyawa yang tidak mencapai aturan oktet.

Senyawa yang atom pusatnya mempunyai elektron valensi kurang dari 4 termasuk dalam kelompok

ini. Hal ini menyebabkan setelah semua elektron valensinya dipasangkan tetap belum mencapai oktet.

Contohnya adalah BeCl2, BCl3, dan AlBr3.

2. Senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil.

Contohnya adalah NO2, yang mempunyai elektron valensi (5 + 6 + 6) = 17.

3. Senyawa yang melampaui aturan oktet.

Ini terjadi pada unsur-unsur periode 3 atau lebih yang dapat menampung lebih dari 8 elektron pada

kulit terluarnya (ingat, kulit M dapat menampung hingga 18 elektron). Beberapa contoh adalah PCl5,

SF6, ClF3, IF7, dan

SbCl5.

H. Ikatan Kovalen Polar dan Nonpolar

Kepolaran atau pengkutuban dalam ikatan kimia adalah suatu keadaan yang disebabkan distribusi

(penyebaran) elektron tidak merata atau elektron lebih cenderung tertarik pada salah satu atom. Kepolaran

erat kaitannya dengan keelektronegatifan dan bentuk molekul.

1) Ikatan Kovalen Polar

Senyawa kovalen dikatakan polar jika senyawa tersebut memiliki perbedaan keelektronegatifan.

Dengan demikian, pada senyawa yang berikatan kovalen terjadi pengutuban muatan. Ikatan kovalen

tersebut dinamakan ikatan kovalen polar. Pada ikatan kovalen polar, distribusi elektron pada dua atom

yang berikatan tidak merata. Artinya, salah satu atom lebih kuat menarik elektron ke arahnya (atom yang

lebih elektronegatif), sehingga pada atom itu terkumpul elektron dan terbentuk kutub negatif, sedangkan

atom yang elektronnya tertarik membentuk kutub positif, serta bentuk molekulnya asimetris atau tidak

simetris.

Contoh: Dalam pembentukan molekul HF, kedua elektron dalam ikatan kovalen digunakan tidak

seimbang oleh inti atom H dan inti atom F sehingga terjadi pengutuban atau polarisasi muatan.

Perbedaan keelektronegatifan atom H dan atom F cukup besar yaitu sekitar 1,9. Senyawa-senyawa

lain yang bersifat kovalen polar dan memiliki perbedaan keelektronegatifan seperti pada tabel berikut.

Tabel 3.3 Perbedaan keelektronegatifan senyawa

Senyawa Perbedaan keelektronegatifan

HF 1,9

HCl 0,9

HBr 0,7

HI 0,4

2) Ikatan Kovalen Nonpolar

Pada ikatan kovalen nonpolar, distribusi elektron pada kedua atom yang saling berikatan merata.

Artinya, tarikan elektron dari tiap – tiap atom sama besar (harga keelektronegatifan sama), sehingga tidak

membentuk polarisasi muatan serta bentuk molekul akan menjadi simetris.

Contoh: Dalam pembentukan molekul I2, kedua elektron dalam ikatan kovalen digunakan secara

seimbang oleh kedua inti atom iodin tersebut. Oleh karena itu, tidak akan terbentuk muatan (tidak terjadi

pengutuban atau polarisasi muatan).

1. Jelaskan pengertian ikatan kovalen tunggal, rangakap dua, rangkap tiga dan koordinasi!

2. Jelaskan perbedaan ikatan kovalen polar dan nonpolar!

3. Gambarkan struktur Lewis dan tentukan jenis ikatan kovalen yang terbentuk pada senyawa – senyawa

berikut:

a. H2S

b. CS2

c. SiO2

d. C2H6

Soal Latihan!

2

e. C2H4

f. C2H2

g. PCl3

h. NH3

i. C2H5OH

j. H2CO3

4. Buktikan melalui struktur Lewis bahwa senyawa di bawah ini memiliki ikatan kovalen koordinasi:

a. SO2

b. SO3

c. HNO2

d. O3

e. H2SO4

5. Urutkan tingkat kepolaran dari molekul-molekul berikut:

a. HBr

b. FBr

c. N2

d. HF

I. Ikatan Logam

Gambar 3.3 Struktur kisi logam

Ikatan logam merupakan ikatan kimia antara atom-atom logam, bukan merupakan ikatan ion maupun

ikatan kovalen. Dalam suatu logam terdapat atom-atom sesamanya yang berikatan satu sama lain

sehingga suatu logam akan bersifat kuat, keras, dan dapat ditempa.

Elektron-elektron valensi dari atom-atom logam bergerak dengan cepat (membentuk lautan elektron)

mengelilingi inti atom (neutron dan proton). Ikatan yang terbentuk sangat kuat sehingga menyebabkan

ikatan antaratom logam sukar dilepaskan. Unsur-unsur logam pada umumnya merupakan zat padat pada

suhu kamar dan kebanyakan logam adalah penghantar listrik yang baik.

J. Perbedaan Sifat Fisika Senyawa Ion dan Kovalen

Berikut merupakan tabel perbedaan senyawa ion dan senyawa kovalen.

Tabel 3.4 Sifat – sifat fisika senyawa ion dan kovalen

No Sifat – sifat Fisika Senyawa Ion Senyawa Kovalen

1 Titik didih dan titik

leleh

Tinggi Rendah

2 Konduktivitas listrik Konduktor dalam

bentuk lelehan dan

larutan

Konduktor hanya

dalam bentuk larutan

3 Kelarutan dalam air Umumnya larut Polar umumnya larut

4 Kelarutan dalam

pelarut nonpolar

Tidak larut Nonpolar umumnya

larut

1. Unsur-unsur gas mulia bersifat stabil disebabkan oleh . . . .

a. energi ionisasinya rendah

b. afinitas elektronnya tinggi

c. elektron valensinya maksimal

d. wujudnya berupa gas monoatom

e. jari-jari atomnya kecil

2. Suatu unsur dikatakan stabil jika . . . .

a. di alam berwujud gas

b. dapat bersenyawa dengan unsur lain

c. memiliki energi paling rendah

d. dapat menyumbangkan elektron valensinya

e. memiliki kemampuan untuk bereaksi

3. Susunan elektron valensi gas mulia di bawah ini adalah oktet, kecuali . . .

a. Xe

b. Ne

c. Kr

d. He

e. Ar

4. Di antara ion-ion berikut, yang tidak mirip dengan konfigurasi elektron gas mulia terdekat adalah . . .

a. N3–

b. Al3+

c. F–

d. Mg2+

e. S2–

5. Ion berikut yang tidak memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan ion O2–

adalah . . . .

a N3–

b Al3+

c F–

d Mg2+

e S2–

6. Pasangan ion berikut yang memiliki jumlah elektron valensi tidak sama adalah . . . .

a. Mg2+

dan Na+

b. O2–

dan Mg2+

c. Ne+ dan O

–

d. N– dan F

+

e. O– dan Na

+

7. Senyawa yang terbentuk akibat ikatan ion adalah . . . .

a. H2O dan NaCl

b. KCl dan CH4

c. MgCl2 dan KF

d. NaBr dan SO2

e. CaF2 dan HCl

8. Jika unsur 19X bereaksi dengan 17Y akan terbentuk . . . .

a. senyawa kovalen dengan rumus XY

b. senyawa kovalen dengan rumus XY2

c. senyawa ion dengan rumus XY

d. senyawa ion dengan rumus XY2

e. senyawa ion dengan rumus X2Y

Uji Kompetensi Bab 3

9. Pasangan senyawa yang mempunyai ikatan kovalen adalah . . . .

a. CH4 dan H2O

b. CH4 dan NaCl

c. NH3 dan KI

d. KCl dan CCl4

e. H2O dan NaCl

10. Berikut ini adalah diagram elektron valensi pada molekul YZ2. Unsur Y dan Z adalah . . . .

11. Ikatan rangkap dapat terjadi pada senyawa kovalen berikut kecuali pada . .

a. O2

b. CO2

c. C2H2

d. CH4

e. N2

12. Senyawa yang mengandung ikatan kovalen polar adalah . . . .

a. BCl3

b. CH4

c. H2O

d. CCl4

e. CO2

13. Hidrogen dapat membentuk senyawa kovalen polar dengan unsur golongan halogen. Berikut ini yang

paling polar adalah . . . .

a. HF

b. HCl

c. HBr

d. HI

e. Hat

14. Atom X memiliki nomor atom 20 dan atom Y memiliki nomor atom 9, senyawa yang terbentuk

antara X dan Y adalah . . . .

a. X2Y

b. XY2

c. X2Y3

d. XY

e. X2Y2

15. Unsur A terdapat dalam golongan nitrogen dan unsur B memiliki nomor atom 12 maka senyawa yang

akan terbentuk dari kedua unsur tersebut adalah . . . .

a. AB

b. A2B

c. A2B3

d. A3B2

e. A3B

16. Suatu atom X memiliki konfigurasi elektron 2 8 8 3. ika unsur X berikatan maka senyawa yang

mungkin terbentuk adalah . . . .

a. X2(SO4)3

b. BaX

c. X3Br

d. HX3

e. HX4

a. argon dan krypton

b. kalsium dan klor

c. belerang dan klor

d. oksigen dan hidrogen

e. karbon dan oksigen

17. Atom 6C dapat berikatan dengan atom 17Cl menurut aturan Lewis. Senyawa tersebut adalah . . . .

a. CCl3

b. CCl2

c. CCl4

d. C2Cl3

e. C3Cl5

18. Suatu unsur dengan nomor atom 35 paling mudah membentuk ikatan ionik dengan unsur yang

memiliki nomor atom . . . .

a. 19

b. 16

c. 17

d. 20

e. 28

19. Pasangan berikut ini merupakan senyawa kovalen adalah . . . .

a. NaBr dan MgBr2

b. NaCl dan HF

c. HCl dan H2O

d. CaCl2 dan MgO

e. P2O5 dan Al2O3

20. Gas karbon dioksida yang dibutuhkan tumbuhan hijau untuk berfotosintesis terdiri atas satu atom

karbon dan 2 atom oksigen. Keduanya berikatan secara . . . .

a. ionik

b. kovalen tunggal

c. kovalen rangkap

d. kovalen koordinasi

e. hidrogen

21. Jika keelektronegatifan Br, H, dan F masing-masing adalah 2,8; 2,1; dan 4,0. Manakah deret senyawa

di bawah ini yang tersusun dengan urutan kepolaran semakin besar . . . .

a. BrF, HBr, HF

b. HBr, BrF, HF

c. HF, BrF, HBr

d. HBr, HF, BrF

e. HF, HBr, BrF

22. Unsur A (nonlogam) memiliki keelektronegatifan tinggi dan unsur B (nonlogam) memiliki satu

elektron di kulit terluar. Ikatan antara A dan B adalah ikatan . . . .

a. ionik

b. kovalen nonpolar

c. kovalen rangkap dua

d. kovalen rangkap tiga

e. kovalen polar

23. Unsur dengan konfigurasi elektron: 2, 8, 8, 2, jika akan mengikat unsur lain untuk membentuk

senyawa, maka langkah terbaik dengan . . . .

a. pelepasan 1 elektron, sehingga bermuatan 1+

b. pelepasan 2 elektron, sehingga bermuatan 2+

c. penangkapan 1 elektron, sehingga bermuatan 1–

d. penangkapan 2 elektron, sehingga bermuatan 2–

e. memasangkan 2 elektron dengan 2 elektron lainnya

24. Suatu unsur dengan konfigurasi elektron: 2, 6. Kecenderungan unsur tersebut bila akan berikatan

dengan unsur lain adalah . . . .

a. pelepasan 2 elektron, sehingga bermuatan 2+

b. pelepasan 4 elektron, sehingga bermuatan 4+

c. penyerapan 2 elektron, sehingga bermuatan 2–

d. penyerapan 4 elektron, sehingga bermuatan 4–

e. memasangkan 6 elektron

25. Unsur-unsur berikut membentuk ion positif, kecuali . . . .

a. 11Na

b. 19K

c. 20Ca

d. 35Br

e. 37Rb

26. Diketahui data suatu senyawa adalah:

(i) berikatan ion

(ii) rumus ikatan XY2

(iii) jika dilarutkan dalam air menghantarkan listrik

Dari data tersebut, X adalah unsur golongan . . . .

a. IA

b. VIA

c. IIA

d. VIIA

e. IIIA

27. Di antara unsur-unsur golongan IVA yang memiliki sifat istimewa karena dapat membentuk rantai

ikatan adalah unsur . . . .

a. silikon

b. antimon

c. arsen

d. bismuth

e. karbon

28. Kecenderungan atom bermuatan positif adalah . . . .

a. afinitas elektronnya besar

b. energi ionisasinya kecil

c. keelektronegatifannya besar

d. energi ionisasinya besar

e. keelektronegatifannya sedang

29. Unsur berikut ini yang cenderung menangkap elektron adalah . . . .

a. 11Na d. 18Ar

b. 16S e. 13Al

c. 12Mg

30. Unsur 19X bereaksi dengan 16Y membentuk senyawa dengan ikatan … dan rumus kimia . . . .

a. ion; XY

b. ion; XY2

c. ion; X2Y

d. kovalen; XY

e. kovalen; X2Y

31. Unsur X dengan konfigurasi: 2, 8, 8, 2, akan berikatan dengan unsur Y dengan konfigurasi: 2, 8, 18, 7.

Rumus kimia dan jenis ikatan yang terjadi adalah . . . .

a. XY, ion

b. XY, kovalen

c. XY2, ion

d. XY2, kovalen

e. X2Y, ion

32. Diketahui beberapa unsur dengan nomor atom sebagai berikut. 9X, 11Y, 16Z, 19A, dan 20B. Pasangan

unsur yang dapat membentuk ikatan ion adalah . . .

a. A dan X

b. X dan Z

c. A dan Y

d. B dan Y

e. A dan B

33. Kelompok senyawa berikut ini yang seluruhnya berikatan ion adalah . . . .

a. CaCl2, CaO, H2O, dan N2O

b. KCl, NaCl, SrCl2, dan PCl5

c. MgCl2, SrO, NO2, dan SO2

d. BaCl2, CaCl2, CaO, dan SF6

e. KCl, CaO, NaCl, dan MgCl2

34. Pasangan senyawa berikut ini mempunyai ikatan kovalen, kecuali . . . .

a. H2SO4 dan NH3

b. HNO3 dan CO2

c. H2O dan HCl

d. SO3 dan PCl5

e. CH4 dan KCl

35. Diketahui unsur-unsur: 8A, 12B, 13C, 16D, dan 17E. Pasangan berikut yang mempunyai ikatan kovalen

adalah . . . .

a. A dan D

b. C dan D

c. B dan C

d. C dan E

e. B dan D

36. Kelompok senyawa di bawah ini yang semuanya berikatan kovalen adalah

a. Cl2O7, CO2, HCl, dan NaCl

b. H2O, HCl, SF6, dan CCl4

c. SO2, SO3, CH4, dan CaCl2

d. NH3, NO2, CO, dan MgO

e. Ag2O, N2O3, C2H2, dan CO2

37. Molekul unsur berikut yang mempunyai ikatan kovalen rangkap dua adalah . . . .

a. H2 (nomor atom H = 1)

b. F2 (nomor atom F = 9)

c. O2 (nomor atom O = 8)

d. Cl2 (nomor atom Cl = 17)

e. N2 (nomor atom N = 7)

38. Molekul unsur berikut yang mempunyai ikatan kovalen rangkap tiga adalah . . . .

a. H2 (nomor atom H = 1)

b. F2 (nomor atom F = 9)

c. O2 (nomor atom O = 8)

d. Cl2 (nomor atom Cl = 17)

e. N2 (nomor atom N = 7)

39. Senyawa berikut mempunyai ikatan kovalen tunggal, kecuali . . . .

a. H2O (nomor atom H = 1 dan O = 8 )

b. HCl (nomor atom H = 1 dan Cl = 17)

c. NH3 (nomor atom N = 7 dan H = 1)

d. CH4 (nomor atom C = 6 dan H = 1)

e. CO2 (nomor atom C = 6 dan O = 8)

40. Senyawa berikut ini bersifat polar, kecuali . . . .

a. CO

b. CO2

c. H2O

d. SO3

e. BF

telah dipelajari jenis ikatan kimia, yaitu ikatan ion dan ikatan kovalen. Ikatan ion merupakan ikatan

yang terbentuk akibat serah terima elektron membentuk senyawa ion, sedangkan ikatan kovalen terbentuk

karena pemakaian elektron bersama antar atom-atom dalam suatu molekul. Antara molekul yang satu

dengan molekul lainnya, terdapat suatu interaksi atau gaya tarik-menarik yang mempengaruhi sifat fisis zat

tersebut. Gaya tarik-menarik antar molekul yang satu dengan molekul yang lainnya disebut gaya

antarmolekul. Gaya antarmolekul tesebut dipengaruhi oleh geometri/ bentuk molekul yang terlibat di

dalamnya.

1. Geometri/ Bentuk Molekul

Geometri/ bentuk molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul.

Berikut ini merupakan geometri molekul dari beberapa molekul:

Gambar 8. Geometri dari beberapa molekul sederhana

Geometri molekul dapat ditentukan melalui percobaan, tetapi geometri molekul sederhana dapat

diramal berdasarkan struktur elektron dalam molekul. Yaitu teori tolak-menolak elektron-elektron kulit

terluar atom pusatnya, yang disebut teori domain elektron. Bentuk molekul (geometri molekul) dari

suatu molekul adalah cara atom-atom tersusun dalam ruang tiga dimensi. Hal ini penting untuk diketahui

oleh para ahli kimia, sebab hal ini sering menjelaskan mengapa reaksi-reaksi tertentu dapat terjadi,

sedangkan yang lain tidak. Sebagai contoh, dalam ilmu farmasi, geometri molekul dari suatu obat dapat

mengakibatkan reaksi-reaksi samping. Selain itu, geometri molekul juga menjelaskan mengapa air

mempunyai dwikutub (ujung positif pada atom H dan ujung negatif pada atom O), sementara

karbondioksida tidak.

Teori VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) atau Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi

memungkinkan para ahli kimia untuk meramalkan geometri molekul dari molekul-molekul. Teori ini

mengasumsikan bahwa pasangan elektron di sekitar atom, baik itu bonding pair maupun lone pair

(nonbonding pair), akan berada dalam jarak sejauh mungkin untuk meminimalkan gaya tolakan di antara

elektron tersebut. Geometri pasangan elektron (domain elektron) adalah susunan pasangan elektron,

baik bonding pair maupun lone pair di sekitar atom pusat. Berdasarkan jumlah domain elektron, kita

dapat meramalkan bentuk molekul.

Untuk menentukan geometri molekul atau bentuk molekul dengan menggunakan teori VSEPR, kita

dapat mengikuti langkah-langkah sebagai berikut:

1. Tentukan struktur Lewis molekul tersebut 2. Tentukan jumlah keseluruhan pasangan elektron total (domain elektron) yang berada di sekitar atom

pusat (ikatan rangkap dua dan rangkap tiga masing-masing dianggap satu domain) 3. Dengan menggunakan tabel di bawah ini, tentukanlah geometri pasangan elektron (domain

elektron)

Dengan menggunakan tabel di bawah ini, tentukan pula bentuk molekulnya.

Class of

Molecule

Number of Electron

Pairs

Arrangement (Geometry) of

Electron Pairs

Molecular Shape Examples

AB2 2 Linear Linear BeCl2

AB3 3 Trigonal Planar Trigonal Planar BF3

AB4 4 Tetrahedral Tetrahedral CH4

Class of

Molecule

Number of Electron

Pairs

Arrangement (Geometry) of

Electron Pairs

Molecular Shape Examples

AB5 5 Trigonal Bipyramidal Trigonal Bipyramidal PCl5

AB6 6 Octahedral Octahedral SF6

Class of

Molecule

Number of

Bonding Pairs

Number of

Lone Pairs

Number of

Electron Pairs

Arrangement (Geometry) of

Electron Pairs

Molecular

Shape

Examples

AB2E 2 1 3 Trigonal Planar Bent SO2

AB3E 3 1 4 Tetrahedral Trigonal

Pyramidal

NH3

AB2E2 2 2 4 Tetrahedral Bent H2O

AB4E 4 1 5 Trigonal Bipyramidal Seesaw SF4

AB3E2 3 2 5 Trigonal Bipyramidal T-shaped ClF3

AB2E3 2 3 5 Trigonal Bipyramidal Linear I3-

AB5E 5 1 6 Octahedral Square

Pyramidal

BrF5

AB4E2 4 2 6 Octahedral Square

Planar

XeF4

Selain menggunakan teori VSEPR, bentuk molekul juga dapat diramalkan melalui

pembentukan orbital hibrida, yaitu orbital-orbital suatu atom yang diperoleh saat dua atau lebih

orbital atom bersangkutan yang memiliki tingkat energi yang berbeda, bergabung membentuk orbital-

orbital baru dengan tingkat energi sama (terjadi pada proses pembentukan ikatan kovalen).

Hibridisasi adalah proses penggabungan orbital-orbital atom (biasanya pada atom pusat) untuk

mendapatkan orbital hibrida.Hubungan antara jumlah dan jenis orbital atom pusat yang digunakan

pada proses hibridisasi terhadap geometri molekul senyawa bersangkutan dapat dilihat pada tabel

berikut ini:

Dengan mengetahui jenis dan jumlah orbital atom pusat yang terlibat dalam proses pembentukan

ikatan, kita hanya dapat menentukan bentuk geometri (domain elektron) molekul bersangkutan.

Sementara untuk menentukan bentuk molekul, kita dapat menggunakan teori VSEPR. Dengan demikian,

teori hibridisasi merupakan bagian yang tidak terpisahkan dari teori VSEPR. Melalui kombinasi kedua

teori tersebut, kita dapat mempelajari jenis dan jumlah orbital yang terlibat dalam pembentukan ikatan

sekaligus meramalkan bentuk molekulnya.

Pure Atomic Orbitals

of the Central Atom

Hybridization of the

Central Atom

Number of Hybrid

Orbitals

Shape of Hybrid Orbitals

(Geometry Arrangement)

Examples

s,p sp 2 Linear BeCl2

s, p, p sp2 3 Trigonal Planar BF3

s, p, p, p sp3 4 Tetrahedral CH4

s, p, p, p, d sp3d 5 Trigonal Bipyramidal PCl5

s, p, p, p, d, d sp3d

2 6 Octahedral SF6

a. Teori Domain Elektron

Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR (valence shell electron pair

repulsion). Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron. Jumlah domain

ditentukan sebagai berikut:

a. Setiap elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1 domain.

b. Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain.

Berikut ini merupakan contoh penentuan jumlah domain elektron.

Tabel. I.3 Jumlah domain elektron dalam beberapa senyawa

Teori domain elektron mempunyai prinsip-prinsip dasar sebagai berikut:

1. Antardomain elektron pada kulit luar atom pusat saling tolak-menolak, sehingga domain elektron akan

mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa, sehingga tolak-menolak di antaranya menjadi

minimum. Susunan ruang domain elektron yang berjumlah 2 hingga 6 domain yang memberi tolakan

minimum, dapat dilihat pada Tabel I. 4.

2. Urutan kekuatan tolak-menolak di antara domain elektron adalah:

tolakan antardomain elektron bebas > tolakan antara domain elektron bebas dengan domain elektron

ikatan > tolakan antardomain elektron ikatan.

Perbedaan daya tolak ini terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom saja,

sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada pasangan elektron ikatan.

Akibat dari perbedaan daya tolak tersebut adalah mengecilnya sudut ikatan karena desakan dari

pasangan elektron bebas. Hal ini juga terjadi dengan domain yang mempunyai ikatan rangkap atau

rangkap tiga, yang pasti mempunyai daya tolak lebih besar daripada domain yang hanya terdiri dari

sepasang elektron.

3. Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron terikat

Tabel. I.4 Susunan ruang domain elektron yang menghasilkan

b. Merumuskan Tipe Molekul

Jumlah domain (pasangan elektron) dalam suatu molekul dapat dinyatakan sebagai berikut:

Atom pusat dinyatakan dengan lambang A.

Domain elektron ikatan dinyatakan dengan X.

Domain elektron bebas dinyatakan dengan E.

Jumlah pasangan elektron bebas ditentukan sesuai rumus berikut:

𝐸 = (𝐸𝑉 − 𝑋)

2

Tipe molekul dapat dinyatakan dengan menggunakan langkah-langkah sebagai berikut:

1) Menentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV).

2) Menentukan jumlah domain elektron ikatan (X).

3) Menentukan jumlah domain elektron bebas (E).

CONTOH:

Menentukan tipe molekul H2O.

Jumlah elektron valensi atom pusat = 6

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 2

Jumlah domain elektron bebas (E) = (𝐸𝑉−𝑋)

2 =

(6 −2)

2 = 2

Maka, tipe molekul H2O = AX2E2

LATIHAN

Tentukan tipe molekul dari senyawa-senyawa berikut ini!

a. BF3 b. PCl3 c. NH3

d. IF3 e. SO2

2. Hibridisasi

Teori domain elektron dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul, tetapi teori ini tidak dapat

digunakan untuk mengetahui penyebab suatu molekul dapat berbentuk seperti itu. Sebagai contoh, teori

domain elektron meramalkan molekul metana (CH4) berbentuk tetrahedron dengan 4 ikatan C-H yang

ekuivalen dan fakta eksperimen juga sesuai dengan ramalan tersebut, akan tetapi mengapa molekul CH4

dapat berbentuk tetrahedron?

Pada tingkat dasar, atom C (nomor atom = 6) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut:

Dengan konfigurasi elektron seperti itu, atom C hanya dapat membentuk 2 ikatan kovalen (ingat,

hanya elektron tunggal yang dapat dipasangkan untuk membentuk ikatan kovalen). Oleh karena ternyata C

membentuk 4 ikatan kovalen, dapat dianggap bahwa 1 elektron dari orbital 2s dipromosikan ke orbital 2p,

sehingga C mempunyai 4 elektron tunggal sebagai berikut:

Menjadi:

Untuk menjelaskan hal ini, maka dikatakan bahwa ketika atom karbon membentuk ikatan kovalen dengan

H membentuk CH4, orbital 2s dan ketiga orbital 2p mengalami hibridisasi membentuk 4 orbital yang

setingkat. Orbital hibridanya ditandai dengan sp3 untuk menyatakan asalnya, yaitu satu orbital s dan 3

orbital p.

6C: 1s2 2s

1 2p

3 mengalami hibridisasi menjadi 6C : 1s

2 (2sp

3)4

Hibridisasi tidak hanya menyangkut tingkat energi, tetapi juga bentuk orbital. Karbon dengan 4 orbital

hibrida sp3, dapat membentuk 4 ikatan kovalen dengan atom hidrogen membentuk molekul CH4. Jadi,

hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang

setingkat.

Jumlah orbital hibrida (hasil hibridisasi) sama dengan jumlah orbital yang terlihat pada hibridasi

tersebut. Berbagai tipe hibridisasi disajikan dalam tabel berikut;

Gambar 9. Bentuk molekul CH4

Tabel I.5 Berbagai macam tipe hibridisasi

3. Gaya Antarmolekul

Gaya antarmolekul adalah gaya aksi antara molekul-molekul yang menimbulkan tarikan antarmolekul

dengan berbagai tingkat kekuatan. Pada suhu tertentu, kekuatan tarikan antarmolekul menentukan wujud

zat, yaitu gas, cair, atau padat.

Dalam fasa gas, pada suhu tinggi dan tekanan yang relatif rendah (jauh di atas titik didihnya), molekul-

molekul benar-benar berdiri sendiri, tidak ada gaya tarik antarmolekul. Akan tetapi, pada suhu yang relatif

rendah dan tekanan yang relatif tinggi, yaitu mendekati titik embunnya, terdapat suatu gaya tarik-menarik

antarmolekul. Gaya tarik-menarik antar molekul itulah yang memungkinkan suatu gas dapat mengembun.

Kekuatan gaya antarmolekul lebih lemah dibandingkan ikatan kovalen maupun ikatan ion. Ikatan

kimia merupakan gaya tarik menarik di antara atom-atom yang berikatan, sedangkan gaya antarmolekul

merupakan gaya tarik-menarik di antara molekul. Berikut akan dibahas jenis gaya antarmolekul, yaitu gaya

Van Der Waals dan ikatan hidrogen.

3.1 Gaya Van Der Waals

Gaya Van Der Waals merupakan gaya tarik-menarik antarmolekul yang relatif lemah, berupa gaya

disperse (gaya London), gaya dipol-dipol, dan gaya dipol-dipol terimbas.

a. Gaya tarik-menarik dipol sesaat-dipol terimbas (Gaya London = Gaya Dispersi)

LATIHAN

Tentukan tipe hibridisasi dari masing-masing molekul berikut! a. PCl5

b. H2O

c. BF3

d. ClF3

e. SF4

Gaya dispersi pertama kali dikemukakan pada tahun 1928 oleh seorang ilmuan Jerman, Fritz London.

Sehingga, gaya disprsi disebut juga gaya London. Gaya dispersi merupakan gaya tarik-menarik yang terjadi

antarmolekul yang barsifat nonpolar.

Antarmolekul nonpolar terjadi tarik-menarik yang lemah akibat terbentuknya dipol sesaat. Pada waktu

membahas struktur elektron, kita mengacu pada peluang untuk menemukan elektron di daerah tertentu pada

waktu tertentu. Elektron senantiasa bergerak dalam orbit. Perpindahan elektron dari suatu daerah ke daerah

lainnya menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar, sehingga

terbentuk suatu dipol sesaat. Dipol yang terbentuk dengan cara itu disebut dipol sesaat karena dipol itu

dapat berpindah milyaran kali dalam 1 detik. Pada saat berikutnya, dipol itu hilang atau bahkan sudah

berbalik arahnya.

Dipol sesaat pada suatu molekul dapat mengimbas pada molekul di sekitarnya, sehingga membentuk

suatu dipol terimbas. Hasilnya adalah suatu gaya tarik-menarik antarmolekul yang lemah, seperti yang

digambarkan berikut:

Gambar 10. Dipol sesaat dan dipol terimbas

Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu molekul

disebut polarisabilitas. Polarisabilitas berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul.

Pada umumnya, makin banyak jumlah elektron dalam molekul, makin mudah mengalami polarisasi.

Oleh karena jumlah elektron berkaitan dengan massa molekul relatif, maka dapat dikatakan bahwa

makin besar massa molekul relatif, makin kuat gaya London.

Gaya dispersi (gaya London) merupakan gaya yang relatif lemah. Zat yang molekulnya bertarikan

hanya berdasarkan gaya London, yang mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah dibandingkan

dengan zat lain yang massa molekul relatifnya kira-kira sama. Jika molekul-molekulnya kecil, zat-zat itu

biasanya berbentuk gas pada suhu kamar, misalnya hidrogen (H2), nitrogen (N2), metana (CH4), dan gas-

gas mulia.

b. Gaya tarik dipol-dipol

Gaya tarik dipol-dipol terjadi pada molekul yang mengalami dipol permanen, yaitu pada molekul-

molekul yang bersifat polar. Dalam zat polar, molekul-molekulnya cenderung menyusun diri dengan

ujung (pol) positif berdekatan dengan ujung (pol) negatif dari molekul di dekatnya. Gaya tarik

dipol-dipol lebih kuat dibandingkan gaya dispersi (gaya London), sehingga zat polar cenderung

mempunyai titik cair dan titik didih lebih tinggi dibandingkan zat nonpolar yang massa molekulnya

kira-kira sama.

Contohnya: n-butana dan aseton

O

║

CH3−CH2−CH2−CH3 CH3−C−CH3

(n-butana/ nonpolar) (aseton/ polar)

Mr = 58 Mr = 58

Gaya dispersi < gaya dipol-dipol

Tc = -138,36oC Tc = -94,8

oC

Td = -0,5oC Td = 56,2

oC

Gambar 11. Susunan dipol-dipol dalam senyawa polar

Dalam membandingkan zat dengan massa molekul relatif (Mr) yang berbeda jauh, gaya dispersi menjadi

lebih penting. Misalnya, HCl dengan HI, HCl (momen dipol = 1,08) lebih polar dari HI (momen dipol =

0,38). Kenyataannya, HI mempunyai titik didih lebih tinggi daripada HCl. Fakta itu menunjukkan bahwa

gaya Van der Waals dalam HI lebih kuat daripada HCl. Berarti, lebih polarnya HCl tidak cukup untuk

mengimbangi kecenderungan peningkatan gaya dispersi akibat pertambahan massa molekul dari HI.

c. Gaya tarik dipol-dipol terimbas

Gaya tarik dipol-dipol terimbas terjadi di antara molekul polar dengan molekul nonpolar. Dipol dari

molekul polar akan mengimbas molekul nonpolar sekitarnya, sehingga molekul nonpolar akan mengalami

dipol sesaat. Misalnya molekul HCl dengan molekul Cl2.

3.2 Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen adalah ikatan yang terbentuk antara molekul-molekul polar yang mengandung atom H dan

atom yang memiliki keelektronegatifan tinggi, seperti F, O, N dan Cl. Pada molekul H2O, ujung molekul H

lebih positif dan ujung molekul O lebih negatif. Sehingga, antara atom H pada molekul pertama dengan atom

O pada molekul yang lain terjadi ikatan hidrogen.

Gambar 12. Ikatan hidrogen pada molekul H2O

Ikatan hidrogen berpengaruh pada titik didih suatu senyawa. Gambar 13 merupakan grafik titik didih

senyawa hidrida golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA.

Perilaku normal ditunjukkan oleh senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, yaitu titik didih meningkat

sesuai dengan penambahan massa molekul relatif. Kecenderungan itu sesuai dengan yang diharapkan karena

dari CH4 ke SnH4 massa molekul relatif meningkat, sehingga gaya van der Waals juga semakin kuat. Akan

tetapi, ada beberapa pengecualian seperti yang terlihat pada gambar, yaitu HF, H2O, dan NH3. Ketiga senyawa

tersebut mempunyai titik didih yang lebih tinggi dibandingkan anggota lain dalam kelompoknya.

Gambar 13. Titik didih hidrida golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA

Fakta tersebut menunjukkan adanya gaya tarik-menarik antarmolekul yang sangat kuat dalam

senyawa-senyawa tersebut. Walaupun molekul HF, H2O, dan NH3 bersifat polar, gaya dipol-dipolnya tidak

cukup kuat untuk menerangkan titik didih yang mencolok tinggi itu. Perilaku tersebut disebabkan oleh

adanya ikatan hidrogen.

LATIHAN