latihan

Latihan 2.1

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

2. Mengapa unsur-unsur selain golongan VIIIA (gas mulia) bersifat tidak stabil?

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

4. Sebutkan macam-macam ikatan kimia yang Anda ketahui!

5. Apa yang dimaksud dengan ikatan ion?

6. Apakah syarat terjadinya ikatan ion?

7. Jelaskan terjadinya ikatan ion dan tulislah ikatan ion yang terjadi pada:

a. Mg (Z = 12) dengan F (Z = 9)

b. Ba (Z = 56) dengan Cl (Z = 17)

c. Ca (Z = 20) dengan S (Z = 16)

d. Fe (elektron valensi = 3) dengan Cl (elektron valensi = 7)

e. Zn (elektron valensi = 2) dengan Br (elektron valensi = 7)

f. Cr (elektron valensi = 3) dengan O (elektron valensi = 6)

g. Al (golongan IIIA) dengan S (golongan VIA)

h. Ca (golongan IIA) dengan N (golongan VA)

i. K (golongan IA) dengan I (golongan VIIA)

j. Na (golongan IA) dengan S (golongan VIA)

Latihan 2.2

1. Apakah yang dimaksud dengan ikatan kovalen?

2. Tentukan jenis ikatan pada senyawa berikut ini, tergolong ikatan ion atau ikatan kovalen.

a. HCl f. Ag₂O

b. ^H2^SO4 g. FeS

c. K₂O h. Ca(NO₃)₂

d. ^H2^CO3 i. BaBr₂

e. CH₃Cl j. ^C6^H12^O6

3. Gambarkan dengan struktur Lewis terjadinya ikatan kovalen berikut dan sebutkan macam ikatan kovalen tunggal atau rangkap.

a. Cl₂ (nomor atom Cl = 17) f. CS₂ (nomor atom C = 6, S = 16)

b. F₂ (nomor atom F = 9) g. C₂H₂ (nomor atom C = 6, H = 1)

c. CH₄ (nomor atom C = 6, H = 1) h. C₂H₄ (nomor atom C = 6, H = 1)

d. H₂S (nomor atom H = 1, S = 16) i. C₂H₆ (nomor atom C = 6, H = 1)

e. CCl₄ (nomor atom C = 6, Cl = 17) j. PCl₃ (nomor atom P = 15, Cl = 17)

4. Sebutkan keistimewaan atom karbon!

5. Jelaskan perbedaan antara senyawa kovalen polar dengan kovalen nonpolar!

6. Sebutkan contoh senyawa polar dan nonpolar!

7. Mengapa terjadi kegagalan hukum oktet? Sebutkan contoh senyawa yang termasuk kegagalan hukum oktet!

8. Jelaskan terjadinya ikatan logam!

9. Mengapa logam dapat menghantarkan panas dan listrik?

10.Mengapa logam memiliki titik leleh dan titik didih tinggi?

Latihan 2.3

1. Apa sebab unsur-unsur di alam cenderung membentuk senyawa (berikatan dengan unsur lain)?

2. Sebutkan kecenderungan unsur bila akan bergabung membentuk senyawa!

3. Sebutkan syarat-syarat suatu atom cenderung:

a. bermuatan positif

b. bermuatan negatif

4. Apakah yang ditempuh oleh atom karbon yang memiliki nomor atom 6, agar dapat mencapai kestabilan (bersenyawa dengan atom lain)?

5. Apakah keistimewaan atom karbon?

6. Apakah yang dimaksud dengan ikatan ion?

7. Sebutkan sifat-sifat senyawa ion!

8. Suatu atom memiliki data sebagai berikut.

No.	Unsur	Nomor Atom	Unsur	Nomor Atom
1.	X	11	Y	17
2.	Z	12	Y	17
3.	X	11	A	16
4.	Z	12	A	16
5.	B	13	A	16

Jika pasangan unsur di atas membentuk senyawa,

a. sebutkan ikatan yang terjadi

b. tentukan rumus kimianya

9. Mengapa senyawa Cl₂ dapat terbentuk, sedangkan Na₂ tidak dapat terbentuk? (nomor atom Cl = 17, Na = 11)

10. Apakah yang dimaksud dengan ikatan kovalen?

11. Sebutkan jenis ikatan pada senyawa berikut ini, termasuk ikatan ion atau ikatan kovalen?

a. HCl f. CuS

b. H₂O g. ZnCl₂

c. Ag₂O h. K₂SO₄

d. FeCl₃ i. HNO₃

e. KCl j. PCl₃

12. Dengan struktur Lewis, gambarkan terjadinya ikatan kovalen dan sebutkan jenis ikatan kovalen tunggal, rangkap, atau koordinasi pada:

a. Cl₂ f. C₂H₂

b. CO₂ g. C₂H₆

c. NH₃ h. CCl₄

d. SO₃ i. N₂

e. H₂S j. OF₂

(nomor atom H = 1, C = 6, N = 7, O = 8, F = 9, S = 16, dan Cl = 17)

13. Apa yang dimaksud dengan kegagalan hukum oktet?

14. Sebutkan contoh senyawa-senyawa yang termasuk dalam kegagalan hukum oktet!

15. Jelaskan perbedaan antara senyawa polar dengan nonpolar, dan berikan masing­masing contohnya (minimal tiga senyawa)!

16. Apakah yang dimaksud dengan ikatan dipol?

17. Apakah yang dimaksud dengan ikatan hidrogen? Berikan contohnya!

18. Sebutkan faktor-faktor yang mempengaruhi kekuatan gaya London!

19. Apakah gaya London berlaku untuk molekul-molekul polar?

Home Back

Glosarium

GLOSARIUM

Aturan oktet : Atom-atom cenderung memiliki 8 elektron pada kulit terluarnya seperti konfigurasi gas mulia.

Ikatan kimia : Gaya tarik-menarik antaratom. Ikatan kimia dibedakan menjadi ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan kovalen polar, ikatan kovalen koordinasi, dan ikatan logam.

Ikatan ion : Ikatan kimia yang terbentuk sebagai akibat adanya serah terima elektron. Terjadi gaya tarik-menarik elektrostatik antara ion positif dan negatif.

Ikatan kovalen : Ikatan yang terjadi akibat pemakaian bersama pasangan elektron.

Ikatan kovalen polar : Ikatan kovalen yang memiliki perbedaan keelektronegatifan.

Ikatan kovalen koordinasi : Ikatan kovalen yang pasangan elektron milik bersamanya berasal dari satu atom.

Ikatan logam : Ikatan kimia yang terbentuk sebagai akibat dari penggunaan bersama elektron-elektron oleh atom-atom logam.

Struktur Lewis : Menggambarkan jenis atom-atom dalam molekul dan menunjukkan bagaimana atom-atom tersebut terikat satu sama lain.

Gaya Dispersi (Gaya London) : terjadi akibat adanya elektron-elektron mengelilingi inti secara acak, sehingga pada suatu saat elektron akan mengumpul pada salah satu sisi molekul

Gaya Imbas : Terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantaraksi dengan molekul dengan dipol sesaat

Gaya Orientasi : Terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar

Gaya Van der Waals : Terjadi jika jarak antar molekul sudah sangat dekat, tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antar atom

Ikatan hidrogen : Ikatan yang terjadi antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan

Home Back Next

Rangkuman

Rangkuman

1. Unsur-unsur stabil dalam sistem periodik terletak pada golongan gas mulia, di mana unsur-unsur pada golongan ini memiliki elektron valensi duplet (He) dan oktet (Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn).
2. Seluruh unsur yang ada dalam sistem periodik mempunyai keinginan untuk mencapai kestabilan, dengan jalan melepaskan elektron, menangkap elektron, maupun dengan jalan menggunakan bersama pasangan elektron.
3. Ikatan ion terjadi bila ada serah terima elektron antara atom yang melepaskan elektron (atom unsur logam) dengan atom yang menangkap elektron (atom unsur nonlogam).
4. Ikatan kovalen terjadi pada atom-atom yang masih memerlukan elektron (kekurangan elektron) untuk menjadi stabil. Untuk mencapai kestabilan, atom-atom ini meng¬gunakan bersama pasangan elektronnya.
5. Apabila salah satu atom unsur menyumbangkan pasangan elektronnya untuk digunakan bersama dengan atom lain, di mana atom lain ini tidak memiliki elektron, maka ikatan yang terjadi disebut ikatan kovalen koordinasi.
6. Ikatan kovalen yang terjadi antara dua atom yang berbeda keelektronegatifannya disebut sebagai ikatan kovalen polar, sedang bila terjadi pada dua atom yang memiliki keelektronegatifan yang sama disebut ikatan kovalen nonpolar.
7. Dalam atom-atom unsur logam, ikatan yang terjadi antarelektron valensinya disebut sebagai ikatan logam.

36. Gaya tarik antarmolekul adalah gaya yang mengukuhkan atom-atom dalam molekul.

37. Gaya London adalah gaya tarik–menarik antara molekul yang lemah.

38. Polarisabilitas adalah kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu molekul.

39. Gaya tarik dipol-dipol terjadi karena molekul yang sebaran muatannya tidak simetris bersifat polar dan mempunyai dua ujung yang berbeda muatan (dipol), sehingga ujung (pol) positif berdekatan dengan ujung (pol) negatif dari molekul di dekatnya.

40. Gaya Van der Waals adalah gaya dipol-dipol secara kolektif.

41. Ikatan hidrogen adalah ikatan antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen.

42. Ikatan ion adalah ikatan antara molekul-molekul dalam senyawa logam.

43. Jaringan ikatan kovalen adalah jaringan ikatan dalam berbagai jenis zat padat, seperti karbon dan silika.

Home Back Next

Gaya Tarik Antar Molekul

E. Gaya Tarik Antar molekul

Dalam kehidupan sehari-hari, kita menemukan berbagai jenis zat yang partikelnya berupa molekul dan berbeda fasa. 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 (James E. Brady, 1990).

Molekul-molekul dalam zat cair atau dalam zat padat diikat oleh gaya tarik­menarik antar molekul. Oleh karena itu, untuk mencairkan suatu zat padat atau untuk menguapkan suatu zat cair diperlukan energi untuk mengatasi gaya tarik-menarik antar molekul. Makin kuat gaya tarik antar molekul, makin banyak energi yang diperlukan untuk mengatasinya, maka semakin tinggi titik cair atau titik didih.

1. Gaya Tarik-Menarik Dipol Sesaat – Dipol Terimbas (Gaya London)

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. Suatu saat yang mungkin terjadi digambarkan pada gambar 1.18.

Gambar 1.18 Gaya London

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. Penjelasan teoritis mengenai gaya-gaya ini dikemukakan oleh Fritz London pada tahun 1928. Oleh karena itu gaya ini disebut gaya London (disebut juga gaya dispersi) (James E. Brady, 1990).

Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu molekul disebut polarisabilitas. Polarisabilitas berkaitan dengan massa molekul relatif (M _r) 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. Misalnya, radon (A_r = 222) mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan helium (A_r = 4), 221 K untuk Rn dibandingkan dengan 4 K untuk He. Molekul yang bentuknya panj ang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang kecil, kompak, dan simetris. Misalnya, normal pentana mempunyai titik cair dan titik didih yang lebih tinggi dibandingkan neopentana. Kedua zat itu mempunyai massa molekul relatif yang sama besar.

Gambar 1.19 Bentuk molekul dan polarisabilitas

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.

2. Gaya tarik menarik Dipol-Dipol

Molekul yang sebaran muatannya tidak simetris, bersifat polar dan mempunyai dua ujung yang berbeda muatan (dipol). Dalam zat polar, molekul­molekulnya cenderung menyusun diri dengan ujung (pol) positif berdekatan dengan ujung (pol) negatif dari molekul di dekatnya. Suatu gaya tarik-menarik yang terjadi disebut gaya tarik dipol-dipol. 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 normal butana dan aseton (James E. Brady, 2000).

Gaya-gaya antarmolekul, yaitu gaya dispersi (gaya London) dan gaya dipol­dipol, secara kolektif disebut gaya Van der Waals. Gaya dispersi terdapat pada setiap zat, baik polar maupun nonpolar. Gaya dipol-dipol yang terdapat pada zat polar menambah gaya dispersi dalam zat itu. Dalam membandingkan zat­zat yang mempunyai massa molekul relatif (Mr) kira-kira sama, adanya gaya dipol-dipol dapat menghasilkan perbedaan sifat yang cukup nyata. Misalnya, normal butana dengan aseton. Akan tetapi 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.

3. Ikatan Hidrogen

Antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen terj adi ikatan hidrogen. Titik didih senyawa “hidrida” dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA, diberikan pada gambar 1.20.

25 50 75 100 125 150 175

Bobot Molekul

Perilaku normal ditunjukkan oleh senyawa hidrida dari unsur-unsur golo­ngan IVA, yaitu titik didih meningkat sesuai dengan penambahan massa molekul. Kecenderungan itu sesuai dengan yang diharapkan karena dari CH₄ ke SnH₄ massa molekul relatif meningkat, sehingga gaya Van der Waals juga makin kuat. Akan tetapi, ada beberapa pengecualian seperti yang terlihat pada gambar, yaitu HF, H₂O, dan NH₃. Ketiga senyawa itu mempunyai titik didih yang luar biasa tinggi dibandingkan anggota lain dalam kelompoknya. Fakta itu 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 yang luar biasa dari senyawa-senyawa yang disebutkan di atas disebabkan oleh ikatan lain yang disebut ikatan hidrogen (James E. Brady, 2000). Oleh karena unsur F, O, dan N sangat elektronegatif, maka ikatan F – H, O – H, dan N – H sangat polar, atom H dalam senyawa-senyawa itu sangat positif. Akibatnya, atom H dari satu molekul terikat kuat pada atom unsur yang sangat elektronegatif (F, O, atau N) dari molekul tetangganya melalui pasangan elektron bebas pada atom unsur berkeelektronegatifan besar itu.

Ikatan hidrogen dalam H₂O disajikan pada gambar 1.21.

Home Back Next

Ikatan Logam

D. Ikatan Logam

Ikatan elektron-elektron valensi dalam atom logam bukanlah ikatan ion, juga bukan ikatan kovalen sederhana. Suatu logam terdiri dari suatu kisi ketat dari ion­ion positif dan di sekitarnya terdapat lautan (atmosfer) elektron-elektron valensi. Elektron valensi ini terbatas pada permukaan-permukaan energi tertentu, namun mempunyai cukup kebebasan, sehingga elektron-elektron ini tidak terus-menerus digunakan bersama oleh dua ion yang sama. Bila diberikan energi, elektron-elektron ini mudah dioperkan dari atom ke atom. Sistem ikatan ini unik bagi logam dan dikenal sebagai ikatan logam.

Home Back Next

Ikatan Kovalen

C. Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terj adi akibat pemakaian pasangan elektron secara bersama-sama oleh dua atom (James E. Brady, 1990). Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron (sesama atom bukan 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. Misalnya, rumus bangun H₂ adalah H – H.

Contoh:

a. Ikatan antara atom H dan atom Cl dalam HCl

Konfigurasi elektron H dan Cl adalah:

H : 1 (memerlukan 1 elektron)

Cl : 2, 8, 7(memerlukan 1 elektron)

Masing-masing atom H dan Cl memerlukan 1 elektron, jadi 1 atom H akan berpasangan dengan 1 atom Cl.

Lambang Lewis ikatan H dengan Cl dalam HCl

Gambar 2.3 Ikatan Kovalen Tunggal pada HCl. (Sumber:

Chemistry, The Moleculer Nature of Matter and Change, MartinS. Silberberg, USA)

b . Ikatan atom H dan atom O dalam Molekul H2O

Konfigurasi elektron H dan O adalah:

H : 1 (memerlukan 1 elektron)

q : 2, 6(memerlukan 2 elektron) Atom O harus memasangkan 2 elektron, sedangkan atom H hanya mema­sangkan 1 elektron. Oleh karena itu, 1 atom O berikatan dengan 2 atom H. Lambang Lewis ikatan antara H dengan O dalam H₂

.

Gambar 2.4 Ikatan Koval Tunggal pada H₂O. Sumber: www.yahooimage.com

Dua atom dapat membentuk ikatan dengan sepasang, dua pasang, atau tiga pasang elektron bergantung pada jenis unsur yang berikatan. Ikatan kovalen yang hanya melibatkan sepasang elektron disebut ikatan tunggal (dilambangkan dengan satu garis), sedangkan ikatan kovalen yang melibatkan lebih dari sepasang elektron disebut ikatan rangkap. Ikatan yang melibatkan dua pasang elektron disebut ikatan rangkap dua (dilambangkan dengan dua garis), sedangkan ikatan yang melibatkan tiga pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga (dilambangkan dengan tiga garis).

c. Ikatan rangkap dua dalam molekul oksigen (O₂)

Oksigen (Z = 8) mempunyai 6 elektron valensi, sehingga untuk mencapai konfigurasi oktet harus memasangkan 2 elektron. Pembentukan ikatannya dapat digambarkan sebagai berikut.

Gambar 2.5 Ikatan kovalen rangkap dua pada O₂ (Sumber: www.yahooimage.com)

d. Ikatan rangkap tiga dalam molekul N₂

Nitrogen mempunyai 5 elektron valensi, jadi harus memasangkan 3 elektron untuk mencapai konfigurasi oktet. Pembentukan ikatannya dapat digambarkan sebagai berikut.

Lambang Lewis ikatan N₂

Pasangan elektron yang dipakai bersama-sama disebut pasangan elektron ikatan (PEI), sedangkan yang tidak dipakai bersama-sama dalam ikatan disebut pasangan elektron bebas (PEB). Misalnya:

· Molekul H₂O mengandung 2 PEI dan 2 PEB

· Molekul NH₃ mengandung 3 PEI dan 1 PEB

· Molekul CH₄ mengandung 4 PEI dan tidak ada PEB

Ikatan Kovalen
Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron
secara bersama-sama oleh dua atom (James E. Brady, 1990). Ikatan kovalen
terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron (sesama
atom bukan logam).Ikatan Kovalen

(Sumber: www.yahooimage.com) (Sumber: www.yahooimage.com) (Sumber: www.yahooimage.com)

1. Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen di mana pasangan elektron yang dipakai bersama hanya disumbangkan oleh satu atom, sedangkan atom yang satu lagi tidak menyumbangkan elektron. Ikatan kovalen koordinasi hanya dapat terjadi jika salah satu atom mempunyai pasangan elektron bebas (PEB).

Contoh: Atom N pada molekul amonia, NH₃, mempunyai satu PEB. Oleh karena itu molekul NH₃ dapat mengikat ion H⁺ melalui ikatan kovalen koordinasi, sehingga menghasilkan ion amonium, NH₄⁺. Dalam ion NH₄⁺ terkandung empat ikatan, yaitu tiga ikatan kovalen dan satu ikatan kovalen koordinasi.

2. Polarisasi Ikatan kovalen

Kedudukan pasangan elektron ikatan tidak selalu simetris terhadap kedua atom yang berikatan. Hal ini disebabkan karena setiap unsur mempunyai daya tarik elektron (keelektronegatifan) yang berbeda-beda. Salah satu akibat dari keelektronegatifan adalah terjadinya polarisasi pada ikatan kovalen.

Perhatikan kedua contoh berikut ini.

Pada contoh (a), kedudukan pasangan elektron ikatan sudah pasti simetris terhadap kedua atom H. Dalam molekul H₂ tersebut muatan negatif (elektron) tersebar homogen. Hal ini dikenal dengan ikatan kovalen nonpolar. Pada contoh (b), pasangan elektron ikatan tertarik lebih dekat ke atom Cl karena Cl mempunyai daya tarik elektron lebih besar daripada H. Hal ini menyebabkan adanya polarisasi pada HCl, di mana atom Cl lebih negatif daripada atom H. Ikatan seperti ini dikenal dengan ikatan kovalen polar.

Kepolaran dinyatakan dengan momen dipol (μ), yaitu hasil kali antara muatan (Q) dengan jarak (r).

Satuan momen dipol adalah debye (D), di mana 1 D = 3,33 × 10^–30 C m. Momen dipol dari beberapa senyawa diberikan dalam tabel 2.3.

Senyawa	Perbedaan Keelektronegatifan	Momen Dipol (D)
HF	1,8	1,91
HCl	1,0	1,03
HBr	0,8	0,79
HI	0,5	0,38

Walaupun aturan oktet banyak membantu dalam meramalkan rumus kimia senyawa biner sederhana, akan tetapi aturan itu ternyata banyak dilanggar dan gagal dalam meramalkan rumus kimia senyawa dari unsur-unsur transisi dan postransisi.

Home Back Next

Ikatan Ionik

2.1 Konfigurasi Elektron Gas Mulia

Dibandingkan dengan unsur-unsur lain, unsur gas mulia merupakan unsur yang paling stabil. Kestabilan ini disebabkan karena susunan elektronnya berjumlah 8 elektron di kulit terluar, kecuali helium (mempunyai konfigurasi elektron penuh). Hal ini dikenal dengan konfigurasi oktet, kecuali helium dengan konfigurasi duplet.

			Kulit
Periode	Unsur	Nomor Atom
			K	L	M	N	O	P
1	He	2	2
2	Ne	10	2	8
3	Ar	18	2	8	8
4	Kr	36	2	8	18	8
5	Xe	54	2	8	18	18	8
6	Rn	86	2	8	18	32	18	8

Unsur-unsur lain dapat mencapai konfigurasi oktet dengan membentuk ikatan agar dapat menyamakan konfigurasi elektronnya dengan konfigurasi elektron gas mulia terdekat. Kecenderungan ini disebut aturan oktet. Konfigurasi oktet (kon­figurasi stabil gas mulia) dapat dicapai dengan melepas, menangkap, atau memasangkan elektron.

Dalam mempelaj ari materi ikatan kimia ini, kita juga perlu memahami terlebih dahulu tentang lambang Lewis. Struktur Lewis adalah lambang atom disertai elektron valensinya. Elektron dalam lambang Lewis dapat dinyatakan dalam titik atau silang kecil (James E. Brady, 1990).

Dibandingkan dengan unsur-unsur lain, unsur gas mulia merupakan unsure yang paling stabil. Kestabilan ini disebabkan karena susunan elektronnya berjumlah 8 elektron di kulit terluar, kecuali helium (mempunyai konfigurasi elektron penuh). Hal ini dikenal dengan konfigurasi oktet, kecuali helium dengan konfigurasi duplet. Unsur-unsur lain dapat mencapai konfigurasi oktet dengan membentuk ikatan agar dapat menyamakan konfigurasi elektronnya dengan konfigurasi elektron gas mulia terdekat. Kecenderungan ini disebut aturan oktet. Konfigurasi oktet (konfigurasi stabil gas mulia) dapat dicapai dengan melepas, menangkap, atau memasangkan elektron. Dalam mempelajari materi ikatan kimia ini, kita juga perlu memahami terlebih dahulu tentang lambang Lewis. Lambang Lewis adalah lambang atom disertai electron valensinya. Elektron dalam lambang Lewis dapat dinyatakan dalam titik atau silang kecil (James E. Brady, 1990).

2.2 Ikatan Ion

Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi akibat perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (James E. Brady, 1990). Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan elektron (logam) dengan atom yang menangkap elektron (bukan logam). Atom logam, setelah melepaskan elektron berubah menjadi ion positif. Sedangkan atom bukan logam, setelah menerima elektron berubah menjadi ion negatif. Antara ion-ion yang berlawanan muatan ini terjadi tarik-menarik (gaya elektrostastis) yang disebut ikatan ion (ikatan elektrovalen).

Ikatan ion merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua senyawa ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu. Dengan mengunakan lambang Lewis, pembentukan NaCl digambarkan sebagai berikut.

NaCl mempunyai struktur yang berbentuk kubus, di mana tiap ion Na⁺ dikelilingi oleh 6 ion Cl^– dan tiap ion Cl^– dikelilingi oleh 6 ion Na⁺.

Senyawa ion dapat diketahui dari beberapa sifatnya, antara lain:

1. Merupakan zat padat dengan titik leleh dan titik didih yang relatif tinggi. Sebagai contoh, NaCl meleleh pada 801 °C.

2. Rapuh, sehingga hancur jika dipukul.

3. Lelehannya menghantarkan listrik.

4. Larutannya dalam air dapat menghantarkan listrik.

Contoh lain pembentukan ikatan ion sebagai berikut.

a. Pembentukan MgCl₂

Mg (Z = 12) dan Cl (Z = 17) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut.

- Mg : 2, 8, 2

- Cl : 2, 8, 7

Mg dapat mencapai konfigurasi gas mulia dengan melepas 2 elektron, sedangkan Cl dengan menangkap 1 elektron. Atom Mg berubah menjadi ion Mg²⁺, sedangkan atom Cl menjadi ion Cl^–.

_- Mg (2, 8, 2) ~ Mg²⁺ (2, 8) + 2 _e–

(konfigurasi elektron ion Mg²⁺ sama dengan neon)

- Cl (2, 8, 7) + e^–~ Cl^– (2, 8, 8)

(konfigurasi elektron ion Cl^– sama dengan argon) Ion Mg²⁺ dan ion Cl^– kemudian bergabung membentuk senyawa dengan rumus MgCl₂.

Dengan menggunakan lambang Lewis, pembentukan MgCl₂ dapat digambar­kan sebagai berikut.

b. Ikatan antara atom ₁₂Mg dan ₈O dalam MgO

Konfigurasi elektron Mg dan O adalah:

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

O : 2, 6 (menangkap 2 elektron)

Atom O akan memasangkan 2 elektron, sedangkan atom Mg juga akan memasangkan 2 elekton.

Gambar 2.2 Konfigurasi dan O. (Sumbe: Bruku Chemistry, The Moleculer Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg, USA)

c . Ikatan ion pada ₁₉K dan ₈O dalam K₂O Konfigurasi elektron:

K :	2, 8,	8, 1 (melepas 1 elektron) membentuk K+
O :	2, 6	(menerima 2 elektron) membentuk O2–

2 K⁺ + O^2–~ K₂O

d. Ikatan ion pada Fe (elektron valensi 3) dengan Cl (elektron valensi 7) membentuk FeCl₃

Fe mempunyai elektron valensi 3 akan membentuk Fe³⁺

Cl mempunyai elektron valensi 7 akan membentuk Cl^–

Fe³⁺ + 3 Cl^–~ FeCl₃

Unsur-unsur	Elektron	Jenis	Membentuk
Golongan	Valensi	Unsur	Ion
IA	1	logam	1+
IIA	2	logam	2+
IIIA	3	logam	3+
VA	5	nonlogam	3–
VIA	6	nonlogam	2–
VIIA	7	nonlogam	1–

Home Back Next