IKATAN KIMIA

IKATAN KIMIA
RAIHAN HILMY FUADY
PENDAHULUAN
 Semua unsur berada dalam keadaan tidak stabil, kecuali unsur gas mulia,karenanya unsur-
unsur tersebut berproses untuk mencapai keadaan yang stabil sebagaimana unsur gas mulia.
 Kestabilan unsur dapat dicapai melalui interaksi dan pembentukan ikatan dengan unsur lain
baik sebagai homoatomik maupun sebagai heteroatomik bahkan dapat membentuk
poliatomik yang stabil.
 Ikatan kimia dapat terjadi akibat adanya interaksi elektronik, dalam berbagai wujud dan
mekanisme.
 Beberapa jenis ikatan kimia antara lain: ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan logam, ikatan
koordinasi, ikatan hidrogen, dan ikatan Van Der Wells.
IKATAN ION
 Ikatan Ion terjadi karena adanya gaya “tarik menarik antar ion yang bermuatan positif
dan ion yang bermuatan negatif ”.
 Contoh, pada pembentukan natrium klorida, atom Na dengan konfigurasi 1s2 2s2
2p63s1 menerima satu elektron terluarnya, sehingga membentuk ion Na+ dengan
konfigurasi elektron 1s22s22p6. Sedangkan atom Cl dengan konfigurasi
1s22s22p63s23p5 menerima satu elektron sehingga membentuk Cl- dengan konfigurasi
2s22p63s23p6.
Na+ + ClNaCl
 Kekuatan ikatan ini ditunjukkan dengan kisi (U) yang didefinisikan sebagai jumlah
energi yang dilepaskan bila satu senyawa terbentuk dari ion-ionnya dalam keadaan
gas.
 Na(s)
 Na(g)
 ½ Cl2(g)
 Cl(g) + e
S (energi sublimasi) = +180,7 kJ mol-1
I (energi ionisasi) = +493,8 kJ mol-1
D (energi dissosiasi) = +120,9 kJ mol-1
A (afinitas elektron) = -379,5 kJ mol-1
Na+Cl- U (energi kisi)
= -754,8 kJ mol-1
Na(g)
Na+(g) + e
Cl(g) ½
Cl-(g)
 Na+(g)+Cl- (g)
o Sesuai dengan konvensi termodinamika, energi yang dilepaskan dinyatakan sebagai harga
negatif dan energi yang diserap dinyatakan sebagai harga positif.Jika kalor pembentukan
NaCl adalah ΔHf maka:
ΔHf = S + I + ½ D + A + U
= (+ 180,7 + 493,8 + 120,9 – 379,5 – 754,8)
= - 410,9 kJ mol-1
 Faktor utama dalam pembentukan senyawa ion adalah energi ionisasi, afinitas elektron dan energi kisi. Suatu
1.
2.
3.




1.
2.
3.
4.
senyawa ion mudah terbentuk jika:
Energi ionisasi salah satu atom relative rendah.
Afinitas elektron atom yang lain lebih besar (membentuk ion negatif).
Energi kisi besar.
Senyawa ion yang umum dijumpai adalah senyawa ion yang terbentuk dari logam-logam golongan IA dan IIA,
serta unsur-unsur non-logam dari golongan VIA dan VIIA pada susunan berkala unsur.
Menurut Fayans, atom dapat membentuk ion dengna mudah, jikalau struktur ion yang bersangkutan stabil,
muatan ion kecil, dan ukuran atom besar pada pembentukan kation (+) dan ukuran atom kecil pada
pembentukan anion (-).Ion akan stabil jikalau ion itu mempunyai konfigurasi elektron gas mulia.
Berdasarkan aturan Fayans, maka unsur-unsur yang paling mudah membentuk ikatan ion adalah unsur golongan
IA dan VIIA.
Sifat senyawa ion antara lain adalah:
Mempunyai titik leleh dan titik didih tinggi Ini disebabkan oleh besarnya energi termal yang diperlukan untuk
memutuskan ikatan elektrostatik antara ion-ion yang terikat erat dalam kisi.
Ion atau leburannya menghantar arus listrik
Pada umumnya larut dalam pelarut polar dan tidak larut dalam pelarut non polar
Sangat keras dan getas (rapuh)
IKATAN KOVALEN
 Pada senyawa-senyawa seperti H2,, HCl, O2, Cl2 dan sebagainya, tidak terjadi perpindahan
elektron dari satu atom ke atom lain sehingga ikatan pada senawa-senyawa ini adalah bukan
ikatan ion.
 Ikatan kovalen terbentuk karena pemakaian bersama sepasang elektron yang berasal dari
perjodohan elektron – elektron tunggal (tidak berpasangan) dari masing-masing atom yang
berinteraksi.
 Senyawa Cl2, terbentuk melalui ikatan kovalen akibat pemakaian bersama masing-masing satu
elektron terluar dari tiap-tiap atom klor, sehingga konfigurasi elektron kedua atom sama
dengan konfigurasi elektron gas mulia.
2
2
6
2
2
2
1
17Cl 1s 2s 2p 3s 3px 3py 3pz
K
L
M
2
2
6
2
2
2
1
17Cl 1s 2s 2p 3s 3px 3py 3pz
 Jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk oleh suatu atom disebut kovalensi.
 Kestabilan senyawa kovalen, dapat pula dijelaskan dengan menggunakan teori oktet Lewis,
yang memandang bahwa dalam molekul kovalen masing-masing atom dikelilingi oleh
empat pasang elektron atau delapan elektron kecuali hidrogen (duplet).
 Teori oktet dapat menjelaskan kestabilan hampir semua senyawa kovalen dengan baik,
tetapi tidak cukup baik untuk menjelaskan beberapa sifat kimia dan fisika senyawa kovalen
tertentu.
 Kadang ditemui senyawa kovalen yang cukup stabil tetapi tidak memenuhi kaedah oktet.
Di antaranya ada senyawa yang dikelilingi oleh kurang dari delapan elektron seperti BeCl2
dan BCl3 (oktet tidak sempurna) dan ada senyawa yang dikelilingi oleh lebih dari delapan
elektron (oktet diperluas) seperti PCl5 dan SF6.
Senyawa kovalen memiliki sifat-sifat berikut:
1. Pada suhu kamar, senyawa kovalen umumnya berupa gas, cairan, atau padatan lunak
dengan titik leleh rendah. Gaya antar molekul lemah jika dibandingkan dengan ikatan
ion.
2. Larut dalam pelarut non polar seperti benzene dan beberapa di antaranya dapat
berinteraksi dengan pelarut polar.
3. Padatan, leburan atau larutannya tidak menghantar listrik.
 Jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk oleh suatu unsur bergantung pada jumlah
elektron tak berpasangan dalam unsur tersebut. Namun ada beberapa pengecualian
yang dapat dijelaskan dengan teori lain.
 Contoh
 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3px2 3py2 3pz1 :
Ada satu elekton tunggal, jadi Cl hanya dapat
membentuk satu ikatan kovalen (HCl, CCl4)
 Berdasarkan dari jenis atom pembentuk, ikatan kovalen dapat bersifat nonpolar atau polar,
1.
Non polar: kalau molekul terbentuk dari atom-atom yang sama atau yang sama elektronegativitasnya.
2.
Polar : bersifat polar, karena ada pemisahan muatan akibat perbedaan elektronegativitasnya atom pembentuk senyawa, sebagimana
dijelaskna pada HCl.

Perbedaan elektronegativitas terjadi pemisahan muatan yang menimbulkan sifat polar dan adanya momen
dipol, yang digambarkan sebagai δ+ dan δ- atau dapat dituliskan sebagai  dimana arah panah menuju ke pole
negatif.
H
Cl
δ+
δ-
 Karena adanya sifat polar yang disebabkan oleh pemisahan muatan (δ+ dan δ-), maka ikatan dalam senyawa polar sebagian akan
bersifat ion. Dapat dihitung dengan beberapa cara:
1.
Ukuran dipol moment
2.
Ukuran elektronegatifitas
 Momen dipol (µ)
besarnya momen dipol dapat diukur dengan rumus:
μ=exR
 e = muatan, dalam e.s.u
 R = jarak, dalam cm
 μ = dalam D (Debye), ID = 10-18 e.s.u
Misalkan dipol moment LiH teramati 5,9 D. Pada jarak antar muatan r = 1,60 Ao (100% ionik), µ terhitung = 7,7
D. jadi sifat ion ikatan adalah:
Sifat ionik molekul
= (Hasil eksperimen = 80%)
 Elektronegativitas
Tabel 1. elektronegatifitas beberapa unsur
IA
H
2,10
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
Li
Be
B
C
N
O
F
0,97
1,50
1,50
2,00
3,00
3,50
4,10
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
1,00
1,20
1,50
1,90
2,20
2,40
2,80
K
Cd
Ga
Ge
As
Se
Br
0,91
1,00
1,80
2,00
2,20
2,50
2,70
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
0,89
0,99
1,60
1,70
2,20
2,00
2,20
Cs
Ba
Ti
Pb
Bi
At
0,86
0,97
1,40
1,60
2,20
 Jikalau perbedaan elektronegativitas
antara
atom-atom
yang
saling 1,80
mengikat2,00
itu besar maka senyawa itu
cenderung ionic, jikalau bereaksi membentuk molekul, maka senyawa yang terbentuk akan berikatan ion.
Senyawa yang nilai elektronegativitasnya lebih besar dari 1,5 akan membentuk senyawa ionic, sedangkan yang
kurang dari 1,5 akan membentuk senyawa kovalen
 Contoh
Al – Br: membentuk ikatan kovalen, jadi senyawa AlBr3 merupakan senyawa
1,5 2,7
kovalen (2,7 – 1,5 = 1,2 < 1,5): merupakan senyawa kovalen polar
IKATAN KOVALEN KOORDINASI
 Ikatan ini disebut juga Ikatan kovalen dativ karena mirip dengan ikatan kovalen tetapi hanya
satu atom yang menyediakan dua elektron untuk dipakai bersama (pasangan elektron pengikat
berasal dari satu atom saja).
 Sebagai contoh perhatikan cara pembentukan suatu kompleks BCl3 NH3 yang stabil, yang
terbentuk dari amonia dan boron triklorida.
Pada reaksi di atas nitrogen dapat disebut donor pasangan elektron bebas sedangkan boron adalah
akseptor pasangan elektron bebas.
IKATAN LOGAM
 Ikatan logam ini adalah gaya yang mengikat atom satu terhadap atom yang lain, dimana atom
itu mengadakan penyusunan ulang elektron yang tidak berpasangan sehingga menjadi ion.
 Pada ikatan logam atom-atom saling berkaitan dengan cara pemakaian bersama elektron oleh
semua atom dalam kisi. Pada kisi terdapat ion positif logam yang saling tolak menolak, akan
tetapi terdapat juga tarik-menarik antara ion-ion positif dengan elektron yang bebas bergerak
di antaranya.
Sifat umum senyawa berikatan logam:
1. Penghantar panas dan penghantar listrik yang baik.
2. Keras, mudah ditempa dan lentur.
3. Suhu lebur dan suhu didihnya tinggi.
4. Kristalnya mempunyai bilangan koordinasi yang tinggi.
IKATAN HIDROGEN
 Atom hidrogen mempunyai satu elektron dengan bilangan kuantum n = 1,1 = 0, m = 0
dan s = + ½, dengan demikian atau hidrogen hanya mempunyai satu elektron valensi.
 Adanya ikatan hidrogen menyebabkan molekul air dan alkohol mempunyai titik didih yang
relatif lebih tinggi. Senyawa nitrogen juga dapat membentuk ikatan hidrogen. HF titik
didihnya lebih tinggi daripada HBr karena HF dapat membentuk ikatan hidrogen.
 Ikatan antara HF itu disebabkan oleh adanya gaya elektrostatik dan ikatan ini sangat lemah.
 IKATAN VAN DER WAALS
V.D Waals adalah gaya yang timbul antara atom/molekul pada jarak tertentu sehingga seolaholeh terjadi senyawa baru pada jarak tertentu atom/senyawa itu saling tarik menarik yang
sangat lemah, akan tetapi bila jarak ini dilampaui maka keduanya akan saling menolak sehingga
keduanya menjauhi dengan demikian atom/molekul berada dalam suatu ruangan pada jarak
tertentu satu terhadap yang lain.
 PERLUASAN TEORI IKATAN KOVALEN
Ikatan kovalen dapat ditinjau dengan dua cara pertama elektron-elektron yang digunakan
bersama itu menempati orbital-orbital atom yang saling bertindihan (overlap). Pada cara
kedua, molekul dianggap mempunyai orbital-orbital molekul yang ditempati oleh elektron
menurut energi yang meningkat. Cara ini dikembangkan oleh Hund dan Milikan dan dikenal
sebagai Teori Orbital Molekul.
Teori Ikatan Valensi
 Teori ini bertitik tolak dari atom-atom secara terpisah, ikatan antar atom ini terjadi dengan
cara saling bertindihan dari orbital-orbital atom, dimana masing-masing mengandung sebuah
elektron.
 Agar didapatkan molekul yang stabil, kedua elektron itu harus mempunyai spin yang
berlawanan sehingga didapatkan suatu harga yang minimum pada kurva energi yang potensial.
 Kekuatan ikatan bergantung pada derajat pertindihan yang terjadi. Makin besar derajat
pertindihan makin kuat ikatan.
 molekul H2 (pertindihan s-s)
 molekul HCl (pertindihan s-p)
 molekul Cl-Cl (pertindihan p-p)
Pada ketiga contoh di atas terjadi pertindihan pada sumbu molekul. Kerapatan elektron maksimal. Ikatan yang
terbentuk disebut ikatan sigma (ikatan σ).Ikatan Pi (π) akan terbentuk apabila pertindihan terjadi antara orbitalorbital yang tegak lurus pada sumbu molekul.
Ikatan ini dijumpai misalnya pada N2 (NN) dimana terdapat satu ikatan sigma dan dua ikatan
pi.
Konsep Hibridisasi
Pembentukan ikatan dengan cara pertindihan dari dua buah orbital atom mempunyai syarat
bahwa masing-masing orbital itu hanya mengandung satu elektron dan bahwa kedua elektron
tersebut spinnya berlawanan.
Berdasarkan susunan ini diharapkan bahwa Be akan bersifat seperti unsur gas mulia (sulit membentuk ikatan), B
hanya membentuk satu ikatan dan C membentuk dua ikatan, kenyataannya:
1. Be dapat membentuk BeCl2 (bervalensi dua)
2. B dapat membentuk BCl3 (bervalensi tiga)
3. C dapat membentuk CCl4 (bervalensi empat)
Konsep Resonansi
 Resonansi adalah suatu konsep untuk menerangkan struktur dari molekul yang mempunyai dua atau lebih
struktur yang ekivalen, yang memenuhi persyaratan ikatan, senyawa yang tidak dapat dituliskan hanya dengan satu
rumus struktur, melainkan digambarkan melalui lebih dari satu rumus struktur.
 Struktur benzena hanya dapat digambarkan melalui dua struktur yang ekivalen, sebagai berikut:
 Menurut konsep ini struktur benzena yang sebenarnya bukan struktur I atau II, melainkan suatu struktur (yang
tak dapat digambarkan) yang terletak di antaranya.
 Struktur yang sebenarnya beresonansi antara struktur I dan struktur II, atau merupakan hibrida resonansi dari
kedua struktur tersebut.
 Konsep Orbital Molekul
Orbital molekul terbentuk dari hasil interaksi antara dua atau lebih orbital atom. Jika dua orbital atom
berinteraksi maka akan dihasilkan dua orbital molekul pula , demikian seterusnya. Ditinjau dari profil
energinya maka orbital molekul terbagi dua, yakni orbital molekul bonding (ikatan) yang dilambangkan
dengan OM dimana orbital molekul memiliki tingkat energi rendah. Sedangkan orbital molekul
antibonding (anti ikatan) yang dilambangkan dengan OM* adalah orbital molekul yang memiliki energi
lebih tinggi.
1.
Orbital Molekul Bonding (OM)
Orbital molekul bonding digambarkan sebagai orbital molekul yang memiliki tingkat energi lebih rendah
jika dibandingkan dengan orbital atom masing-masing atom pembentukannya.
Setelah kedua orbital atom berinteraksi maka kerapatan antara kedua inti menjadi tebal. Pada daerah tumpang
tindih tersebut elektron terlokalisir, sehingga merupakan daerah dimana probabilitas terbesar elektron dapat
ditemukan. Kuatnya ikatan yang terjadi dapat dibuktikan oleh kenyataan bahwa kerapatan elektron di antara kedua
inti menjadi besar.
2.
Orbital Molekul Antibonding (OM*)
Orbital molekul antibonding memiliki energi lebih tinggi dibanding energi level dari masing-masing atom
pembentuknya. Kerapatan antara kedua inti sangat kecil dan tidak mampu melampaui gaya tolak menolak
antara inti inti atom. Meskipun energi levelnya tinggi, orbital molekul antibonding masih dapat diterim oleh
elektron manakala orbital molekul bonding sudah terisi penuh.
3.
Konfigurasi Elektron dalam orbital molekul
Prinsip yang berlaku pada konfigurasi elektron dalam atom berlaku pula pada konfigurasi elektron
dalam orbital molekul, seperti aturan afbau , aturan Pauli dan aturan Hund. Dalam menggambarkan
diagram energi level orbital molekul bonding (OM), yang energi levelnya lebih rendah dari energi level
atom-atom pembentuknya.
 Orbital molekul yang terbentuk dari orbital atom dapat berupa orbita molekul sigma (s) atau orbital molekul pi
(p). Masing-masing orbital molekul dapat merupakan orbital molekul bonding dan orbital molekul anti bonding
(s*, p*).
 Orbital sigma adalah orbital molekul yang simetris terhadap sumbu ikatan, sedangkan orbital pi mempunyai
bidang nodal (bidang tanpa kerapatan elektron) yang terdapat pada sumbu antar-inti. Orbital pi terbentuk dari
orbital atom p yang sejajar.
1.
2.
3.
4.
5.

σ1s σ*1s
terbentuk dari orbital atom 1s
σ2s σ*2s
terbentuk dari orbital atom 2s
σ2pz σ*2pz
terbentuk dari orbital atom 2pz
π2px π*2pz
terbentuk dari orbital atom 2px
π2py π*2py
terbentuk dari orbital atom 2py
Urutan tingkat energi dari orbital-orbital molekul mulai dari tingkat energi terendah, ialah
σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < σ2pz < π2px = π2py < π*2px = π2py < σ*2pz
 Molekul Li2
konfigurasi untuk molekul Li2 sebagai berikut: Li2 [(σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2]
 Dalam teori orbital molekul, kestabilan ikatan kovalen berhubugan dengan orde




ikatan. Orde ikatan adalah setengah dari perbedaan jumlah elektron dalam orbital
ikatan dan dalam orbital anti ikatan. Orde ikatan (OI) dapat diungkapkan sebaga
OI =N b – N a
2
Nb = jumlah elektron dalam orbital ikatan (bonding orbital)
Na = jumlah elektron dalam orbital anti ikatan (anti bonding orbital)
Untuk He2:
OI =N b – N a = 2 – 2= 0
2
2