Ikatan Kimia dalam Kimia Pertanian: Kovalen, Hidrogen, Van der Waals

MAKALAH
KIMIA PERTANIAN
(PNU 1104)
IKATAN KIMIA
Oleh
:
1. Luqman Shiddiq (A1D018086)
2. Rizkyah Azzahra Putri (A1D018087)
3. fenti Chakimatul Isnaeni (A1D018088)
4. Sukma Kinasih (A1D018089)
KEMENTERIAN RISET, TEKNOLOGI, DAN PENDIDIKAN TINGGI
UNIVERSITAS JENDERAL SOEDIRMAN
FAKULTAS PERTANIAN
PURWOKERTO
2018
BAB I
PENDAHULUAN
A. Latar Belakang
Kimia adalah cabang dari ilmu fisik yang mempelajari tentang susunan, struktur, sifat, dan
perubahan materi. Ilmu kimia meliputi topik-topik seperti sifat-sifat atom, cara atom membentuk ikatan
kimia untuk menghasilkan senyawa kimia, interaksi zat-zat melalui gaya antarmolekul yang menghasilkan
sifat-sifat umum dari materi, dan interaksi antar zat melalui reaksi kimia untuk membentuk zat-zat yang
berbeda.
Ikatan kimia merupakan gaya yang menahan berkumpulnya atom-atom dalam molekul atau kristal.
Pada banyak senyawa sederhana, teori ikatan valensi dan konsep bilangan oksidasi dapat digunakan untuk
menduga struktur molekular dan susunannya. Serupa dengan ini, teori-teori dari fisika klasik dapat
digunakan untuk menduga banyak dari struktur ionik. Pada senyawa yang lebih kompleks/rumit,
seperti kompleks logam, teori ikatan valensi tidak dapat digunakan karena membutuhken pemahaman yang
lebih dalam dengan basis mekanika kuantum.
Sebuah ikatan kimia dapat berupa ikatan kovalen, ikatan ionik, ikatan hidrogen atau hanya karena gaya
Van der Waals. Masing-masing jenis ikatan dianggap berasal sejumlah potensial. Potensial ini menciptakan
interaksi yang memegang atom bersama-sama dalam molekul atau kristal. Dalam banyak senyawa
sederhana, teori ikatan valensi, model Valence Shell Electron Pair Repulsion (teori VSEPR), dan
konsep bilangan oksidasi dapat digunakan untuk menjelaskan struktur dan komposisi molekul.
B. Rumusan Masalah
Berdasarkan latar belakang yang telah disampaikan, telah ditetepkan rumusan masalah sebagai
berikut :
1. Apa yang dimaksud dengan ikatan kovalen?
2. Apa yang dimaksud dengan ikatan hidrogen?
3. Apa yang dimaksud dengan gaya Van der Waals?
C. Tujuan
Tujuan dari dibuatnya makalah ini adalah untuk memperdalam macam-macam ikatan kimia
dengan lebih baik.
BAB II
PEMBAHASAN
A. IKATAN KOVALEN
Ikatan kovalen merupakan ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron bersama.
Pasangan elektron ini dapat berasal dari masing-masing atom yang saling berikatan dan ikatannya disebut
ikatan kovalen saja, sedangkan bila pasangan elektron yang digunakan berasal dari salah satu atom yang
berikatan disebut ikatan kovalen koordinasi.
1. Ikatan Kovalen.
Menggambarkan ikatan kovalen terjadi digunakan rumus titik elektron (struktur Lewis) . Rumus ini
dapat menggambarkan peranan elektron valensi dalam mengadakan ikatan. Rumus Lewis merupakan tanda
atom yang di sekelilingnya terdapat titik, silang atau bulatan kecil yang menggambarkan elektron valensi
atom yang bersangkutan.
1H
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
: 1 (elektron valensi 1) dilambangkan dengan H.
: 2, 1 (elektron valensi 1)
: 2, 2 (elektron valensi 2)
: 2. 3 (elektron valensi 3)
: 2, 4 (elektron valensi 4)
: 2, 5 (elektron valensi 5)
: 2, 6 (elektron valensi 6)
: 2, 7 (elektron valensi 7)
: 2, 8 (elektron valensi 8)
Lambang rumus Lewis untuk elektron valensi atom di atas terlihat pada gambar di bawah ini
Bila dua atom hidrogen membentuk ikatan, maka masing-masing atom menyumbangkan sebuah
elektron dan membentuk sepasang elektron yang digunakan secara bersama. Dengan membentuk pasangan
elektron maka masing-masing atom akan mempunyai konfigurasi elektron yang sama dengan atom helium
dengan dua elektron pada kulit terluarnya.
Sepasang elektron dapat digantikan dengan sebuah garis yang disebut tangan ikatan sehingga
struktur molekul H2 dapat di tuliskan seperti gambar di atas. Jumlah tangan ikatan dapat menggambarkan
jumlah ikatan dalam suatu senyawa kovalen , dalam molekul H2 di atas ikatannya disebut ikatan kovalen
tunggal. Molekul O2 terjadi dari dua atom oksigen dengan ikatan kovalen rangkap, sedangkan ikatan pada
molekul N2 terjadi tiga ikatan kovalen yang disebut dengan ikatan rangkap tiga.
Gambar pembentukan O2
Gambar Pembentukan N2
Dalam pembentukan ikatan kovalen belum tentu semua elektron valensi digunakan untuk
membemtuk pasangan elektron bersama. Pasangan elektron yang digunakan bersama-sama disebut
pasangan elektron ikatan, sedangkan elektron yang tidak digunakan bersama oleh kedua atom disebut
pasangan elektron bebas.
Contoh :
Senyawa NH3
7N : 2 , 5
1H : 1
Atom nitrogen memerlukan 3 elektron untuk mendapatkan susunan elektron gas mulia, sedangkan setiap
atom hidrogen memerlukan sebuah elektron untuk mempunyai konfigurasi elektron gas mulia. Oleh karena
itu, setiap atom nitrogen memerlukan tiga atom hidrogen untuk membentuk senyawa NH3
2. Ikatan Kovalen Koordinasi.
Kovalen koordinasi terjadi bila pada pembentukan ikatan terdapat pasngan elektron yang hanya
berasal dari salah satu atom yang berikatan. Ikatan kovalen koordinasi umumnya terjadi pada molekul yang
juga mempunyai ikatan kovalen.
Contoh:
Senyawa SO3
: 2, 8, 6, kurang 2 elektron
16 S
: 2, 6 kurang 2 elektron
8O
3. Menggambarkan Rumus Titik Elektron (Lewis) untuk Molekul Poli atom
Penggambaran rumus titik elektron (struktur Lewis) dari molekul beratom banyak (poliatom)
kadang-kadang menimbulkan kesulitan. Untuk mengatasi hal tersebut perlu dibuat beberapa kemungkinan.
Beberapa catatan berikut dapat berguna dalam meramalkan struktur Lewis dari molekul yang beratom
banyak.
a). Semua elektron terluar (elektron Valensi) dari masing-masing atom yang berikatan harus dihitung.
b). Umumnya atom-atom dalam struktur Lewis akan mempunyai delapan elektron valensi, kecuali atom
hidrogen yang hanya akan mempunyai 2 elektron (duplet)
c). Jumlah elekttron yang diterima oelh suatu atom akan sama dengan yang diberikan, kecuali terjadi ikatan
koordinasi, yaitu suatu atom hanya memberi atau menerima saja pasangan elektron.
d). Umumnya dalam struktur Lewis semua elektron berpasangan termasuk pasngan elektron bebas (tidak
untuk berikatan)
Contoh soal:
Gambarkan struktur Lewis dari molekul H2O2 (nomor atom O = 8 dan H = 1)
Jawab :
ada tiga kemungkinan struktur, yaitu
:
a. H - O - O - H
b. O - H - O - H
c. O - H - H - O
Struktur (b) dan (c) tidak mungkin, sebab bila kondisinya seperti itu, atom H akan mengikat 2 atom
yang lain, dan berarti ada 4 pasang elektron yang dimiliki oleh atom H, padahal atom H hanya akan
mempunyai elektron yang valensinya 2, maka kemungkinan yang paling benar adalah struktur (a).
Banyaknya elektron yang ada dalam struktur (a) adalah 14 (12 elektron dari 2 atom O dan 2 elektron dari 2
atom H). Dari struktur berikut ada 8 elektron yang tampak dan dua elektron yang lain membentuk pasangan
elektron bebas pada masing-masing atom O.
Contoh Soal
:
Gambarkanlah struktur Lewis dari HCN (1H, 6C, 7N)
Jawab :
Kemungkinan strukturnya adalah
:
(a) H - C – N (b) H - N – C (c) N - H - C
Kemungkinan (c) ditolak, sebab atom H hanya akan mempunyai sepasang elektron saja.
Bila dihitung jumlah keseluruhan elektron ada 10 (1 dari atom H, 4 dari atom C, dan 5 dari atom N). Jika
atom N di tengah (b) berarti ada sebuah elektron dari N yang menyendiri (tidak berpasangan) dan hal ini
tidak lazim, maka kemungkinannya hanya (a) yang memungkinannya hanya (a) yang memenuhi syarat.
4. Penyimpangan Kaidah Oktet
Beberapa molekul kovalen mempunyai struktur Lewis yang tidak oktet atau duplet. Struktur demikian dapat
dibenarkan karena fakta menunjukkan adanya senyawa tersebut, misalnya CO dan BF3
Pada umumnya molekul yang mempunyai jumlah elektron valensi ganjil akan mempunyai susunan
tidak oktet, misalnya N2O dan PCl5
5. Ikatan Campuran Ion dan Kovalen
Didalam suatu molekul kadang-kadang terjadi ikatan kovalen dan ikatan ion sekaligus. Bahkan
dapat pula terjadi ikatannya merupakan ikatan ion koordinasi. Dalam hal ini untuk menggambarkan struktur
lewis nya harus jelas ion positif dan ion negatif.
6. Ikatan Kovalen Polar dan Nonpolar
Pada pembentukan ikatan kovalen tidak terjadi adanya kutub listrik positif dan kutub negatif seperti
pada ikatan ion, sebab terjadinya ikatan karena pemakaian pasangan elektron bersama. Meskipun demikian
dalam kenyataanya ada senyawa yang berikatan kovalen, tetapi dapat tertarik oleh medan listrik. Hal ini
menunjukkan bahwa ikatan kovalen ada yang menimbulkan kutub-kutub muatan listrik.
Terjadinga kutub listrik dalam ikatan kovalen disebut dengan peristiwa polarisasi ikatan (polar = kutub).
Polarisasi ikatan ini disebabkan adanya perbedaan kekuatan gaya tarik terhadap pasangan elektron yang
digunakan bersama. Besarnya kekuatan gaya tarik elektron dari suatu atom dinyatakan sebagai harga
keelektronegatifan.
Atom yang mempunyai harga keelektronegatifan lebih besar akan menarik pasangan elektron lebih dekat
padanya, sehingga atom tersebut menjadi lebih negatif daripada atom yang kurang kuat gaya tariknya.
Makin besar perbedaan harga keelektronegatifan antara kedua atom yang berikatan , makin polar
ikatannnya. Atom-atom yang mempunyai ikatan non polar misalnya molekul N2, O2, H2, dan Cl2.
B. IKATAN HIDROGEN
Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai
keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan
yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah
dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion. Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom
H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan
bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan
bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom
penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya.
Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar
perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun,
terdapat pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik
didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang
memiliki beda keelektronegatifan terbesar.
C. IKATAN VAN DER WAALS
Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis gaya antara molekul. Istilah ini pada awalnya
merujuk pada jenis gaya antarmolekul, dan hingga saat ini masih digunakan dalam pengertian tersebut,
tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal
ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta
pergeseran distribusi awan elektron (gaya London).
Gaya ini dikemukakan pertama kali oleh Johannes van der Waals (1837-1923). Gaya Van der Waals
merupakan gaya tarik menarik listrik yang relatif lemah akibat kepolaran molekul yang permanen atau
terinduksi. Kepolaran permanen terjadi akibat kepolaran di dalam molekul, sedangkan kepolaran tidak
permanen terjadi akibat molekul terinduksi oleh partikel lain yang bermuatan sehingga molekul bersifat
polar sesaat secara spontan. Potensial Lennard-Jones sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya
van der Waals sebagai fungsi dari waktu.
Konsep gaya tarik menarik antar molekul ini digunakan untuk menurunkan persamaan zat-zat yang
berada dalam fase gas. Gaya ini terjadi karena adanya gaya tarik menarik antara inti atom dengan elektron
atom lain yang disebut gaya tarik menarik elektrostatis (gaya coulomb) yang umumnya terdapat pada
senyawa polar. Pada molekul non polar gaya Van Der Waals timbul karena adanya dipol-dipol sesaat atau
gaya London.
Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal
ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin
banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.
Berdasarkan kepolaran partikelnya gaya Van Der Waals dibagi menjadi :
1. Interaksi ion-dipol (molekul polar)
Terjadi interaksi/tarik menarik antara ion dengan molekul polar (dipol) yang relatf cukup kuat . Dapat
dilihat berdasarkan Mr (massa molekul relatif) semakin besar Mr semakin besar gaya ion dipol. Rumus =
Mr x jumlah total ion molekul
Gaya antarmolekul ini terjadi antara ion dan senyawa kovalen polar. Ketika dilarutkan dalam
senyawa kovalen polar, senyawa ion akan terionisasi menjadi ion positif dan ion negatif. Ion positif akan
tarik menarik dengan dipol negatif, dan sebaliknya. Selain gaya ion-dipol, juga dikenal gaya ion-dipol
sesaat, dimana terjadi dari interaksi antar gaya dipol-dipol terinduksi dengan gaya ion-dipol. Jika ion dari
senyawa ion berdekatan dengan molekul nonpolar, ion tersebut dapat menginduksi dipol molekul
nonpolar. Dipol terinduksi molekul nonpolar yang dihasilkan akan berikatan dengan ion.
2. Gaya Ion-dipol
Interaksi ion – dipol merupakan interaksi (berikatan) / tarik menarik antara ion dengan molekul polar
(dipol). Interaksi ini termasuk jenis interaksi yang relatif cukup kuat.
Contoh :
H+ + H2O → H3O+
Ag+ + NH3 → Ag(NH3)+
Sebagai contoh, NaCl (senyawa ion) dapat larut dalam air (pelarut polar) dan AgBr (senyawa ion)
dapat larut dalam NH3 (pelarut polar).
3. Interaksi dipol-dipol
Merupakan interaksi antara sesama molekul polar (dipol) yang terjadi antara ekor dan kepala dari
molekul itu sendiri. Interaksi dipol – dipol merupakan interaksi antara sesama molekul polar (dipol).
Interaksi ini terjadi antara ekor dan kepala dimana jika berlawanan kutub maka akan tarik-menarik dan
sebaliknya. Tanda “+” menunjukkan dipol positif, tanda “-” menunjukkan dipol negatif
Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen.
Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu
sama lain. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan
dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara.
Agak mengherankan dayatarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan
pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama
dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH3CH3, dan fluorometana, CH3F adalah:
Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan ukurannya hampir sama – seperti yang terlihat pada
diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama. Titik didih fluorometana yang
lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena
elektronegatifitas fluor yang tinggi. Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada
molekul, titik didih hanya meningkat kira-kira 10°.
Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl3,
merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu
menyebabkan dayatarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya. Di lain pihak,
tetraklorometan, CCl4, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam – in pada semua arah.
CCl4hanya bergantung pada gaya disperse.
4. Interaksi ion-dipol terinduksi
Merupakan interaksi ion dengan dipol terinduksi. Dipol terinduksi merupakan molekul netral dan menjadi
dipol akibat induksi partikel bermuatan yang berada di dekatnya. Ikatan ini relatif lemah karena kepolaran
molekul terinduksi relatif kecil daripada dipol permanen.
Interaksi ion – dipol terinduksi merupakan interaksi antara aksi ion dengan dipol terinduksi. Dipol
terinduksi merupakan molekul netral yang menjadi dipol akibat induksi partikel bermuatan yang berada
didekatnya. Partikel penginduksi tersebut dapat berupa ion atau dipol lain dimana kemampuan menginduksi
ion lebih besar daripada kemampuan menginduksi dipol karena muatan ion yang juga jauh lebih besar.
Interaksi ini relatif lemah karena kepolaran molekul terinduksi relatif kecil daripada dipol permanen.
Contoh : I– + I2 → I3
5. Interaksi dipol-dipol terinduksi
Molekul dipol dapat membuat molekul netral lain yang bersifat dipol terinduksi sehingga terjadi interaksi
dipol-dipol terinduksi dan ikatannya relatif lemah sehingga prosesnya berlangsung secara lambat.Antar aksi
dipol terinduksi-dipol terinduksi (gaya london)
Gaya Van der Waals bersifat permanen sehingga lebih kuat dari gaya london. Gaya Van Der Waals terdapat
pada senyawa Hidrokarbon seperti CH4. Perbedaan keelektronegatifan C(2,5) dengan H(2,1) sangat kecil,
yaitu 0,4. Senyawa-senyawa yang memiliki ikatan Van Der Waals akan mempunyai titik didih yng sangat
rendah, tetapi akan semakin tinggi apabila Mr bertambah karena ikatan akan semakin kuat (C4H10 > C3H8 >
C2 H6> CH4).
Suatu molekul polar yang berdekatan dengan molekul nonpolar, akan dapat menginduksi molekul nonpolar.
Akibatnya. Molekul nonpolar memiliki dipol terinduksi. Dipol dari molekul polar akan saling tarik-menarik
dengan dipol terinduksi dari molekul nonpolar. Contohnya terjadi pada interaksi antara HCl (molekul polar)
dengan Cl2 (molekul nonpolar).
BAB III
KESIMPULAN
Ikatan kovalen merupakan ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron bersama., Jenisjenisnya adalah ikatan kovalen biasa, ikatan kovalen rangkap, dan koordinasi. Sedangkan ikatan hidogen
adalah gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada
satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan
dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen
maupun ikatan ion. Gaya van der Waals adalah salahsatu jenis gaya antara molekul. Istilah ini pada awalnya
merujuk pada jenis gaya antarmolekul, dan hingga saat ini masih digunakan dalam pengertian tersebut,
tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal
ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta
pergeseran distribusi awan elektron (gaya London).
Daftar Pustaka
https://id.wikipedia.org/wiki/Kimia#Ikatan_kimia
https://artikeltop.xyz/pengertian-gaya-van-der-waals.html
https://www.studiobelajar.com/ikatan-hidrogen/
https://www.fiskadiana.blogspot.com/2014/12/ikatan-kovalen.html