BAB 1
PENDAHULUAN
Latar Belakang
Sistem periodik kimia adalah tampilan unsur-unsur kimia yang tertera dalam tabel. Jumlah unsur yang terdapat pada tabel sistem periodik adalah sebanyak 118 unsur. Jumlah unsur yang terdapat di alam lebih dari 118 unsur. Hal ini disebabkan karena atom-atom dapat bereaksi antara satu atom dengan atom yang lain membentuk substansi baru yang disebut dengan senyawa. Bila dua atau lebih atom-atom berikatan dan membentuk ikatan kimia menghasilkan senyawa yang unik yaitu memiliki sifat kimia dan sifat fisika yang berbeda dari sifat asalnya (sifat dari unsur-unsur sebelum bereaksi).
Ada beberapa hal yang kita dapat perhatikan, yaitu terdapat banyak contoh penerapan unsur-unsur kimia dalam kehidupan sehari-hari. Salah satunya contohnya adalah air. Air merupakan materi yang penting bagi kehidupan. Sebagian besar kebutuhan pokok kita menggunakan air. Bahkan dalam tubuh, air penting untuk menjaga DNA dari kerusakan, mengantarkan nutrisi ke seluruh bagian tunuh, dan menjaga keseimbangan suhu tubuh. Kita mengetahui air memiliki rumus senyawa H2O. Air tersusun dari unsur-unsur hidrogen dan oksigen. Tanpa kita sadari bahwa kita sedang berhadapan dengan contoh aplikasi dari unsur-unsur yang berikatan, yang kemudian membentuk senyawa. Mungkin hal-hal yang sepatutnya kita kritisi adalah bagaimana unsur-unsur tersebut dapat berikatan dan kemudian membentuk senyawa. Sebelum itu, kita harus mengetahui terlebih dahulu apa pengertian dari senyawa kimia.
Senyawa kimia terbentuk dari dua atau lebih atom yang bergabung atau berikatan satu sama lain. Penggabungan ini akan menghasilkan molekul atau senyawa yang sederhana atau kompleks. Atom-atom tersebut terikat satu sama lain dalam senyawa akibat adanya gaya ikatan kimia. Munculnya teori tentang ikatan kimia disebabkan oleh keberadaan golongan unsur gas mulia yaitu pada golongan VIIIA pada sistem periodik. Golongan unsur gas mulia memperlihatkan kecenderungan yang sangat kecil untuk membentuk senyawa kimia, hal ini disebabkan karena unsur gas mulia bersifat stabil, sangat sulit bereaksi dengan unsur lain membentuk senyawa dan memiliki elektron valensi oktet dan duplet. Kebanyakan unsur-unsur di alam ada dalam bentuk senyawanya, bukan sebagai unsur bebas seperti unsur gas mulia. Hal ini memperlihatkan adanya kecenderungan dari atom-atom yang relatif tidak stabil membentuk senyawa yang lebih stabil dibandingkan dengan atom unsur bebasnya.
Oleh karena itu, sangat penting bagi kita untuk dapat mengetahui dan mempelajari tentang ikatan kimia. Karena dalam kehidupan sehari-hari, kita tidak akan pernah lepas dari hal-hal yang berhubungan dengan ikatan kimia.
Rumusan Masalah
Apa yang pengertian dari ikatan kimia?
Apa sajakah jenis-jenis ikatan kimia?
Bagaimanakah proses terbentuknya ikatan kimia?
Tujuan
Untuk mengetahui dan memahami pengertian dari ikatan kimia.
Untuk mengetahui seluruh jenis-jenis ikatan kimia.
Untuk mengetahui dan memahami proses terbentuknya ikatan kimia.
BAB 2
TINJAUAN PUSTAKA
2.1 Pengertian Ikatan Kimia
Ikatan kimia adalah gaya tarik menarik yang kuat antara atom-atom tertentu bergabung membentuk molekul atau gabungan ion-ion sehingga keadaannya menjadi lebih stabil. Dua atom atau lebih dapat membentuk suatu molekul melalui ikatan kimia. Ikatan kimia terjadi karena penggabungan atom-atom, yang membentuk molekul senyawa yang sesuai dengan aturan oktet.
2.2 Jenis-Jenis Ikatan Kimia
Ikatan kimia merupakan sebuah proses fisika yang bertanggungjawab dalam gaya interaksi tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Secara umum, ikatan kimia dapat digolongkan menjadi dua jenis, yaitu ikatan primer dan ikatan sekunder.
2.2.1 Ikatan Primer
Ikatan primer adalah ikatan kimia dimana ikatan gata antar atomnya relatif besar. Ikatan primer ini terdiri atas ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam.
Ikatan ion
Ada beberapa definisi tentang ikatan ion, yaitu:
Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi akibat gaya tarik-menarik lantara ion positif dan ion negatif.
Ikatan ion terjadi antara unsur logam dengan unsur nonlogam.
Ikatan ion terjadi karena adanya serah terima elektron dari satu atom ke atom yang lain.
Ikatan ion ini sangat stabil, khususnya bila menyangkut ion bervalensi ganda.
Ciri-ciri senyawa ionik:
Mempunyai titik didih dan titik leleh tinggi.
Gaya tarik menarik antarpartikel sangat kuat.
Tidak dapat menghantarkan listrik karena ion-ion yang berada dalam kristal sulit bergerak.
Contoh Pembentukan Ikatan Ion
Natrium tergolong unsur logam dengan energi ionisasi yang relatif rendah. Artinya mudah melepas elektron. Di lain pihak, klorin adalah unsur nonlogam dengan daya tarik elektron yang relatif besar. Artinya klorin mempunyai kecenderungan besar untuk menarik elektron. Ketika natrium direaksikan dengan klorin, klorin akan menarik elektron dan natrium. Natrium berubah menjadi ion positif (Na+), sedangkan klorin berubah menjadi ion negatif (Cl-). Ion ion tersebut kemudian mengalami tarik-menarik karena gaya Coulomb sehingga membentuk NaCl.
Gambar 1.1
Dari kasus tersebut, kita dapat menyimpulkan bahwa ikatan ion terjadi karena adanya suatu gaya elektrostatis dan ion yang berbeda muatan (positif dan negatif). Hal itu dapat terjadi jika antara unsur yang direaksikan terdapat perbedaan daya tarik elektron yang cukup besar. Satu unsur mempunyai gaya tarik elektron yang lemah sehingga elektronnya mudah lepas dan kedua unsur tersebut membentuk ion unsurnya. Golongan unsur yang gaya tarik elektronnya relatif besar adalah unsur nonlogam, sedangkan golongan unsur yang mempunyai gaya tarik elektron relatif lemah adalah unsur logam. Oleh karena itu, unsur logam dengan unsur nonlogam umumnya berikatan ion dalam senyawanya.
Rumus Kimia Senyawa Ion
Sesuai dengan aturan oktet, atom natrium akan melepas 1 elektron, sedangkan atom klorin akan menyerap 1 elektron. Jadi, setiap 1 atom klorin membutuhkan 1 atom natrium. Akan tetapi, tidak bisa diartikan bahwa satu ion Na+ hanya terikat pada satu ion Cl-. Dalam kristal NaCl, setiap atom Na+ dikelilingi oleh 6 ion Cl- dan setiap ion Cl- dikelilingi oleh 6 ion Na+ dalam suatu struktur tiga dimensi berbentuk kubus. Rumus kimia NaCl adalah rumus empiris, menyatakan bahwa perbandingan ion Na+ dan Cl- adalah 1:1.
Ikatan kovalen
Ada beberapa definisi tentang ikatan kovalen, yaitu:
Ikatan kovalen adalah ikatan kimia yang sangat kuat dimana gaya antar atomnya ditimbulkan dari penggunaan bersama elektron.
Ikatan kovalen terjadi antara unsur nonlogam dengan unsur non logam, serta mempunyai perbedaan elektronegatifitas yang kecil.
Ikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama elektron-elektron oleh dua atom.
Ikatan kovalen terjadi antara unsur nonlogam dengan unsur nonlogam.
Contoh Pembentukan Ikatan Kovalen
Pembentukan ikatan dalam molekul H2 tidak melalui pelepasan dan penyerapan elektron. Sebagai unsur nonlogam, atom-atom hidrogen mempunyai daya tarik elektron yang cukup besar. Oleh karena peasangan elektron yang terbentuk ditarik oleh kedua inti atom hidrogen yang berikatan, kedua atom tersebut menjadi saling terikat. Ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron ini yang dimaksud dengan ikatan kovalen.
Gambar 1.2
Rumus Kimia Senyawa Kovalen
Dengan mengacu pada aturan oktet, kita dapat memprediksikan rumus molekul dari senyawa yang berikatan kovalen. Dalam hal ini, jumlah elektron yang dipasangkan harus disamakan. Akan tetapi, perlu diingat bahwa aturan oktet tidak selalui dipatuhi, terdapat beberapa senyawa kovalen yang melanggar aturan oktet. Contohnya adalah ikatan antara H dan O dalam H2O. Konfigurasi elektron H dan O adalah H memerlukan 1 elektron dan O memerlukan 2 elektron. Agar atom O dan H mengikuti kaidah oktet, jumlah atom H yang diberikan harus menjadi dua, sedangkan atom O satu, sehingga rumus molekul senyawa adalah H2O.
Gambar 1.3
Struktur Lewis atau Rumus Struktur Senyawa Kovalen
Struktur Lewis adalah diagram yang menunjukkan ikatan-ikatan antar atom dalam suatu molekul. Struktur Lewis digunakan untuk menggambarkan ikatan kovalen dan ikatan kovalen koordinat. Cara atom-atom saling mengikat dalam suatu molekul dinyatakan dengan rumus bangun atau rumus struktur. Rumus struktur diperoleh dari rumus Lewis, setiap pasangan elektron ikatan pada rumus lewis digambarkan dengan sepotong garis.
Rumus Molekul
Rumus Lewis
Rumus Bangun (Rumus Struktur)
H2
H : H
H - H
HCl
H Cl
H - Cl
H2O
H O
H
H – O
H
Tabel 1.1
Ikatan kovalen terdiri atas ikatan kovalen polar, kovalen non polar, dan kovalen koordinasi.
Kovalen polar
Senyawa kovalen dikatakan polar jika senyawa tersebut memiliki perbedaan keelektronegatifan. Dengan demikian, pada senyawa yang berikatan kovalen terjadi pengutuban muatan. Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang Pasangan Elektron Ikatannya (PEI) cenderung tertarik ke salah satu atom yang berikatan. Senyawa kovalen polar biasanya terjadi antara atom-atom unsur yang beda keelektronegatifannya besar, mempunyai bentuk molekul asimetris, mempunyai momen dipol.
Kovalen non polar
Senyawa kovalen dikatakan non polar jika senyawa tersebut tidak memiliki perbedaan keelektronegatifan. Dengan demikian, pada senyawa yang berikatan kovalen tidak terjadi pengutuban muatan. Ikatan kovalen nonpolar adalah ikatan kovalen yang Pasangan Elektron Ikatannya (PEI) tertarik sama kuat ke arah atom-atom yang berikatan. Senyawa kovalen nonpolar terbentuk antara atom-atom unsur yang mempunyai beda keelektronegatifan nol atau mempunyai momen dipol = 0 (nol) atau mempunyai bentuk molekul simetri.
Kovalen Polar
Kovalen Non Polar
Larut dalam air
Tidak dapat larut dalam air
Memiliki pasangan elektron bebas
Tidak memiliki pasangan elektron bebas
Berakhir ganjil, kecuali BX3 dan PX5
Berakhiran genap
Contoh: NH3, PCl3, H2O, HCl, HBr, SO3, N2O5, Cl2O5
Contoh: F2, Cl2, Br2, I2, O2, H2, N2, CH4, SF6, PCl5, BCl3
Tabel 1.2
Kovalen koordinasi
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang terbentuk dari pemakaian bersama elektron yang hanya disumbangkan oleh satu atom, sedangkan atom yang lainnya tidak menyumbangkan elektron. Ikatan ini dapat terjadi jika atom penyumbang memiliki Pasangan Elektron Bebas (PEB).
Contoh ikatan kovalen koordinasi adalah ammonia (NH3) yang bereaksi dengan boron triklorida (BCl3) membentuk senyawa NH3BCl3. Atom N dalam NH3 sudah memenuhi kaidah oktet dan mempunyai sepasang elektron bebas. Di lain pihak, atom B dalam BCl3 sudah memasangkan semua elektron valensinya, namun belum memenuhi kaidah oktet. Dalam hal ini, atom N (dari NH3) dan atom B (dari BCl3) dapat berikatan dengan menggunakan bersama pasangan elektron bebas dari atom N.
Ikatan Logam
Ada beberapa definisi tentang ikatan logam, yaitu:
Ikatan logam adalah suatu kekuatan utama yang menyatukan atom-atom logam.
Ikatan logam adalah ikatan kimia dimana gaya antar atomnya terbentuk karena penggunaan elektron bersama-sama tetapi tanpa memiliki arah yang tertentu.
Ikatan logam merupakan akibat dari adanya tarik menarik muatan positif dari logam dan muatan negatif dari elektron yang bergerak bebas.
Ikatan logam terjadi karena adanya delokalisasi elektron. Sebagaimana telah diketahui bahwa unsur logam mempunyai sedikit elektron valensi sehingga kulit terluar atom logam relatif longgar. Kejadian seperti itu memungkinkan elektron valensi dapat berpindah-pindah. Mobilitas elektron dalam logam sangat bebas, menyebabkan elektron dapat berpindah dari satu atom ke atom lain, atau disebut juga delokalisasi. Elektron-elektron valensi yang mengalami delokalisasi tersebut membentuk satu awan yang membungkus ion-ion positif logam di dalamnya.
Perbedaan mendasar dan hal-hal lainnya mengenaik ikatan ionik, kovalen, dan kovalen koordinasi dapat diperhatikan dari tabel berikut ini:
Perbedaan
Ion
Kovalen
Kovalen Koordinasi
Proses Pembentukan
Serah terima elektron antar atom
Penggunaan bersama pasangan elektron dimana tiap atom menyumbang elektron.
X + Y a X : Y
Penggunaan bersama pasangan elektron yang hanya berasal dari salah satu atom.
X + Y a X : Y
Atom yang terlibat
Logam + Nonlogam
Nonlogam + Nonlogam
Nonlogam + Nonlogam
Titik leleh dan titik didih
Tinggi
Rendah (kecuali pada padatan kovalen seperti intan)
Rendah
Kelarutan
Larut dalam air namun sukar larut dalam pelarut organik seperti aseton, alkhohol, eter dan Benzena.
Sukar larut dalam air namun larut dalam pelarut organik.
Sukar larut dalam air namun larut dalam pelarut organik.
Daya Hantar Listrik
Lelehan dan larutannya mengantarkan listrik
Tidak dapat menghantarkan listrik (namun ada beberapa larutannya yang menghantarkan listrik)
Tidak dapat menghantarkan listrik (namun ada beberapa larutannya yang menghantarkan listrik)
Contoh
NaCl, LiF, CaO, CaBr2, AlCl3
HF, H2O, PCl3, BCl3, CO2
NH4+, SO4-2, POCl3, H3NBF3, SO3
Tabel 1.3
2.2.2 Ikatan Sekunder (Gaya Tarik Antarmolekul)
Ikatan sekunder adalah ikatan antar molekul. Gaya ikatan sekunder timbul dari dipol atom atau molekul. Pada dasarnya dipol listrik timbul jika ada jarak pisah antara bagian positif dan negatif dari sebuah atom dan molekul. Perlu diingat bahwa gaya tarik antarmolekul berikatan dengan sifat-sifat fisis zat, seperti titik leleh dan titik didih. Semakin kuat gaya tarik antarmolekul, semakin sulit untuk memutuskannya, sehingga mengakibatkan semakin tinggi titik leleh maupun titik didih suatu senyawa.
Gaya London / Gaya Dispersi
Gaya London atau gaya dispersi adalah gaya tarik menarik antara molekul-molekul dalam zat yang nonpolar. Fritz London, seorang ilmuwan Jerman mengungkapkan teori tentang gaya ini, sehingga gaya ini bisa disebut gaya London. Gaya London adalah gaya dimana elektron senantiasa bergerak dalam orbital. Perpindahan elektron dari suatu daerah ke daerah lainnya menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar sesaat, membentuk dipol sesaat. Dipol yang terbentuk dengan cara ini disebut dipol sesaat karena dipol ini dapat berubah secara banyak dalam satu detik. Dipol sesaat pada suatu molekul dapat mengimbas molekul di sekitarnya sehingga membentuk suatu dipol terimbas.
Gaya London merupakan gaya yang relatif lemah. Zat yng molekulnya bertarikan hanya berdasarkan gaya London mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah dibandingkan dengan zat lain yang massa molekulnya relatif kira-kira sama. Jika molekul-molekulnya kecil, zat-zat itu biasanya berbentuk gas pada suhu kamar. Contohnya adalah hidrogen (H2), nitrogen (N2), metana (CH4), gas-gas mulia seperti helium (He), dan sebagainya.
Kekuatan gaya London bergantung pada beberapa faktor, antara lain kerumitan molekul dan ukuran molekul.
a. Kerumitan Molekul
Lebih banyak terdapat interaksipada molekul kompleks dari molekul sederhana, sehingga Gaya London lebih besar dibandingkan molekul sederhana.
Makin besar Mr makin kuat Gaya London.
b. Ukuran Molekul
Molekul yang lebih besar mempunyai tarikan lebih besar dari pada molekul berukuran kecil. Sehingga mudah terjadi kutub listrik sesaat yang menimbulkan Gaya London besar.
Dalam satu golongan dari atas ke bawah, ukurannya bertambah besar, sehingga gaya londonnya juga semakin besar.
Ikatan Hidrogen
Suatu gaya antarmolekul yang relatif kuat terdapat dalam senyawa hidrogen yang mempunyai keelektronegatifan besar, yaitu fluorin (F), oksigen (O), dan nitrogen (N). Misalnya dalam HF, H20, dan NH3. Hal ini tercermin dari titik didih yang menyolok tinggi dari senyawa-senyawa tersebut dibandingkan dengan senyawa lain yang sejenis.
Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk.
Ikatan hidrogen memengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H2O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegativitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.
Gambar 1.4
Ikatan hidrogen yang terjadi antar molekul air, dimana muatan parsial positif berasal dari atom H yang berasal dari salah satu molekul air. Ikatan hidrogen dapat terjadi inter molekul dan intra molekul. Jika ikatan terjadi antara atom-atom dalam molekul yang sama maka disebut ikatan hidrogen intramolekul atau didalam molekul, seperti molekul H2O dengan molekul H2O. Ikatan hidrogen, juga terbentuk pada pada antar molekul seperti molekul NH3, CH3CH2OH dengan molekul H2O, ikatan yang semacam ini disebut dengan ikatan hidrogen intermolekul.
Ikatan / Gaya Van Der Waals
Gaya-gaya antarmolekul secara kolektif disebut juga gaya van der Waals. Jadi, bisa dikatakan bahwa gaya London, gaya dipol-dipol, dan gaya dipol-dipol terimbas, semuanya tergolong gaya van der Waals. Namun demikian, ada kebiasaan untuk melakukan pembedaan yang bertujuan untuk memperjelas gaya antarmolekul dalam suatu zat berikut.
Istilah gaya London atau gaya dispersi digunakan, jika gaya antarmolekul itulah satu-satunya, yaitu untuk zat-zat yang nonpolar. Misalnya untuk gas mulia, hidrogen, dan nitrogen.
Istilah gaya van der Waals digunakan untuk zat yang mempunyai dipol-dipol selain gaya dipersi, misalnya hidrogen klorida dan aseton.
2.3 Geometri Molekul
Geometri molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul. Molekul diatomik memiliki geometri linear; Molekul triatomik dapat bergeometri linear atau bengkok; Molekul tetraatomik bergeometri planar (datar sebidang) atau piramida. Semakin banyak atom penyusun molekul, semakin banyak pula geometrinya.
Geometri molekul dapat ditentukan melalui percobaan. Namun demikian, molekul-molekul sederhana dapat diramalkan geometrinya berdasarkan pemahaman tentang struktur elektron dalam molekul.
2.3.1 Teori Domain Elektron
Teori domain elektron adalah suatu cara meramaikan geometri molekul berdasarkan tolak-menolak elektron-elektron pada kulit luar atom pusat. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron, dalam hal ini pada atom pusat. Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut.
Satu pasangan elektron ikatan (PEI), baik ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga, merupakan satu domain.
Satu pasangan elektron bebas (PEB) merupakan satu domain.
No.
Senyawa
Rumus Lewis
Atom Pusat
Jumlah Domain Elektron
PEI
PEB
1.
H2O
H O H
2
2
4
2.
CO2
O C O
2
0
2
3
SO2
O S O
2
1
3
Tabel 1.4
2.3.1 Prinsip Dasar Teori Domain Elektron
1. Antara domain 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.
2. Pasangan elektron bebas mempunyai gaya tolak yang sedikit lebih kuat daripada pasangan elektron ikatan. Hal itu terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom sehingga gerakannya lebih leluasa.
DAFTAR PUSTAKA
Rufaida, Anis Dyah., Wulandari, Erna Tri, dan Waldjinah. 2013. Detik-detik Ujian Nasional Kimia Tahun Pelajaran 2013/2014. Klaten: Intan Pariwara.
Saidah, Aas, dan Purba, Michael. 2013. Kimia Bidang Keahlian Teknologi dan Rekayasa. Jakarta: Penerbit Erlangga.
Syarifudin. 2008. Inti Sari Kimia untuk SMA. Tangerang: Scientific Press.
http://kmplnmakalah.blogspot.com/2012/12/ikatan-kimia.html
http://herisuheri90.blogspot.com/2012/12/makalah-kimia-ikatan-kimia.html
http://kimlemoet.wordpress.com/2013/11/10/ikatan-kimia-kelas-x/
http://www.ut.ac.id/html/suplemen/peki4315/f3.htm
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-kesehatan/ikatan-kimia/ikatan-hidrogen/
https://alkafyuone.wordpress.com/tag/gaya-london/
SUMBER GAMBAR
Gambar 1.1 : http://www.chem-is-try.org/wp-content/uploads/2011/05/Rumus-Pembentukan-NaCl-Lewis.jpg
Gambar 1.2 : http://www.chem-is-try.org/wp-content/uploads/2009/04/pembentukanikatan.jpg
Gambar 1.3: http://3.bp.blogspot.com/-olCunhSlKAk/UFQqTD6urmI/AAAAAAAAAFE/s70eNXxjW3Q/s1600/ikatan-H2O-tahap-3.jpg
Gambar 1.4: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-kesehatan/ikatan-kimia/ikatan-hidrogen/
14
Universitas Tarumanagara
