IKATAN KIMIA DAN STRUKTUR MOLEKULAR
B. Uraian Materi 5 5.1 Ikatan Kimia
5.2 Ikatan Ionik
Berbagai Tipe Konfigurasi Elektronik Spesies Ionik
Secara sederhana, ikatan ionik dapat didefinisikan sebagai ikatan antara dua macam ion, kation dan anion, oleh gaya-gaya elektrostatik Coulomb. Namun, misalnya untuk senyawa kompleks [Fe(H2O)6]2+, ion pusat Fe2+ dengan molekul pengeliling H2O, juga
sebagian diikat oleh gaya-gaya elektrostatik antara ion pusat dengan dipol listrik tetap yaitu negatif yang dihasilkan oleh molekul pengeliling. Oleh karena ikatan ionik terjadi dengan cara transfer elektron, maka dapat diramalkan bahwa unsur-unsur golongan alkali dan alkali tanah dengan karakteristik ns(1-2) mempunyai kecenderungan yang cukup kuat untuk
membentuk ikatan ionik dengan unsur-unsur golongan halogen dan oksigen dengan karakteristik ns2 np(4-5). Kenyataannya ditemui berbagai tipe ion dengan konfigurasi
elektronik tertentu sebagaimana diuraikan berikut ini.
Spesies Tanpa Elektron Valensi
Ion hidrogen H+, barangkali dapat dipandang sebagai satu-satunya contoh spesies
tanpa elektron valensi, meskipun eksistensinya distabilkan dalam bentuk tersolvasi oleh pelarut, yaitu sebagai ion hidronium, H3O+, dalam air.
Spesies dengan Dua Elektron Valensi
Beberapa spesies yang cukup stabil dengan dua elektron valensi adalah ion hidrida, H-, Li+, dan Be2+. Ion-ion ini mengadposi konfigurasi elektronik gas mulia He.
Spesies dengan Delapan Elektron Valensi
Pembentukan spesies yang stabil dengan delapan elektron valensi seperti, Na+, Mg2+,
F-, dan O2-, dapat dilukiskan dengan diagram berikut:
Jadi, NaF, Na2O, MgF2, dan MgO sering dianggap contoh spesies “ionik” dengan
mengadopsi konfigurasi elektron valensi gas mulia terdekat, Ne.
Spesies dengan Delapanbelas Elektron Valensi
Kenyataan menunjukkan bahwa banyak senyawa-senyawa golongan d juga bersifat
ionik; sudah barang tentu kestabilan konfigurasi elektroniknya, khususnya jumlah elektron valensi, tidak lagi mengikuti kaidah oktet, tetapi mencapai delapanbelas. Spesies ini banyak ditemui pada gologan 11, 12 bahkan juga golongan 13 mulai periode 4, yaitu:
→ ← 10Ne 9F - → 12Mg -2 e ← 11Na [10Ne] 3s 1 [10Ne] 3s 2 - e + e 8O 2- 9F [2He] 2s 2 2p5 [2He] 2s 2 2p4 8O + 2 e 11Na+ 12Mg 2+
Golongan 11 Golongan 12 Golongan 13
29Cu → 29Cu+ 30Zn → 30Zn2+ 31Ga → 31Ga3+ 47Ag → 47Ag+ 48Cd → 48Cd2+ 49In → 49In3+ 79Au → 79Au+ 80Hg → 80Hg2+ 81Tl → 81Tl3+
Ketiga kelompok unsur tersebut secara berurutan dapat membentuk kation M+, M2+,
dan M3+, yang cukup stabil dengan melepaskan elektron valensi ... n
s(1-2) np(0-1) dan
menyisakan konfigurasi elektronik terluar ... (n-1)s2 (n-1)p6 (n-1)d10, sebanyak 18
elektron. Perlu dicatat bahwa konfigurasi 18 elektron terluar ini hanya dicapai dengan cara pelepasan elektron, dan tidak pernah dicapai dengan cara penangkapan elektron, dan oleh karena itu spesies ini hanya dijumpai dalam bentuk kation saja.
Spesies dengan "Delapanbelas + Dua" Elektron Valensi
Spesies ini umumnya terdiri atas unsur-unsur berat. Unsur 81Tl dijumpai sebagai
kation Tl3+ yaitu sistem 18 elektron valensi yang cukup stabil. Namun demikian, kation Tl+
dengan konfigurasi elektronik [36Kr] 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2, ternyata juga ditemui dan
bahkan lebih stabil daripada kation Tl3+. Kestabilan sistem konfigurasi ini sering pula
dikaitkan dengan kenyataan penuhnya semua orbital yang terisi, yang secara khusus dikenal sebagai sistem konfigurasi elektronik “18 + 2” atau dengan istilah spesies dengan
pasangan elektron inert. Unsur-unsur Ga, In, dan Tl (golongan 13), Ge, Sn, dan Pb
(golongan 14), dan As, Sb, dan Bi (golongan 15) dapat membentuk secara berurutan ion- ion M+, M2+, dan M3+ yang khas dengan pasangan elektron inert, (4-6)s2.
Peran pasangan elektron inert terhadap kestabilan ion dalam golongan ternyata
semakin kuat dengan naiknya nomor atom. Misalnya Tl+, secara berurutan lebih stabil
daripada In+ dan Ga+; Sn4+ lebih stabil daripada Sn2+, tetapi sebaliknya Pb2+ lebih stabil
daripada Pb4+. Dalam golongan 15, Sb3+ dan Bi3+ cukup stabil, demikian juga Sb5+; tetapi,
Bi5+ kurang stabil.
Spesies dengan Berbagai Macam Elektron Valensi
Ion-ion tipe ini terdiri atas unsur-unsur transisi golongan d dan f yang mempunyai
konfigurasi elektronik d dan f belum penuh. Umumnya, ion-ion ini mempunyai konfigurasi
elektronik terluar 8 -18, yaitu ns2 np6 nd(0-10) dengan n = 3, 4, 5. Tambahan pula, unsur-
unsur golongan transisi dikenal dapat membentuk kation dengan berbagai tingkat oksidasi. Unsur-unsur golongan f, lantanoida dan aktinoida, masing-masing mempunyai
konfigurasi elektonik ... 4f(1-14) 5s2 5p6 5d (0-1) 6s2, dan ... 5f(1-14) 6s2 6p6 6d (0-1) 7s2. Dengan
melepas elektron terluar, (n-1)d (0-1) ns2, unsur-unsur tersebut menghasilkan kation M3+
yang cukup stabil dengan meninggalkan konfigurasi elektron valensi 8, tetapi dengan berbagai jumlah elektron sebelah dalam belum penuh, (n-2)f (1-14). Kestabilan ion-ion
transisi dan transisi dalam umumnya berkaitan dengan pembentukan senyawa kompleks.
Kecenderungan Pembentukan Ion
Urut-urutan kestabilan keenam tipe ion tersebut adalah bahwa tipe konfigurasi elektronik gas mulia paling stabil, diikuti oleh tipe konfigurasi delapanbelas elektron; ion dengan tipe struktur konfigurasi unsur-unsur transisi dan transisi dalam paling tidak stabil.
Makin stabil struktur konfigurasi ion, makin kurang kecenderungan ion membentuk ion kompleks.
Pertanyaan yang segera muncul adalah faktor-faktor apa saja yang menunjang pembentukan suatu ion? Secara umum dapat diramalkan bahwa tingkat kemudahan pembentukan suatu ion dipengaruhi oleh tiga faktor utama yaitu:
(1) kestabilan konfigurasi elektronik ion yang bersangkutan, makin stabil konfigurasi yang dibentuk makin mudah suatu unsur membentuk ionnya.
(2) muatan ion, makin kecil muatan ion makin mudah ion ini terbentuk, dan
(3) ukuran ion, makin besar ukuran kation dan makin kecil ukuran anion, keduanya makin mudah terbentuk.
Mengapa demikian? Pada dasarnya, semakin banyak elektron yang dilepas dari atom atau ionnya semakin besar energi yang diperlukan karena elektron sisa semakin kuat diikat oleh muatan inti efektif spesies yang semakin besar pula. Tetapi untuk atom-atom yang lebih besar ukurannya, elektron terluar tidak terlalu kuat diikat oleh inti sehingga atom-atom ini mampu membentuk ion-ion dengan muatan lebih besar daripada atom-atom yang lebih kecil. Sebagai contoh untuk golongan 14, atom C dan Si keduanya sukar membentuk ion M4+, tetapi Sn dan Pb keduanya mudah membentuk ion M4+. Sebaliknya pada
pembentukan anion, atom-atom yang kecil relatif lebih kuat mengikat elektron; untuk golongan halogen, misalnya atom F lebih mudah membentuk ion F- daripada atom Cl, dan seterusnya Br dan I.
Sifat-sifat Fisik Spesies Ionik
Uraian di atas membahas tentang pelepasan dan pengikatan elektron untuk membentuk ion positif dan ion negatif dalam molekul senyawanya. Bila kondisi tidak memungkinkan untuk pembentukan ion tertentu, maka persekutuan elektron akan terjadi dan ikatan kovalen terbentuk. Transisi dari sifat ionik ke sifat kovalen tergantung pada beberapa faktor. Kriteria penentuan kedua macam sifat tersebut dapat didasarkan pada sifat-sifat fisik spesies yang bersangkutan. Senyawa ionik umumnya mempunyai titik didih dan titik leleh yang relatif tinggi, dan merupakan penghantar listrik yang baik dalam keadaan leburan maupun larutannya. Relatif tingginya titik didih disebabkan oleh relatif besarnya energi yang diperlukan untuk memutuskan gaya-
gaya Coulomb antara ion-ion sedangkan sifat penghantar listrik disebabkan oleh gerakan ion-ion dalam leburan atau larutannya.
Contoh dua spesies ekstrem adalah senyawa ionik NaCl dan senyawa kovalen CCl4. Menurut teori polarisasi
yang dikembangkan oleh Fajan, bila dua ion saling berdekatan bentuk awan elektron dari anion akan dipengaruhi oleh tarikan kation dan pada saat yang sama
kedua inti anion dan inti kation akan saling tolak menolak. Hal ini akan mengakibatkan terjadinya deformasi atau polarisasi pada anion sebagaimana dilukiskan oleh Gambar 5. 1. Pada umumnya ukuran kation jauh lebih kecil daripada anion, oleh karena itu sifat polarisasi kation juga jauh lebih kecil daripada polarisasi anion. Hal yang terpenting untuk
Gambar 5.1 Bentuk: A ion normal, dan
B terpolarisasi
-
+ A-
+ Bdiketahui adalah bahwa pengaruh polarisasi ini mengakibatkan elektron-elektron khususnya elektron valensi tidak lagi sepenuhnya dipengaruhi oleh salah satu ion atau atom saja melainkan terdistribusi sedemikian sehingga di bawah pengaruh kedua ion atau atom yang bersangkutan. Semakin besar derajat pengaruh kedua atom secara bersamaan, semakin kecil derajat sifat ionik dan semakin besar derajat sifat kovalen spesies yang bersangkutan. Efek ini dapat dirumuskan sebagaimana uraian berikut ini.
(1) Besarnya muatan. Naiknya muatan ion mengakibatkan naiknya sifat terpolarisasi ion
lawan, sehingga menurunkan sifat ionik dan menaikkan sifat kovalen spesies yang bersangkutan, sebagaimana ditunjukkan oleh data-data untuk senyawa klorida, berikut ini:
Kation Titik leleh klorida anhidrat (oC) Konduktifitas ekivalen leburan klorida Na+ 800 133 Mg2+ 715 29 Al3+ menyublim pada 180 1,5 x 10-5
Contoh di atas menunjukkan bahwa sifat ionik menurun dari NaCl ke MgCl2, dan
AlCl3 bukan lagi bersifat ionik melainkan bersifat kovalen.
(2) Ukuran ion. Semakin kecil ukuran kation semakin terkonsentrasi muatan
positifnya sehingga semakin efektif pengaruh polarisasinya terhadap anion; akibatnya semakin rendah sifat ionik spesies yang bersangkutan sebagaimana ditunjukkan oleh data senyawa klorida berikut:
Kation Titik leleh klorida (oC) Konduktifitas ekivalen leburan klorida Be2+ 404 0,086 Mg2+ 715 29 Ca2+ 774 52 Sr2+ 870 56 Ba2+ 955 65
Contoh di atas sangat jelas menunjukkan adanya hubungan antara kenaikan ukuran kation dengan kenaikan sifat ioniknya. Sebaliknya, semakin besar ukuran anion semakin mudah awan elektronnya terpolarisasi oleh kation; akibatnya semakin lemah sifat ionik atau semakin kuat sifat kovalensi spesies yang bersangkutan sebagaimana ditunjukkan oleh data untuk senyawa halida berikut:
Spesies Ukuran anion (Å) Ttik leleh (oC)
Na F 1,36 990
NaCl 1,81 801
NaBr 1,95 755
NaI 2,16 651
Jadi, data tersebut menyarankan bahwa sifat ionik terkuat ditunjukkan oleh natrium fluorida dan terlemah oleh natrium iodida.
5.3 Ikatan Kovalen
