1. MODUL IKATAN KIMIA DAN BENTUK MOLEKUL
KOMPETENSI DASAR:
Membandingkan proses pembentukan ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan kovalen koordinasi, dan ikatan logam serta interaksi antar partikel (atom, ion, molekul) materi dan hubungannya dengan sifat fisik materi.
INDIKATOR:
1. Menganalisis pembentukan senyawa berdasarkan pembentukan ikatan (berhubungan dengan kecenderungan atom untuk mencapai kestabilan). 2. Membandingkan proses terbentuknya ikatan ion dan ikatan kovalen.
3. Menganalisis penyebab perbedaan titik leleh antara senyawa ion dan kovalen. 4. Menganalisis beberapa contoh pembentukan senyawa kovalen dan senyawa ion.
5. Menganalisis beberapa contoh senyawa kovalen tunggal, kovalen rangkap dua, kovalen rangkap tiga dan kovalen koordinasi.
6. Menganalisis sifat logam dengan proses pembentukan ikatan logam. 7. Menganalisis bentuk geometri molekul dan teori domain elektron.
Pengantar Ikatan Kimia
Ketika dua atom atau ion “berpegangan” dengan sangat erat, dapat dikatan bahwa di antaranya terdapat suatu ikatan kimia. Dalam pembentukannya, yang berperan adalah elektron valensi, yaitu elektron yang berada pada kulit terluar. Untuk memudahkan penggambaran elektron valensi pada atom suatu unsur dan ikatan yang terbentuk dapat digunakan simbol Lewis (simbol titik-elektron Lewis).
A. Teori Kestabilan Atom
Selain gas mulia, hampir semua unsur yang ada di alam terdapat sebagai
senyawa (gabungan dua unsur atau lebih yang terikat secara ikatan kimia). Semua ini menunjukkan bahwa di alam unsur-unsur tidak stabil dalam keadaan unsur bebas. Ketidakstabilan unsur-unsur ini ada hubungannya dengan konfigurasi elektron yang dimilikinya.
Konsep ikatan kimia pertama kali dikemukakan oleh Gilbert Newton Lewis dan Langmuir dari Amerika Serikat, serta Albrecht Kossel dari Jerman pada tahun 1916. Adapun konsep tersebut sebagai berikut:
Kenyataan bahwa gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar membentuk senyawa (sekarang telah dapat dibuat senyawa dari gas mulia Kr, Xe, dan Rn), merupakan bukti bahwa gas-gas mulia memilki susunan elektron yang stabil.
Setiap atom memiliki kecenderungan untuk mempunyai susunan elektron yang stabil seperti gas mulia, dengan cara melepaskan elektron, menerima elektron, atau menggunakan pasangan elektron secara bersama-sama.
Struktur Lewis berguna untuk memahami penggunaan elektron bersama pada ikatan kovalen. Aturan oktet ini tidak berlaku untuk hidrogen sebab atom H akan membentuk konfigurasi elektron seperti He yaitu mempunyai 2 elektron pada kulit terluarnya pada saat membentuk ikatan yang disebut aturan duplet.
B. Struktur Lewis
Pada saat atom-atom membentuk ikatan, hanya elektron-elektron pada kulit terluar yang berperan yaitu elektron valensi. Struktur yang menggambarkan elektron pada kulit terluar suatu atom disebut struktur Lewis.
Tabel Struktur Lewis unsur – unsur periode 2 dan 3
Golongan I A II A III A IV A V A VI A VII A VIII A
Periode 2 Li Be B C N O F Ne
Periode 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
C. Ikatan Ion
Ikatan ion (elektrovalen) adalah ikatan yang terjadi karena adanya gaya tarik – menarik elektrostatik antara ion positif dan ion negatif, ini terjadi karena kedua ion tersebut memiliki perbedaan keelektronegatifan yang besar. Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan elektron (logam) dengan atom yang menerima elektron (non logam). Atom yang melepas elektron berubah menjadi ion positif, sedangkan atom yang menerima elektron menjadi ion negatif. Antara ion- ion yang berlawanan muatan tersebut, terjadi tarik-menarik (gaya elektrostatik) yang disebut ikatan ion.
Ikatan ion merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua senyawa ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu. Perhatikan beberapa contoh pembentukan senyawa ion beikut:
1. Pembentukan NaCl
Garam dapur (NaCl) merupakan senyawa ionik yang penting dalam kehidupan sehari-hari. Petani garam memperoleh kristal NaCl secara tradisional yaitu dengan cara menguapkan air laut dengan bantuan sinar matahari.
Bentuk kristal NaCl
Natrium mempunyai kecenderungan untuk melepaskan elektron terluar daripada klor karena energi ionisasinya lebih rendah dibandingkan dengan klor. Untuk mencapai konfigurasi elektron stabil, natrium melepaskan satu elektron terluarnya sedangkan klor menerima elektron. Pada pembentukan NaCl, satu elektron dari NSa akan diterima oleh Cl.
Setelah terjadi perpindahan elektron, atom-atom tidak lagi bersifat netral tapi
sedangkan klor menerima satu elektron menjadi ion Cl–. Ion Na+ dan Cl– akan tarik-menarik dengan gaya elektrostatik sehingga berikatan.
Na + Cl Na+ Cl
-D. Ikatan Kovalen
Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron secara bersama-sama oleh dua atom. Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron (sesama atom non 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.
Ikatan kovalen tunggal adalah ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama
sepasang elektron (setiap atom memberikan satu elektron untuk digunakan bersama). Pemakaian bersama pasangan elektron pada ikatan kovalen dapat digambarkan melalui struktur Lewis.
Perhatikan contoh berikut:
1. Ikatan kovalen tunggal pada molekul CH4
Atom C memiliki konfigurasi elektron 2 4, sehingga elektron valensinya 4. Adapun konfigurasi elektron atom H adalah 1 sehingga elektron valensinya adalah 1. Jadi, dapat digambarkan struktur Lewis berikut:
+
C
H
H H H
2. Ikatan kovalen tunggal pada molekul H2
Atom H memiliki konfigurasi elektron 1 sehingga elektron valensinya 1. Untuk mencapai kestabilannya, atom H cenderung menerima 1 elektron. Jika 2 atom H saling berikatan, setiap atom H menyumbangkan 1 elektron untuk digunakan bersama sehingga elektron yang digunakan bersama jumlahnya 2.
3. Ikatan kovalen tunggal pada molekul HCl
H Cl
E. Ikatan kovalen rangkap
Dalam mencapai konfigurasi stabil gas mulia, dua atom tidak saja dapat memiliki ikatan melalui sepasang elektron tetapi juga dapat 2 atau 3 pasang. Ikatan dengan dua pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap dua (dilambangkan dengan dua garis). Ikatan dengan tiga pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap tiga (dilambangkan dengan tiga garis). Perhatikan contoh berikut:
1. Ikatan kovalen rangkap dua pada molekul O2
Atom O memiliki konfigurasi elektron 2 6 sehingga elektron valensinya 6. Untuk mencapai kestabilannya, atom O cenderung menerima 2 elektron. Jika 2 atom O saling berikatan, setiap atom O harus menyumbangkan 2 elektron untuk digunakan bersama sehingga elektron yang digunakan bersama jumlahnya 4.
2. Ikatan kovalen rangkap dua pada molekul CO2
Atom N memiliki konfigurasi elektron 2 5 sehingga elektron valensinya 5. Untuk mencapai kestabilannya, atom N cenderung menerima 3 elektron. Jika 2 atom N saling berikatan, setiap atom N harus menyumbangkan 3 elektron untuk digunakan bersama sehingga elektron yang digunakan bersama berjumlah 6.
F. Ikatan Kovalen Koordinasi
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terbentuk dari pemakaian pasangan elektron bersama yang berasal dari salah satu atom yang memiliki pasangan elektron bebas. Contoh senyawa yang memiliki ikatan kovalen koordinasi adalah HNO3, NH4Cl, SO3, dan H2SO4.
Ciri dari ikatan kovalen koordinasi adalah pasangan elektron bebas dari salah satu atom yang dipakai secara bersama- sama, seperti pada contoh senyawa HNO3 berikut ini. Tanda panah menunjukkan pemakaian elektron dari atom N yang digunakan secara bersama oleh atom N dan O. G. Penyimpangan Aturan Oktet
Ikatan kovalen terbentuk antara atom nonlogam dan atom nonlogam lainnya dengan cara pemakaian elektron bersama sehingga setiap atom yang
terlibat memenuhi kaidah oktet/duplet. Akan tetapi, aturan itu ternyata banyak dilanggar dan gagal dalam meramalkan rumus kimia senyawa dari unsur-unsur transisi dan postransisi.
Pengecualian aturan oktet dapat dibagi dalam tiga kelompok sebagai berikut:
1. Senyawa yang tidak mencapai aturan oktet.
Senyawa yang atom pusatnya mempunyai elektron valensi kurang dari 4 termasuk dalam kelompok ini. Hal ini menyebabkan setelah semua elektron valensinya dipasangkan tetap belum mencapai oktet. Contohnya adalah BeCl2, BCl3, dan AlBr3.
2. Senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil.
3. Senyawa yang melampaui aturan oktet.
Ini terjadi pada unsur-unsur periode 3 atau lebih yang dapat menampung lebih dari 8 elektron pada kulit terluarnya (ingat, kulit M dapat menampung hingga 18 elektron). Beberapa contoh adalah PCl5, SF6, ClF3, IF7, dan SbCl5.
Kepolaran atau pengkutuban dalam ikatan kimia adalah suatu keadaan yang disebabkan distribusi (penyebaran) elektron tidak merata atau elektron lebih cenderung tertarik pada salah satu atom. Kepolaran erat kaitannya dengan keelektronegatifan dan bentuk molekul.
1) Ikatan Kovalen Polar
Senyawa kovalen dikatakan polar jika senyawa tersebut memiliki perbedaan keelektronegatifan. Dengan demikian, pada senyawa yang berikatan kovalen terjadi pengutuban muatan. Ikatan kovalen tersebut dinamakan ikatan kovalen polar. Pada ikatan kovalen polar, distribusi elektron pada dua atom yang berikatan tidak merata. Artinya, salah satu atom lebih kuat menarik elektron ke arahnya (atom yang lebih elektronegatif), sehingga pada atom itu terkumpul elektron dan terbentuk kutub negatif, sedangkan atom yang elektronnya tertarik membentuk kutub positif, serta bentuk molekulnya asimetris atau tidak simetris.
Contoh: Dalam pembentukan molekul HF, kedua elektron dalam ikatan kovalen digunakan tidak seimbang oleh inti atom H dan inti atom F sehingga terjadi pengutuban atau polarisasi muatan.
2) Ikatan Kovalen Nonpolar
Pada ikatan kovalen nonpolar, distribusi elektron pada kedua atom yang saling berikatan merata. Artinya, tarikan elektron dari tiap – tiap atom sama besar (harga keelektronegatifan sama), sehingga tidak membentuk polarisasi muatan serta bentuk molekul akan menjadi simetris.
Contoh: Dalam pembentukan molekul I2, kedua elektron dalam ikatan kovalen digunakan secara seimbang oleh kedua inti atom iodin tersebut. Oleh karena itu, tidak akan terbentuk muatan (tidak terjadi pengutuban atau polarisasi muatan).
I. Ikatan Logam
Ikatan logam merupakan ikatan kimia antara atom-atom l ogam, bukan merupakan ikatan ion maupun ikatan kovalen. Dalam suatu logam terdapat atom-atom sesamanya yang berikatan satu sama lain sehingga suatu logam akan bersifat kuat, keras, dan dapat ditempa.
ikatan antaratom logam sukar dilepaskan. Unsur-unsur logam pada umumnya merupakan zat padat pada suhu kamar dan kebanyakan logam adalah penghantar listrik yang baik.
J. Perbedaan Sifat Fisika Senyawa Ion, Kovalen, dan Logam Berikut merupakan tabel perbedaan senyawa ion dan senyawa kovalen.
No Aspek Sifat Ion Kovalen Logam
1. Wujud zat Kristal pada suhu kamar
Gas/cair/padat Padat
2. Tingkat kekerasan Permukaan keras, tapi rapuh
4. Sifat kelarutan Larut dalam pelarut polar
2. BENTUK MOLEKUL DAN GAYA ANTARMOLEKUL
Jumlah
3 0 AX3 Trigonalplanar BCl3 Non Polar
C
O O
B
Cl
2 1 AX2E Bengkok SO2 Polar
2 2 AX2E2 bentuk VPlanar H2O H
O
H
Polar
5 0 AX5 Bipiramidatrigonal PCl5 P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl Non Polar
4 1 AX4E Bipiramidatrigonal SF4 S
F F
F
F polar
3 2 AX3E2 bentuk TPlanar BrF3 Br
4 2 AX4E2 Sisiempatdatar XeF4 F S
F F F
Polar
2 3 AX2E3 Linear XeF2
F
Xe
F
Polar6 0 AX6 Oktahedron SF6 Non Polar
5 1 AX5E Linear IF5 Polar
Antara molekul yang satu dengan molekul lainnya, terdapat suatu interaksi atau gaya tarik-menarik yang mempengaruhi sifat fisis zat tersebut. Gaya tarik-menarik antar molekul yang satu dengan molekul yang lainnya disebut gaya antarmolekul. Gaya antarmolekul tesebut dipengaruhi oleh geometri/ bentuk molekul yang terlibat di dalamnya.
Bentuk molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul. Geometri molekul dapat ditentukan melalui percobaan, tetapi geometri molekul sederhana dapat diramal berdasarkan struktur elektron dalam molekul. Yaitu teori tolak-menolak elektron-elektron kulit terluar atom pusatnya, yang disebut teori domain elektron.
1. Teori domain electron
Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR
(valence shell electron pair repulsion). Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron. Jumlah domain ditentukan sebagai berikut:
a. Setiap elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1 domain.
b. Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain
Kasus yang paling sederhana adalah berilium klorida, BeCl2. Perbedaan
elektronegatifitas antara berilium dan klor tidak cukup untuk menghasilkan pembentukan ion.
Berilium memiliki dua elektron terluar karena terletak pada golongan dua. Berilium membentuk ikatan kepada dua klor, tiap atom klor menambhkan elektron yang lain ke tingkat terluar dari berilium. Tidak terdapat muatan ionik yang perlu ditakutkan, karena itu terdapat 4 elektron yang bersama-sama – 2 pasang.
Hal ini membentuk 2 ikatan dan karena itu tidak terdapat pasangan elektron mandiri. Dua pasangan ikatan tertata dengan sendirinya pada sudut 180o satu sama lain, karena hal ini sebagai yang paling jauh yang dapat mereka capai. Molekul digambarkan dengan linear.
Be
Cl Cl
Tiga pasangan elektron disekeliling atom pusat
Kasus yang paling sederhana adalah BF3 atau BCl3.
Boron terletak pada golongan 3, karena itu dimulai dengan 3 elektron. Tidak terdapat muatan, karena itu totalnya 6 elektron – 3 pasang.
Karena boron membentuk 3 ikatan maka tidak terdapat pasangan elektron mandiri. Tiga pasang ikatan tertata dengan sendirinya sejauh mungkin. Semuanya terletak dalam suatu bidang yang memiliki sudut 120° satu sama lain. Susunan seperti ini disebut trigonal planar.
B F
F
F
Empat pasangan elektron disekeliling atom pusat
Terdapat banyak contoh untuk ini. Yang paling sederhana adalah metana, CH4.
Karbon terletak pada golongan 4, dan karena itu memiliki 4 elektron terluar. Karbon membentuk 4 ikatan dengan hidrogen, penambahan 4 elektron yang lain – seluruhnya 8, dalam 4 pasang. Karena membentuk 4 ikatan, semuanya harus menjadi pasangan ikatan.
Empat pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada jarak yang disebut susunan tetrahedral. Tetrahedron adalah piramida dengan dasar segitiga. Atom karbon terletak di tengah-tengah dan hidrogen pada empat sudutnya. Semua sudut ikatan adalah 109.5°.
12 H
H
C H
H H H
Contoh lain dengan empat pasang elektron disekeliling atom pusat Amonia, NH3
Nitrogen terletak pada golongan 5 dan karena itu memiliki 5 elektron terluar. Tiap-tiap atom hidrogen yang tiga menambahkan elektron yang lain ke elektron nitrogen pada tingkat terluar, menjadikannya total 8 elektron dalam 4 pasang. Karena nitrogen hanya membentuk tiga ikatan, satu pasang harus menjadi pasangan elektron mandiri. Pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada bentuk tetrahedral seperti metana.
H
H H
N
Pada kasus ini, Faktor tambahan masuk. Pasangan elektron mandiri terletak pada orbital yang lebih pendek dan lebih bulat dibandingkan orbital yang ditempati pasangan elektron ikatan. Karena hal ini, terjadi tolakan yang lebih besar antara pasangan elektron mandiri dengan pasangan elektron ikatan dibandingkan antara dua pasangan elektron ikatan
Gaya pasangan elektron ikatan tersebut sedikt rapuh ? terjadi reduksi sudut ikatan dari 109.5o menjadi 107o. Ini tidak terlelu banyak, tetapi penguji akan mengharapkan
kamu mengetahuinya
Hati-hati ketika kamu menggambarkan bentuk amonia. Meskipun pasangan elektron tersusun tetrahedral, ketika kamu menggambarkan bentuknya, kamu hanya memperhatikan atom-atomnya. Amonia adalah piramidal – seperti piramida dengan tiga hidrogen pada bagian dasar dan nitrogen pada bagian puncak.
Air, H2O
H
O
H
Bentuknya tidak dapat digambarkan dengan tetrahedral, karena kita hanya “melihat†oksigen dan hidrogen ? bukan pasangan mandiri. Air digambarkan dengan bengkok atau bentuk V.
Ion amonium, NH4+
Nitrogen memiliki 5 elektron terluar, ditambah 4 elektron dari empat hidrogen ? sehinga totalnya jadi 9. Tetapi hati-hati! Ion amonium adalah ion positif. Ion ini memiliki muatan +1 karena kehilangan satu elektron. Sehingga tinggal 8 elektron pada tingkat terluar nitrogen. Karena itu menjadi 4 pasangan, yang semuanya berikatan karena adanya empat hidrogen
Ion amonium memiliki bentuk yang sama dengan metana, karena ion amonium memiliki susunan elektronik yang sama. NH4+ adalah tetrahedral
Metana dan ion amonium dikatakan isoelektronik. Dua spesi (atom, molekul atau ion) dikatakan isoelektronik jika keduanya memiliki bilangan dan susunan elektron yang sama (termasuk perbedaan antara pasangan ikatan dan pasangan mandiri).
Ion hidroksonium, H3O+
Oksigen terletak pada golongan 6 – karena itu memiliki 6 elektron terluar. Tambahan tiap 1 atom hidrogen, memberikan 9. Ambil satu untuk ion +1, tinggal 8. Hal ini memberikan 4 pasang, 3 diantaranya adalah pasangan ikatan. Ion hidroksonium adalah isoelektronik dengan amonia, dan memiliki bentuk yang identik – piramidal.
Lima pasangan elektron disekeliling atom pusat Contoh yang sederhana: fosfor(V) fluorida PF5
Fosfor (terletak pada golongan 5) memberikan kontribusi 5 elektron, dan lima fluor memberikan 5 lagi, memberikan 10 elektron dengan 5 pasang disekeliling atom pusat. Karena fosfor membentuk lima ikatan, tidak dapat membentuk pasangan mandiri. Lima pasang elektron disusun dengan menggambarkan bentuk trigonal bipyramid -tiga fluor terletak pada bidang 120o satu sama lain; dua yang lainnya terletak
Contoh yang rumit, ClF3
Klor terletak pada golongan 7 dan karena itu memiliki 7 elektron terluar. Tiga fluor masing-masing memberikan kontribusi 1 elektron, menghasilkan total 10 – dalam 5 pasang. Klor membentuk tiga ikatan ? meninggalkan 3 elektron ikatan dan 2 pasangan mandiri, yang akan tersusun dengan sendirinya ke dalam bentuk trigonal bipiramida.
Akan tetapi jangan meloncat ke kesimpulan. Terdapat tiga cara yang dapat kamu lakukan untuk menyususun 3 pasangan ikatan dan 2 pasangan mandiri menjadi bentuk trigonal bipiramida. Susunan yang baik akan menjadi menghasilkan satu susunan dengan jumlah minimum tolakan – dan kamu tidak akan dapat menganbil keputusan tanpa menggambarkannya terlebih dahulu semua kemungkinannya.
Hanya terdapat satu susunan memungkinkan. Sesuatu yang lain mungkin kamu pikirkan sebagai satu yang sederhana pada perputaran dalam jarak tertentu. Kita perlu menyusun susunan yang memiliki tolakan minimum diantara berbagai pasangan elektron.
Aturan yang baru diterapkan pada kasus seperti ini:
Salah satu struktur yang memiliki jumlah tolakan besar yang jelas.
Pada diagram ini, dua pasangan mendiri terletak pada sudut 90o satu sama lain,
dimana pada kasus yang lain keduanya terletak pada sudut lebih besar dari 90o, dan
karena itu tolakan dapat diabaikan. ClF3 memang tidak dapat disusun melalui bentuk ini
karena tolakan yang sangat kuat antara pasangan mandiri dengan pasangan mandiri. Untuk memilih salah satu diantara dua, kamu perlu menghitung tolakan yang paling kecil.
Pada gambar berikutnya, tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90o terhadap
3 pasangan mandiri, dan karena itu tiap pasangan mandiri bertanggung jawab terhadap tolakan 3 pasangan mandiri dengan pasangan ikatan.
Karena terdapat dua pasangan mandiri karena itu terdapat 6 tolakan pasangan mandiri-pasangan ikatan. Dan itu semuanya. Pasangan ikatan terletak pada sudut 120o
satu sama lain, dan tolakannya dapat diabaikan. Sekarang mempertimbangkan struktur akhir.
Tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90o terhadap 2 pasangan mandiri –
satu diatas bidang dan yang lainnya dibawah bidang. Hal ini membuat total 4 tolakan pasangan mandiri-pasangan ikatan ? dibandingkan dengan 6, hal tersebut memiliki tolakan relatif kuat pada gambar yang terakhir. Fluor yang lain (satu pada bidang) terletak pada sudut 120o, dan merasakan tolakan yang tidak berarti dari pasangan
mandiri.
Ikatan ke arah fluor pada bidang adalah 90o ke arah ikatan diatas dan dibawah
bidang, karena itu terdapat total 2 tolakan pasangan ikatan dengan pasangan ikatan. Struktur dengan jumlah minimum tolakan adalah yang terakhir, karena tolakan pasangan ikatan dengan pasangan ikatan lebih kecil dibandingkan tolakan pasangan mandiri dengan pasangan ikatan. ClF3 digambarkan dengan bentuk T.
Br F
F
DAFTAR PUSTAKA
Brady, James and Humiston, 1986, General Chemistry 4/E Principle and Structure, SI Version. New York: John Wiley & Sons.
Petruci, Ralph. H – Suminar. 1989. Kimia dasar Prinsip dan Terapan Modern Jilid 3 , Edisi keempat. Jakarta: Penerbit Erlangga.
