06. IKATAN KIMIA

3. Ikatan Kimia

Materi terdiri atas atom. Oleh karena kimia mempelajari materi, teori atom merupakan fondasi logis kimia. Namun, kimia tidak berbasiskan atom saja. Kimia pertama akan muncul ketika atom bergabung membentuk molekul. Proses yang menjelaskan bagaimana karakter hubungan atom dengan atom, yakni pembentukan ikatan kimia sangat berperan dalam perkembangan kimia. Untuk memahami ikatan kimia dengan sebenarnya diperlukan dukungan mekanika kuantum. Kini mekanika kuantum merupakan bagian yang tak terpisahkan dari kimia. Jadi mekanika kuantum sangat diperlukan bagi yang ingin mempelajari betapa pentingnya ikatan kimia.

3.1 Teori ikatan kimia sebelum abad 20

a. Afinitas kimia

Teori atom adalah premis untuk konsep ikatan kimia. Namun, teori afinitas lebih disukai kimiawan abad 18 mungkin dapat dianggap sebagai asal teori ikatan kimia modern, walaupun afinitas kimia merupakan teori reaksi kimia. Dasar teori afinitas adalah konsep „like attract like“, sesama manarik sesama. Kimiawan Perancis Étienne François Geoffroy (1672-1731) membuat tabel dengan enambelas jenis zat didaftarkan dalam urutan afinitasnya pada zat lain (Gambar 3.1). Karya ini memiliki signifikansi historis karena orang dapat memprediksi hasil reaksi dengan bantuan Gambar 3.1.

Sekitar pertengahan abad 19, kimiawan mencari cara untuk mengukur afinitas kimia dengan kuantititatif. Kimiawan Denmark Hans Peter Jargen Julius Thomsen (1826-1909) dan kimiawan Pernacis Pierre Eugene Marcelin Berthelot (1827-1907) menggunakan kalor yang dihasilkan dalam reaksi sebagai ukuran afinitas kimia. Namun, ada beberapa reaksi yang endoterm, walaupun sebagian besar reaksi eksoterm. Kemudian menjadi jelas, tidak ada hubungan yang sederhana antara kalor yang dihasilkan dalam reaksi dan afinitas kimia.

b. Dualisme Elektrokimia

Dualisme elektrokimia adalah teori ikatan kimia rasional yang pertama, dan teori ini diusulkan oleh Davy, Berzelius dkk di pertengahan pertama abad 19. Dasar teori Berzelius adalah sebagai berikut: atom berbagai unsur bermuatan positif atau negatif dalam jumlah yang berbeda, dan muatan ini adalah gaya dorong pembentukan zat. Misalnya, tembaga bermuatan listrik positif dan oksigen bermuatan negatif. Tembaga oksida terbentuk dengan kombinasi kedua unsur tersebut masih sedikit positif. Hal ini yang menyebabkan umumnya oksida logam yang agak positif dan air yang agak negatif bereaksi satu sama lain menghasilkan hidroksida. Penemuan bahwa elektrolisis oksida logam alkali menghasilkan logam dan oksigen dengan baik dijelaskan dengan dualisme elektrokimia.

Namun, ditemukan beberapa kasus yang tidak cocok dengan teori ini. Menurut aksioma Berzelius, atom hidrogen bermuatan positif dan atom khlorin bersifat negatif. Menurut teori Berzelius, walaupun asam asetat, CH3COOH, bersifat asam, asam trikhloroasetat, CCl3COOH, seharusnya basa. Berzelius percaya b ahwa muatan listrik adalah asal usul keasaman dan kebasaan. Karena penukaran hidrogen dengan khlorin, yang muatannya berlawanan, akan membentuk basa. Faktanya asam trikhloroasetat asam, bahkan lebih asam dari asam asetat Dualisme elektrokimia dengan demikian perlahan ditinggalkan.

Teori Valensi

Di paruh akhir abad 19, teori yang lebih praktis diusulkan dari bidang kimia organik. Banyak senyawa organik yang telah disintesis sebelum masa itu, dan strukturnya telah ditentukan dengan analisis kimia. Karena dijumpai banyak senyawa yang secara kimia mirip (misalnya, dalam nomenklatur saat ini sifat-sifat deret asam karboksilat), kimiawan mengusulkan beberapa teori untuk mengklasifikasikan dan mengurutkan kemiripan sifat ini. Menurut salah satu teori, satu radikal (misalnya radikal benzoil, C7H5O) yang terdiri dari beberapa atom dianggap ekuivalen dengan satu atom dalam senyawa anorganik (Tabel 3.1). Teori lain menjelaskan bahwa kemampuan ikatan (afinitas kimia) atom tertentu yang terikat sejumlah tertentu atom lain.

Table 3.1 Beberapa contoh senyawa dengan radikal benzoil

Rumus saat itu Rumus modern Nama
C7H5O・H C6H5CHO Benzaldehida
C7H5O・OH C6H5COOH Asam benzoat
C7H5O・Cl C6H5COCl benzoil khlorida

Kimiawan Jerman Stradouity Friedrich August Kekulé (1829-1896) dan kimiawan Inggris Archibald Scott Couper (1831-1892) mengelaborasikan teori kedua menjadi teori valensi. Kekulé menganggap bahwa satu atom karbon memiliki empat satuan afinitas (dalam terminologi modern, valensi) dan menggunakan satuan afinitas ini dengan empat atom hidrogen membentuk CH4 atau berkombinasi dengan dua atom oksigen membentuk CO2. Ia juga menyarankan kemungkinan atom karbon dapat berkombinasi dengan atom karbon lain, menggunakan satu dari empat valensinya, dan setiap atom karbon dapat berkombinasi dengan atom lain termasuk atom karbon, dengan menggunakan tiga valensi sisanya.

Kekulé mengusulkan metoda menggambarkan molekul (yang disebut dengan sosis Kekulé) seperti di gambar 3.2. Pada tahap ini, valensi hanya sejenis indeks yang mengindikasikan rasio atom yang menyusun molekul.

Metana CH4 etana CH3CH3 asam asetat CH3COOH

Gambar 3.2 Struktur molekul yang diusulkan oleh Kekulé. Pada tahap ini konsep ikatan kimia yang menghubungkan atom belum jelas.

Couper memformulasikan teorinya dengan cara yang mirip, tetapi ia mendahului Kekulé dalam menggunakan istilah “ikatan” yang digunakan seperti saat ini untuk menyatakan ikatan atom atom. Konsep fundamental dalam kimia organik modern, yakni rantai atom karbon, secara perlahan diformulasikan. Jadi konsep ikatan kimia digunakan oleh Kekulé dan Couper didasarkan atas teori valensi dan ikatan kimia pada dasarnya identik dengan konsep modern ikatan kimia. Harus ditekankan bahwa di abad 19 tidak mungkin menjawab pertanyaan mendasar mengapa kombinasi tetentu dua atom membentuk ikatan sementara kombinasi dua atom lain tidak akan membentuk ikatan.
Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

3.2 Teori ikatan kimia berdasarkan teori Bohr

a. Ikatan ionik

Untuk mengetahui ikatan kimia dengan lebih dalam, atom harus dikenal dengan lebih dalam. Daro awal abad 20, pemahaman ilmuwan tentang struktur atom bertambah mendalam, dan hal ni mempercepat perkembangan teori ikatan kimia.

Kimiawan Jerman Albrecht Kossel (1853-1927) menganggap kestabilan gas mulia disebabkan konfigurasi elektronnya yang penuh (yakni, konfigurasi elektron di kulit terluarnya, kulit valensi, terisi penuh). Ia berusaha memperluas interpretasinya ke atom lain. Atom selain gas mulia cenderung mendapatkan muatan listrik (elektron) dari luar atau memberikan muatan listrik ke luar, bergantung apakah jumlah elektron di kulit terluarnya lebih sedikit atau lebihbanyak dari atom gas mulia yang terdekat dengannya. Bila suatu atom kehilangan elektron, atom tersebut akan menjadi kation yang memiliki jumlah elektron yang sama dengan gas mulia terdekat, sementara bila atom mendapatkan elektron, atom tersebut akan menjadi anion yang memiliki jumlah elektron yang sama dengan atom gas mulia terdekatnya. Ia menyimpulkan bahwa gaya dorong pembentukan ikatan kimia adalah gaya elektrostatik antara kation dan anion. Ikatan kimia yang dibentuk disebut dengan ikatan ionik.

Kulit K dan L atom natrium terisi penuh elektron, tetapi hanya ada satu elektron di kulit terluar (M). Jadi natrium dengan mudah kehilangan satu elektron terluar ini menjadi ion natrium Na+ yang memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan atom neon Ne (1s22s22p6). Konfigurasi elektron atom khlor (1s22s22p63s23p5). Bila satu atom khlorin menangkap satu elektron untuk melengkapi kulit M-nya agar menjadi terisi penuh, konfigurasi elektronnya menjadi (1s22s22p63s23p6) yang identik dengan konfigurasi elektron argon Ar.

Pada waktu itu, sruktur kristal natrium khlorida telah dianalisis dengan analisis kristalografik sinar-X, dan keberadaan ion natrium dan khlorida telah diyakini. Jelas tidak ada pertentangan antara teori Kossel dan fakta sepanjang senyawa ion yang dijelaskan. Namun, teori ini belum lengkap, seperti dalam kasus dualisme elektrokimia, dalam hal teori ini gagal menjelaskan fakta ekesperimen seperti pembentukan senyawa hidrogen atau tidak diamatinya kation C4+ atau anion C4-.

b. Ikatan kovalen

Sekitar tahun 1916, dua kimiawan Amerika, Gilbert Newton Lewis (1875-1946) dan Irving Langmuir (1881-1957), secara independen menjelaskan apa yang tidak terjelaskan oleh teori teori Kossel dengan memperluasnya untuk molekul non polar. Titik krusial teori mereka adalah penggunaan bersama elektron oleh dua atom sebagai cara untuk mendapatkan kulit terluar yang diisi penuh elektron. Penggunaan bersama pasangan elektron oleh dua atom atau ikatan kovalen adalah konsep baru waktu itu.

Teori ini kemudian diperluas menjadi teori oktet. Teori ini menjelaskan, untuk gas mulia (selain He), delapan elektron dalam kulit valensinya disusun seolah mengisi kedelapan pojok kubus (gambar 3.3) sementara untuk atom lain, beberapa sudutnya tidak diisi elektron. Pembentukan ikatan kimia dengan penggunaan bersama pasangan elektron dilakukan dengan penggunaan bersama rusuk atau bidang kubus. Dengan cara ini dimungkinkan untuk memahami ikatan kimia yang membentuk molekul hidrogen. Namun, pertanyaan paling fundamental, mengapa dua atom hidrogen bergabung, masih belum terjelaskan. Sifat sebenarnya ikatan kimia masih belum terjawab.

Lewis mengembangkan simbol untuk ikatan elektronik untuk membentuk molekul (struktur Lewis atau rumus Lewis) dengan cara sebagai berikut.

Aturan penulisan rumus Lewis

1) Semua elektron valensi ditunjukkan dengan titik di sekitar atomnya.

2) Satu ikatan (dalam hal ini, ikatan tunggal) antara dua atom dibentuk dengan penggunaan bersama dua elektron (satu elektron dari masing-masing atom)

3) Satu garis sebagai ganti pasangan titik sering digunakan untuk menunjukkan pasangan elektron ikatan.

4) Elektron yang tidak digunakan untuk ikatan tetap sebagai elektron bebas. Titik-titik tetap digunakan untuk menyimbolkan pasangan elektron bebas.

5) Kecuali untuk atom hidrogen (yang akan memiliki dua elektron bila berikatan), atom umumnya akan memiliki delapan elektron untuk memenuhi aturan oktet. Berikut adalah contoh-contoh bagaimana cara menuliskan struktur Lewis.

Ikatan koordinat

Dengan menggabungkan teori valensi dengan teori ikatan ion dan kovalen, hampir semua ikatan kimia yang diketahui di awal abad 20 dapat dipahami. Namun, menjelasng akhir abad 19, beberapa senyawa yang telah dilaporkan tidak dapat dijelaskan dengan teori Kekulé dan Couper. Bila teori Kekulé dan Couper digunakan untuk mengintepretasikan struktur garam luteo, senyawa yang mengandung kation logam dan aminua dengan rumus rasional Co(NH3)6Cl3, maka struktur singular (gambar 3.4(a)) harus diberikan.

Struktur semacam ini tidak dapat diterima bagi kimiawan Swiss Alfred Werner (1866-1919). Ia mengusulkan bahwa beberapa unsur termasuk kobal memiliki valensi tambahan, selain valensi yang didefinisikan oleh Kekulé dan Couper, yang oleh Werner disebut dengan valensi utama. Menuru Werner, atom kobalt dalam garam luteo berkombinasi dengan tiga anion khlorida dengan valensi utamanya (trivalen) dan enam amonia dengan valensi tambahannya (heksavalen) membentuk suatu oktahedron dengan atom kobaltnya di pusat (gambar 3.4(b)).

Gambar 3.4 Dua struktur yang diusulkan untuk garam luteo.

Setelah melalui debat panjang, kebenaran teori Werner diterima umum, dan diteumkan bahwa banyak senyawa lain yang memiliki valensi tambahan. Dalam senyawa-senyawa ini, atomnya (atau ionnya) yang memerankan peranan kobalt disebut dengan atom pusat, dan molekul yang memerankan seperti amonia disebut dengan ligan.

Sifat sebenarnya dari valensi tambahan ini diungkapkan oleh kimiawan Inggris Nevil Vincent Sidgewick (1873-1952). Ia mengusulkan sejenis ikatan kovalen dengan pasangan elektron yang hanya disediakan oleh salah satu atom, yakni ikatan koordinat.. Jadi atom yang menerima pasangan elektron harus memiliki orbital kosong yang dapat mengakomodasi pasangan elektron. Kekulé telah mengungkapkan amonium khlorida sebagai NH3・HCl. Menurut Sidgewick, asuatu iktan koordiant dibentuk oleh atom nitrogen dari amonia dan proton menghasilkan ion amonium NH4+, yang selanjutnya membentuk ikatan ion dengan ion khlorida menghasilkan amonium khlorida.

Amonia adalah donor elektron karena mendonorkan pasangan elektron, sementara proton adalah akseptor elektron karena menerima pasangan elejtron di dalam orbital kosongnya.

Dalam hal garam luteo, ion kobalt memiliki enam orbital kosong yang dapat membentuk ikatan koordinat dengan amonia. Alasan mengapa ion kobalt memiliki enam orbital kosong akan dijelaskan di baba 5.

Latihan 3.1 Konfigurasi elektron senyawa boron.

Tuliskan rumus Lewis trifluoroboron BF3, dan jelaskan alasan mengapa senyawa ini membentuk adduk (senyawa adisi) BF3・NH3.

Jawab

Boron 5B adalah anggota golongan 13 (lihat Bab 5), dan konfigurasi elektronnya adalah 1s22s23p1, jadi boron memiliki tiga elektron valensi. Setiap elektron valensinya dapat membentuk ikatan kovalen dengan satu elektron valensi fluorin. Kemudian, atom boron hanya memiliki enam elektron valensi, kurang dua dari yang dihubungkan dengan atom stabil. Dengan pembentukan ikatan koordinat dengan pasangan elektron amonia, baik boron maupun nitrogen mendapatkan delapan elektron valensi yang berkaitan dengan atom stabil.
Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

3.3 Teori kuantum ikatan kimia

a. Metoda Heitler dan London

Sebagaimana dipaparkan di bagian 2.3, teori Bohr, walaupun merupakan model revolusioner, namun gagal menjelaskna mengapa atom membentuk ikatan. Teori Lewis-Langmuir tentang ikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal memberikan jawaban pada pertanyaan fundamental mengapa atom membentuk ikatan, atau mengapa molekul lebih stabil daripada dua atom yang membentuknya.

Masalah ini diselesaikan dengan menggunakan mekanika kuantum (mekanika gelombang). Segera setelah mekanika kuantum dikenalkan, fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawan Jerman/Amerika Fritz London (1900-1954) berhasil menjelaskan pembentukan molekul hidrogen dengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen dengan pendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron (gambar 3.5(a)). Mereka menghitung energi sistem sebagai fungsi jarak antar atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalam yang berkaitan dengan energi minimum yang diamati dalam percobaan (yakni pada jarak ikatan) tidak dihasilkan. Mereka mengambil pendekatan lain: mereka menganggap sistem dengan elektron yang posisinya dipertukarkan (gambar 3.5(b)), dan menghitung ulang dengan asumsi bahwa dua sistem harus menyumbang sama pada pembentukan ikatan. Mereka mendapatkan kemungkinan pembentukan ikatan meningkat, dan hasil yang sama dengan hasil percobaan diperoleh.

Dua keadaan di gambar 3.5 disebut “beresonansi”. Perbedaan energi antara plot (a) dan (b) disebut energi resonansi. Enerhi di gambar 3.6(d) adalah energi untuk keadaan dengan spin dua elektronnya sejajar. Dalam keadaan ini, tolakannya dominan, yang akan mendestabilkan ikatan, yakni keadaan antibonding. Metoda Heitler dan London adalah yang pertama berhasil menjelaskan dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metoda ini memiliki potensi untuk menjelaskan tidak hanya ikatan yang terbentuk dalam molekul hidroegn, tetapi ikatan kimia secara umum.

b. Pendekatan ikatan valensi

Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila dua atom hidrogen dalam keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain, fungsi gelombang sistemnya adalah 1s1(1)1s2(2) (yang berkaitan dengan keadaan dengan elektron 1 berkaitan dengan proton 1 dan elektron 2 berhubungan dengan proton 2 sebagaimana diperlihtakna di gambar 3.5(a) (atau 1s1(2)1s2(1) yang berkaitan dengan keadaan dimana elektron 2 terikat di proton 1 dan elektron 1 berikatan dengan proton 2 sebagaimana diperlihatkan gambar 3.5(b)). Bila dua proton mendekat, menjadi sukar untuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini, sistemnya dapat didekati dengan mudah kombinasi linear dua fungsi gelombang. Jadi,

Ψ+ = N+[1s1(1)1s2(2) +1s1(2)1s2(1)] (3.1)

Ψ= N[1s1(1)1s2(2) – 1s1(2)1s2(1)] (3.2)

dengan N+ dan N- adalah konstanta yang menormalisasi fungsi gelombangnya. Dengan menyelesaikan persamaan ini, akan diperoleh nilai eigen E+ dan E- yang berkaitan dengan gambar. 3.6(a) dan 3.6(b).

Metoda yang dipaparkan di atas disebut dengan metoda ikatan valensi (valence-bond/VB). Premis metoda VB adalah molekul dapat diungkapkan dengan fungsi-fungsi gelombang atom yang menyusun molekul. Bila dua elektron digunakan bersama oleh dua inti atom, dan spin kedua elektronnya antiparalel, ikatan yang stabil akan terbentuk.

Pendekatan orbital molekul

Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ilmuwan Amerika termasuk John Clarke Slater (1900-1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994). Namun, kini metoda orbital molekul (molecular orbital, MO) jauh lebih populer. Konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudah dengan mempelajari molekul tersederhana, ion molekul H2+ (gambar 3.7).

(-h2/8π2m)∇2Ψ + VΨ = EΨ (2.21)

maka,

(-h2/8π2m)∇2Ψ +e2/4πε0[(-1/r1) -(1/r2) + (1/R)]Ψ = EΨ (3.3)

Ingat bahwa Ψ2 memberikan kebolehjadian menemukan elektron di dalam daerah tertentu. Bila Anda jumlahkan fungsi ini di seluruh daerah, Anda akan dapatkan kebolehjadian total menemukan elektron, yang harus sama dengan satu. Orbital biasanya dinormalisasi agar memenuhi syarat ini, yakni ∫Ψ2 dxdydz = 1.

Fungsi gelombang sistem ini didapatkan dengan mensubstitusi potensialnya kedalam persamaan 2.21. Bila elektronnya di sekitar inti 1, pengaruh inti 2 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 1. Demikian pula, bila elektronnya di sekitar inti 2, pengaruh inti 1 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 2.

Kemudian kombinasi linear dua fungsi gelombang 1s dikenalkan sebagai orbital molekul pendekatan bagi orbital molekul H2. Untuk setiap elektron 1 dan 2, orbital berikut didapatkan.

φ+(1) = a[1s1(1) + 1s2(1)]

φ+(2) = a[1s1(2) + 1s2(2)] (3.4)

Orbital untuk molekul hidrogen haruslah merupakan hasilkali kedua orbital atom ini.

Jadi,

Ψ+(1, 2) = φ+(1)・φ+(2) = a[1s1(1) + 1s2(1)] x a[1s1(2) + 1s2(2)]

= a2[1s1(1) 1s1(2) + 1s1(1) 1s2(2) + 1s1(2)1s2(1) + 1s2(1) 1s2(2)] (3.5)

Orbital ini melingkupi seluruh molekul, dan disebut dengan fungsi orbital molekul, atau secara singkat orbital molekul. Seperti juga, orbital satu elektron untuk atom disebut dengan fungsi orbital atom atau secara singkat orbital atom. Metoda untuk memberikan pendekatan orbital molekul dengan melakukan kombinasi linear orbital atom disebut dengan kombinasi linear orbital atom (linear combination of atomic orbital, LCAO).

Latihan 3.3 metoda VB dan MO

Perbedaan metoda VB dan MO terletak dalam hal seberapa luas kita memperhatikan keadaan elektronik molekulnya. Carilah perbedaan ini dengan membandingkan persamaan 3.1 dan 3.5.

Jawab

Kecuali konstanta, suku kedua dan ketiga dalam persamaan 3.5 identik dengan dua suku di persamaan 3.1. Keadaan elektronik yang dideskripsikan oleh suku-suku ini adalah keadaan molekul sebab setiap elektron dimiliki oleh orbital yang berbeda. Di pihak lain, suku pertama dan keempat persamaan 3.5 meakili keadaan ionik molekul H+ – H sebab kedua elekktron mengisi orbital atom yang sama. Persamaan 3.1 tidak memiliki suku-suku ini, Jadi, teori MO mempertimbangkan keadaan ionik sementara metoda VN tidak.
Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

3.4 Jenis ikatan kimia lain

a. Ikatan logam

Setelah penemuan elektron, daya hantar logam yang tinggi dijelaskan dengan menggunakan model elektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan elektron yang bebas bergerak dalam logam. Namun, hal ini tidak lebih dari model. Dengan kemajuan mekanika kuantum, sekitar tahun 1930, teori MO yang mirip dengan yang digunakan dalam molekul hidrogen digunakan untuk masalah kristal logam.

Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai energi diskontinyu, dan situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom. Namun, dengan meingkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak, celah energi dari teori MO menjadi lebih sempit, dan akhirnya perbedaan antar tingkat-tingkat energi menjadi dapat diabaikan. Akibatnya banyak tingkat energi akan bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu. Teori ini disebut dengan teori pita.

Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita yang baik (Gambar 3.8). Elektron yang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan akibatnya terlokalisasi di orbital-orbital tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian bawah Gambar 3.8. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpang tindih dan bercampur satu dengan yang lain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian, sehingga elektron-elektron ini secara terus menerus dipercepat oleh medan listrik menghasilkan arus listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor.

Bila orbital-orbital valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapat digerakkan oleh medan listrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong di atasnya. Hal inilah yang terjadi dalam isolator.

b. Ikatan hidrogen

Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF memiliki titik didih dan titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida lain (gambar 3.9) adalah bahwa HF ada dalam bentuk polimer. Alasan tepatnya tidak begitu jelas untuk kurun waktu yang panjang. Di awal tahunh 1920-an, dengan jelas diperlihatkan bahwa polimer terbentuk antara dua atom flourin yang mengapit atom hidrogen.

Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga merupakan masalah yang sangat menarik. Di awal tahun 1930-an, ditunjukkan bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapit hidrogen seperti dalam kasus HF (gambar 3.9). Kemudian diketahui bahwa ikatan jenis ini umum didapatkan dan disebut dengan ikatan hidrogen.

Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada atom elektronegatif seperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa organik dengan gugus hidroksi -OH atau gugus amino -NH2 relatif lebih larut dalam air disebabkan karena pembentukan ikatan hidrogen dengan molekul air. Dimerisasi asam karboksilat seperti asama asetat CH3COOH juga merupakan contoh yang sangat baik adanya ikatan hidrogen.

Ikatan Van der Waals

Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan yang tak seragam dalam molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen). Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekul menjadi cair atau padat. Namun, molekul non polar semacam metana CH4, hidrogen H2 atau He (molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah, mungkin juga dipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya agreagasi antar molekul-molekul ini.. Gaya semacam ini disebut dengan gaya antarmolekul.

Ikatan hidrogen yang didiskusikan di atas adalah salah satu jenis gaya antarmolekul. Gaya antarmolekul khas untuk molekul non polar adalah gaya van der Waals. Asal usul gaya ini adalah distribusi muatan yang sesaat tidak seragam (dipol sesaat) yang disebabkan oleh fluktuasi awan elektron di sekitar inti. Dalam kondisi yang sama, semakin banyak jumlah elektron dalam molekul semakin mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan tersebar luas. Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipol akan terinduksi ketika awan elektron mempolarisasi sedemikian sehingga menstabilkan yang bermuatan berlawanan. Dengan gaya van der Waals suatu sistem akan terstabilkan sebesar 1 kkal mol-1. Bandingkan harga ini dengan nilai stabilisasi yang dicapai dengan pembentukan ikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol-1). Kimiawan kini sangat tertarik dengan supramolekul yang terbentuk dengan agregasi molekul dengan gaya antarmolekul.

Latihan 3.1 Kekuatan ikatan ion

Energi interaksi antara dua muatan listrik Q1 dan Q2 (keduanya adalah bilangan bulat positif atau negatif) yang dipisahkan dengan jarak r (nm) adalah E = 2,31×10-19 Q1Q2/r (J nm). Hitung energi interaksi untuk kasus: (1) interaksi antara Na+ dan Cl dengan r = 0,276 nm; (2) interaksi antara Mg2+ dan O2- dengan r = 0,25 nm.

3.1 Jawab

(1) E = 2,31 x 10-19 (+1)(-1)/(0,276) = -8,37 x 10-19 (J); atau untuk per mol,
(2) E = 2,31×10-19 (+2)(-2)/(0,205) = -4,51 x 10-18 (J); atau per mol,

E(mol) = -8,37 x 10-19 x 6,022 x 1023 J = 5,04 x 105 J = 504,0 kJ.

E(mol) = -4,51 x 10-18 x 6,022 x 1023 J = 2,71 x 105 J = 271,0 kJ

Alasan mengapa yang kedua lebih besar adalah lebih besarnya muatan ion dan kedua karena jarak antar ionnya lebih pendek.

3.2 Kepolaran ikatan

Besarnya kepolaran ikatan, yakni besarnya distribusi pasangan elektron yang tidak merata, ditentukan oleh perbedaan ke-elektronegativan dua atom yang membentuk ikatan. Susuanlah ikatan-ikatan berikut berdasarkan kenaikan kepolarannya. Anda dapat menggunakan Tabel 5.7 untuk melihat nilai keelektronegativannya.

H-H, O-H, Cl-H, S-H, F-H

3.2 Jawab

H-H < S-H < Cl-H < O-H < F-H

3.3 Rumus struktur Lewis

Dengan mengikuti aturan oktet, tuliskan rumus struktur Lewis senyawa-senyawa berikut:

(a) hidrogen fluorida HF (b) nitrogen N2 (c) metana CH4 (d) karbon tetrafluorida CF4 (e) kation nitrosil NO+ (f) ion karbonat CO32- (g) asetaldehida HCHO

3.3 Jawab

3.4 Senyawa-senyawa boron-nitrogen

Jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut:

(1) Tuliskan konfigurasi elektron boron dalam keadaan dasar. (2) Gambarkan rumus struktur Lewis BF3. (3) Gambarkan rumus struktur Lewis NH3. (4) Reaksi antara NH3 dan BF3 menghasilkan senyawa adisi. Jelaskan mengapa reaksi ini berlangsung, dan sarankan struktur senyawa adisinya.

3.4 Jawab

(1) 1s22s23p1


Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

26 Tanggapan to “06. IKATAN KIMIA”

  1. afifkenamon Says:

    dapet dri mano pak data ny?

  2. junianataslima Says:

    thanks a lot sir for helping me study🙂

  3. gisnawirdya Says:

    makasih pak atas info nya, ini dapat membantu sya dalam banyak hal

  4. sheyrenqhosie Says:

    ‘teori Bohr’ nah pak ada yang ngeksis😀

  5. diahrestia Says:

    trima kasih pak info nya🙂 menambah pengetahuan

  6. Anna Supriadi Says:

    tambah gambar sepertinya lebih keren.

  7. Ilman Fadhil Marzet Says:

    Pengen lihat contoh gambar ikatan kimia.

  8. selvyanyayu Says:

    terima kasih pak atas informasinya, info ini sangat membantu sekali dalam proses apapun.

  9. devydestiani Says:

    trimakasih Pak atas ilmu yang telah bapak berikan🙂

  10. bani6up Says:

    thx.. pak artikel nya, numpang copy paste ya pak! buat pengayaan materi.. ^^

  11. rodiatuladawiyah Says:

    Maaf pak, pengen tanya, apa beda ikatan kimia yang ini sama yg sebelumnya ?

  12. terataiayutheta Says:

    Nice info pak😉

  13. robinkharisma23 Says:

    agak susah pak saya mengertinya tentang ikatan kimia bagai mana cara nya pak agar cepat mamahaminya/ mengerti.?

  14. nitamarethin Says:

    oh teori ikatan kimia suda ada sebelum abad 20 ya pak.🙂

  15. Faris Mustaqim Says:

    Terima kasih pak informasinya

  16. Adam Saputra Says:

    ini sangat membantu , trims pak

  17. putudarmawan Says:

    Terimakasi atas infonya pak
    semoga ilmu ini dapat saya manfaatkan dgn baik
    dan dapat mmbntu saya ke dpannya

  18. auliyatryanggraini Says:

    pak,ngpo dk ktek gambarnya ?

  19. wahyuni lestari Says:

    dengan bantuan info materi ini, kami merasa lebih mengerti .

  20. akasumiyar Says:

    infonya menarik

  21. niaseptianawijaya Says:

    Makasih infonya pak🙂

  22. cevhy15satelit Says:

    Terima kasih pak atas info nya…

  23. Desi Riskyani ( Sepdes ) Says:

    pak, artikel diatas sangat membantu saya mengingat pljran yg telah diberikan bapak🙂

  24. aidilthecriz Says:

    duh lambang-lambangny gk ngerti…
    kapan” jelaskan tentang lambang itu ya pak…

  25. octiaraestyahikmah Says:

    info nya sangat bermanfaat pak🙂

  26. ankmhd Says:

    bagus pak😀

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

Logo WordPress.com

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Gambar Twitter

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Foto Facebook

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Foto Google+

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s


%d blogger menyukai ini: