Ikatan ion
Ikatan ion (atau ikatan elektrokovalen)
adalah jenis ikatan kimia yang dapat terbentuk antara ion-ion logam dengan
non-logam (atau ion poliatomik seperti amonium) melalui gaya tarik-menarik
elektrostatik. Dengan kata lain, ikatan ion terbentuk dari gaya tarik-menarik
antara dua ion yang berbeda muatan.
Misalnya pada garam meja (natrium klorida).
Ketika natrium (Na) dan klor (Cl) bergabung, atom-atom natrium kehilangan
elektron, membentuk kation (Na+), sedangkan atom-atom klor menerima elektron
untuk membentuk anion (Cl-). Ion-ion ini kemudian saling tarik-menarik dalam
rasio 1:1 untuk membentuk natrium klorida.
Na + Cl → Na+ + Cl- → NaCl
Ikatan hydrogen
Dalam kimia, ikatan hidrogen adalah sejenis
gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan
polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya
antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan
ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat
terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu
bentuk molekul keseluruhan yang penting.
Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah
molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone
pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan
elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan
bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol-1) hingga tinggi (>155 kJ
mol-1).
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.
Ikatan Kimia dan Struktur Lewis
Dari data di atas menunjukkan bahwa
elektron valensi gas mulia 8 atau oktet, kecuali He 2 atau duplet. Itulah salah
satu sebab gas mulia lebih stabil daripada unsur-unsur lainnya.
“Susunan elektron dalam atom akan stabil
bila kulit terluar terisi 2 atau 8 elektron, seperti gas mulia. Gas mulia
mempunyai 8 elektron valensi, kecuali He yang hanya 2 elektron valensi.
Unsur-unsur gas mulia cenderung sukar bereaksi dengan unsur lain atau disebut
juga bersifat inert.
Suatu unsur yang belum stabil akan berusaha
menjadi stabil dengan jalan menyesuaikan susunan elektron valensinya agar seperti
gas mulia. Dalam usaha inilah terjadi ikatan kimia. Oleh sebab itu, tidak
mengherankan jika unsur banyak didapatkan sebagai senyawa daripada unsur bebas,
misalnya O sebagai H2O lebih banyak daripada O sebagai molekul O2. Setiap
makhluk hidup mengandung H2O dab bayangkan pula berapa banyaknya H2O yang
berada sebagai air laut.
Logam natrium (Na) sangat reaktif sehingga
tidak dijumpai dalam keadaan bebas di alam, tetapi banyak dijumpai sebagai
senyawa, misalnya NaCl / garam dapur.
Atom-atom logam mudah melepaskan elektron
valensinya untuk diberikan kepada atom-atom nonlogam yang mudah menerima
elektron membentuk senyawa yang stabil.
Golongan IA mudah melepaskan 1 elektron
karena elektron valensinya 1.
Golongan IIA mudah melepaskan 1 elektron
karena elektron valensinya 2.
Golongan IIIA mudah melepaskan 1 elektron
karena elektron valensinya 3.
Sebaliknya jika unsur-unsur golongan VIIA
mudah menerima 1 elektron / agar elektron valensinya menjadi 7 + 1 = 8, dan
golongan VIA mudah menerima 2 elektron agar elektron valensinya menjadi 6 + 2 =
8. Golongan VA mudah menerima 3 elektron agar elektron valensinya 5 + 3 = 8.
Penulisan simbol unsur yang dikelilingi
dengan titik atau bulatan atau silang (x) menyatakan banyaknya elektron valensi
unsur tersebut dikenal dengan nama struktur lewis. Itulah pengertian Struktur
Lewis.
Contoh struktur lewis seprti gambar di
bawah ini :
Rumus lewis:
- Hitung jumlah semua elektron yang
dimiliki semua atom dalam senyawa
-
Tulis kerangka dasar senyawa yang kira-kira masuk akal (atom pusat biasanya
yang kekurangan elektronnya paling banyak)
-
Berikan masing-masing sepasang elektron untuk setiap ikatan
-
Sisa elektron dibagikan kepada semua atom pinggir agar mencapai oktet
-
Bila elektron masih tersisa maka diberikan kepada atom pusat
-
Tarik satu atau lebih pasangan elektron untuk membuat ikatan rangkap, sehingga
atom pusat juga mencapai oktet.- Jumlah total elektron (6+3×6) = 24 elektron
-
Kerangka dasar molekul : atom S di tengah dikelilingi 3 atom O
-
Berikan 3 pasang (6 elektron) untuk 3 ikatan S-O ————————elektron tersisa 18
-
Berikan masing-masing 3 pasang elektron kepada 3 atom O sehingga mencapai oktet
—- tak ada elektron tersisa
-
Atom S belum oktet, maka tarik sepasang elektron bebas dari O ke atom S
membentuk ikatan rangkap
-
Selesai, semua atom sudah oktet. Dua ikatan tunggal, satu ikatan rangkap.
Ikatan ion
Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi
akibat perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (James E. Brady, 1990).
Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan elektron (logam) dengan atom
yang menangkap elektron (bukan logam). Atom logam, setelah melepaskan elektron
berubah menjadi ion positif. Sedangkan atom bukan logam, setelah menerima
elektron berubah menjadi ion negatif. Antara ion-ion yang berlawanan muatan ini
terjadi tarik-menarik (gaya elektrostastis) yang disebut ikatan ion (ikatan
elektrovalen).
Ikatan ion merupakan ikatan yang relatif kuat.
Pada suhu kamar, semua senyawa ion berupa zat padat kristal dengan struktur
tertentu
Contoh lain pembentukan ikatan ion sebagai
berikut.
a.
Pembentukan MgCl2
Mg
(Z = 12) dan Cl (Z = 17) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut.
- Mg
: 2, 8, 2
- Cl
: 2, 8, 7
Mg
dapat mencapai konfigurasi gas mulia dengan melepas 2 elektron,
sedangkan Cl dengan menangkap 1 elektron. Atom
Mg berubah menjadi ion
Mg2+, sedangkan atom Cl menjadi ion Cl–.
- Mg
(2, 8, 2) ⎯⎯→ Mg2+ (2, 8) + 2 e–
(konfigurasi elektron ion Mg2+ sama dengan
neon)
- Cl
(2, 8, 7) + e– ⎯⎯→ Cl– (2, 8, 8) (konfigurasi elektron ion Cl– sama dengan argon)
Ion
Mg2+ dan ion Cl– kemudian bergabung membentuk senyawa dengan rumus MgCl2.
Dengan menggunakan lambang Lewis, pembentukan
MgCl2 dapat digambarkan sebagai berikut.
Pembentukan MgCl2b. Ikatan antara atom 12Mg
dan 8O dalam MgO
Konfigurasi
elektron Mg dan O adalah:
Mg :
2, 8, 2 (melepas 2 elektron)
O :
2, 6 (menangkap 2 elektron)
Atom
O akan memasangkan 2 elektron, sedangkan atom Mg juga akan
memasangkan 2 elektron.
konfigurasi Elektron antara Mg & O
c .
Ikatan ion pada 19K dan 8O dalam K2O
Konfigurasi elektron:
K :
2, 8, 8, 1 (melepas 1 elektron) membentuk K+
O :
2, 6 (menerima 2 elektron) membentuk O2–
2 K+
+ O2– ⎯⎯→ K2O
d.
Ikatan ion pada Fe (elektron valensi 3) dengan Cl (elektron valensi 7)
membentuk FeCl3
Fe
mempunyai elektron valensi 3 akan membentuk Fe3+
Cl
mempunyai elektron valensi 7 akan membentuk Cl–
Fe3+
+ 3 Cl– ⎯⎯→ FeCl3
Ikatan kovalen adalah sejenis ikatan kimia
yang dikarakterisasikan oleh pasangan elektron yang saling terbagi (kongsi
elektron) di antara atom-atom yang berikatan. Singkatnya, stabilitas tarikan
dan tolakan yang terbentuk di antara atom-atom ketika mereka berbagi elektron
dikenal sebagai ikatan kovalen.
Ikatan kovalen merangkumi banyak jenis
interaksi, yaitu ikatan sigma, ikatan pi, ikatan logam-logam, interaksi
agostik, dan ikatan tiga pusat dua elektron.[1][2] Istilah bahasa Inggris untuk
ikatan kovalen, covalent bond, pertama kali muncul pada tahun 1939.[3] Awalan
co- berarti bersama-sama, berasosiasi dalam sebuah aksi, berkolega, dll.;
sehingga "co-valent bond" artinya adalah atom-atom yang saling
berbagi "valensi", seperti yang dibahas oleh teori ikatan valensi.
Pada molekul H2, atom hidrogen berbagi dua elektron via ikatan kovalen.
Kovalensi yang sangat kuat terjadi di antara atom-atom yang memiliki
elektronegativitas yang mirip. Oleh karena itu, ikatan kovalen tidak seperlunya
adalah ikatan antara dua atom yang berunsur sama, melainkan hanya pada
elektronegativitas mereka. Oleh karena ikatan kovalen adalah saling berbagi elektron,
maka elektron-elektron tersebut perlu ter-delokalisasi.Gagasan ikatan kovalen
dapat ditilik beberapa tahun sebelum 1920 oleh Gilbert N. Lewis yang pada tahun
1916 menjelaskan pembagian pasangan elektron di antara atom-atom. Dia
memperkenalkan struktur Lewis atau notasi titik elektron atau struktur titik
Lewis yang menggunakan titik-titik di sekitar simbol atom untuk mewakili
elektron valensi terluar atom. Pasangan elektron yang berada di antara
atom-atom mewakili ikatan kovalen. Pasangan berganda mewakili ikatan berganda,
seperti ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap tiga. Terdapat pula bentuk
alternatif lainnya di mana ikatan diwakili sebuah garis.
Konsep awal ikatan kovalen berawal dari gambar
molekul metana sejenis ini. Ikatan kovalen tampak jelas pada struktur Lewis,
mengindikasikan pembagian elektron-elektron di antara atom-atom.
Ketika gagasan pembagian pasangan elektron
memberikan gambaran kualitatif yang efektif akan ikatan kovalen, mekanika
kuantum diperlukan untuk mengerti sifat-sifat ikatan seperti ini dan
memprediksikan struktur dan sifat molekul sederhana. Walter Heitler dan Fritz
London sering diberi kredit atas penjelasan mekanika kuantum pertama yang
berhasil menjelaskan ikatan kimia, lebih khususnya ikatan molekul hidrogen pada
tahun 1927.[5] Hasil kerja mereka didasarkan pada model ikatan valensi yang
berasumsi bahwa ikatan kimia terbentuk ketika terdapat tumpang tindih yang baik
di antara orbital-orbital atom dari atom-atom yang terlibat. Orbital-orbital
atom ini juga diketahui memiliki hubungan sudut spesifik satu sama lain,
sehingga model ikatan valensi dapat memprediksikan sudut ikatan yang terlihat
pada molekul sederhana dengan sangat baik.
Ikatan kovalen (rangkap)
Ikatan rangkap dua terbentuk dari atom
karbon yang terhibridisasi sp2. Masing-masing atom Karbon memiliki dua jenis
orbital atom yaitu orbital sigma (σ) dan orbital phi (π).
Orbital sp2 membentuk sudut 120oC, membentuk
segitiga datar. Sehingga gugus yang ada memiliki rotasi yang terbatas,
Ikatan S memiliki energi ikat yang cukup besar
yaitu 60 kkal/mol, sehingga bentuk segi tiga datar cukup stabil dan menyebabkan
alkena hanya memiliki isomer akibat gugus yang sejajar (cis) atau yang
berseberangan atau (trans).
Sifat-sifat fisika alkena yang cukup penting
adalah wujud zatnya, untuk senyawa alkena dengan rantai panjang atau yang
memiliki jumlah atom karbon lebih besar dari 15 buah, senyawanya berupa zat
padat. Titik didih alkena meningkat sebanding dengan peningkatan jumlah atom
karbonnya.
Jika
dibandingkan dengan alkana yang memiliki jumlah atom karbon yang sama, titik
didih alkena lebih rendah. Alkena tidak larut dalam pelarut polar seperti air
dan alkohol. Alkena mudah larut dalam senyawa non polar seperti triklorometana
(kloroform), etoksietana, benzena, dan lain-lain.
Sifat kimia alkena secara umum relatif stabil
dan ikatan antar atom karbonnya lebih kuat dibandingkan dengan ikatan tunggal
pada alkana. Reaktifitas senyawa alkena sangat ditentukan oleh sifat ikatan
rangkapnya.
Reaksi alkena disebabkan oleh lepasnya ikatan
rangkap ini, dan berubah membentuk satu senyawa dengan ikatan tunggal atau
membentuk dua senyawa senyawa baru dengan ikatan tunggal.
Alkena dalam dunia industri merupakan bahan
baku untuk industri petrokimia. Di dalam laboratorium alkena dapat dibuat
dengan cara mereaksikan senyawa alkana yang mengandung unsur halogen
(haloalkana) dengan basa kuat seperti NaOH. Reaksi ini dikenal dengan reaksi
dehidrohalogenasi, atau reaksi kehilangan hidrogen dan halogen.Hilangnya
senyawa unsur atau ion halogen dan hidrogen dapat terjadi pada sisi atom Karbon
yang berdekatan dengan halogen (disebelah kiri atau kanan)
Hasil reaksi senyawa 2-butena merupakan produk
utama dan 1-butena merupakan produk minor, dimana jumlah senyawa 2-butena yang
dihasilkan lebih banyak dibandingkan dengan 1-butena. Atom H pada reaksi
eliminasi tersebut diambil dari atom C yang mempunyai substituen atau gugus
paling banyak. Dalam hal ini atom C-3 yang mengikat 2 atom C (-CH2-). Sedangkan
atom C-1 hanya mengikat 1 atom C.
Reaksi kimia alkena yang khas adalah reaksi
adisi dan merupakan ciri khas bagi senyawa yang memiliki ikatan rangkap dua
maupun rangkap tiga. Proses reaksi adisi didahului dengan pemutusan ikatan dari
ikatan π (bersifat lebih lemah), yang dilanjutkan dengan masuknya unsur baru
dari luar. Reaksi adisi bisa terjadi dalam beberapa jenis reaksi dan sangat
tergantung pada jenis senyawa yang bereaksi, seperti reaksi hidrogenasi,
halogenasi, hidrasi, dan reaksi dengan asam halida.
Reaksi reduksi pada alkena adalah penambahan
hidrogen oleh gas hidrogen H2 dan menghasilkan suatu alkana. Reaksi jenis ini
lebih dikenal dengan reaksi hidrogenasi. Reaksi tidak berlangsung spontan
umumnya memerlukan katalisator.
Hal
yang sama juga terjadi pada reaksi halogenasi, dalam hal ini zat yang
dipergunakan adalah gas halogen (X2), contohnya senyawa F2, Cl2, Br2 dan I2
untuk reaksi hidrogenasi akan berlangsung
dengan baik dan efektif jika ditambahkan katalisator logam. Logam yang umum
dipergunakan adalah Nikel. Sedangkan untuk reaksi halogenasi tidak memerlukan
katalisator dan reaksi tersebut berlangsung cukup cepat.
Reaksi dengan asam halida merupakan reaksi
adisi dengan penambahan HCl pada senyawa etilena dan menghasilkan kloroetana
sebagai produk. Hal yang cukup menarik terjadi adalah penambahan senyawa HBr
pada propena akan dihasilkan 2 produk.
Reaksi hidrasi merupakan jenis reaksi adisi
alkena menggunakan air (H2O) sebagai pereaksi dengan katalis asam. Seperti
reaksi adisi propilena dengan air menggunakan asam sulfat 60%Senyawa alkena
juga dapat dioksidasi dengan beberapa pereaksi seperti kalium permanganat.
Reaksi oksidasi dengan KMnO4 dalam suasana netral akan dihasilkan suatu
dialkohol yaitu senyawa yang mengandung dua gugus hidroksil saling
bersebelahan. ini yang ikatan rangkap nya
Konfigurasi Elektron Gas Mulia
Dibandingkan dengan unsur-unsur lain, unsur
gas mulia merupakan unsur yang paling stabil. Kestabilan ini disebabkan karena
susunan elektronnya berjumlah 8 elektron di kulit terluar, kecuali helium
(mempunyai konfigurasi elektron penuh). Hal ini dikenal dengan konfigurasi
oktet, kecuali helium dengan konfigurasi duplet.Unsur-unsur lain dapat mencapai
konfigurasi oktet dengan membentuk ikatan agar dapat menyamakan konfigurasi
elektronnya dengan konfigurasi elektron gas mulia terdekat. Kecenderungan ini
disebut aturan oktet. Konfigurasi oktet (konfigurasi stabil gas mulia) dapat
dicapai dengan melepas, menangkap, atau memasangkan elektron. Dalam mempelajari
materi ikatan kimia ini, kita juga perlu memahami terlebih dahulu tentang
lambang Lewis. Lambang Lewis adalah lambang atom disertai elektron valensinya.
Elektron dalam lambang Lewis dapat dinyatakan dalam titik atau silang kecil
(James E. Brady, 1990).
