Ikatan kimia merupakan materi utama yang sangat penting dalam pembe-lajaran kimia di tingkat Sekolah Menengah Atas

Ikatan kimia merupakan materi utama yang sangat penting dalam pembe-lajaran kimia di tingkat Sekolah Menengah Atas (SMA) dikarenakan materi ini merupakan kunci utama dalam memahami banyak konsep-konsep kimia yang lain, seperti bentuk molekul dan reaksi kimia yang berkaitan dengan terbentuk atau terputusnya ikatan dalam reaksi kimia (Taber, Tsaparlis & Nakiboglu, 2012).
Berdasarkan silabus mata pelajaran kimia SMA yang telah disusun oleh Kementerian Pendidikan dan Kebudayaan tahun 2016, materi pelajaran kimia yang berkenaan dengan ikatan kimia adalah:
a. Susunan elektron stabil
b. Teori Lewis tentang ikatan kimia
c. Ikatan ion
d. Ikatan kovalen
e. Senyawa kovalen polar dan nonpolar
f. Bentuk molekul
g. Ikatan logam
h. Interaksi antarpartikel

Berikut adalah penjelasan singkat mengenai submateri tersebut:
a. Susunan Elektron Stabil
Atom-atom dalam keadaan bebas tidak stabil, kecuali atom-atom dari gas mulia. Atom-atom tersebut menjadi stabil bila berikatan dengan atom-atom yang lain membentuk suatu senyawa (Effendy, 2016).

We Will Write a Custom Essay Specifically
For You For Only $13.90/page!


order now

Gambar 2.1. Pemakaian Bersama Sepasang Elektron

Dalam molekul H2 dan HCl ¬telah mencapai konfigurasi elektron gas mulia yang stabil dengan pemakaian elektron secara bersama. Pembentukan molekul-molekul ini mengilustrasikan aturan oktet yang dirumuskan oleh Lewis: sebuah atom kecuali atom hidrogen, cenderung membentuk ikatan sampai atom itu dikelilingi oleh delapan elektron valensi. Persyaratan untuk atom hidrogen adalah tercapainya konfigurasi elektron helium, yaitu dikelilingi oleh dua elektron (Chang, 2005).
Berdasarkan dua pendapat ahli tersebut dapat disimpulkan bahwa untuk mencapai kestabilan, suatu atom unsur harusnya berikatan dengan atom unsur lain dengan syarat harus mengikuti kaidah oktet. Adapun kaidah oktet itu sendiri adalah pemakaian bersama elektron oleh dua atom atau lebih untuk mencapai konfigurasi gas mulia, namun terdapat pengecualian pada atom hidrogen, ia tidak mengikuti kaidah oktet melainkan mengikuti kaidah duplet, yaitu mengikuti konfigurasi elektron gas mulia helium.

b. Teori Lewis tentang Ikatan Kimia
Ketika atom berinteraksi untuk membentuk ikatan kimia, hanya bagian terluarnya yang bersinggungan dengan atom lain. Oleh karena itu, untuk mempelajari ikatan kimia kita hanya perlu membahas terutama elektron valensi dari atom-atom yang terlibat. Sistem titik yang disusun oleh Lewis digunakan untuk menggambarkan elektron valensi dari atom-atom yang terlibat dalam pembentukan ikatan kimia dan untuk meyakinkan bahwa jumlah total elektron yang terlibat tidak mengalami perubahan.
Lambang titik Lewis terdiri dari lambang unsur-unsur dan titik-titik yang setiap titiknya menggambarkan setiap elektron valensi dari atom-atom unsur. Lambang titik Lewis untuk beberapa unsur dan gas mulia dapat diperhatikan pada Gambar 2.2 (Chang, 2005).

Gambar 2.2. Lambang Titik Lewis untuk Unsur Golongan Utama dan Gas Mulia

Atom-atom dari unsur pada periode 2 memiliki lambang Lewis atau simbol Lewis atau simbol titik elektron Lewis seperti pada Gambar 2.2.
Periode IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIA
Periode 2
Li Be B C N O F Ne
Gambar 2.3. Simbol Lewis Atom Unsur-unsur pada Periode 2

Berdasarkan contoh pada Gambar 2.2, dapat dilihat bahwa atom dengan empat elektron valensi atau kurang, titik-titik tersebut digambarkan secara terpisah di samping lambang unsur. Jika ada lebih dari empat elektron valensi, beberapa titik digambarkan secara berpasangan di samping lambang unsur (Effendy, 2016).
Berdasarkan penjelasan tersebut dapat dipahami bahwa titik-titik Lewis menggambarkan hanya elektron valensi dari atom-atom, bukan semua elektron yang terkandung oleh atom-atom tersebut. Untuk penulisan titik Lewis terdapat aturan tersendiri, dan terdapat perbedaan pada setiap masing-masing atom.

c. Pengecualian dan Kegagalan Aturan Oktet
Seperti halnya atom-atom C, N, O dan F, atom-atom Li, Be, dan B juga terletak pada periode 2. Bedanya, elektron valensi dari Li, Be, dan B adalah kurang dari empat. Atom-atom pada periode 2 yang elektron valensinya kurang dari empat dalam senyawanya boleh tidak memenuhi aturan oktet seperti diberikan pada contoh berikut. Untuk senyawa litium metilida (LiCH3), berilium difluorida (BeF2), dan boron triklorida (BCl3) seperti pada Gambar 2.4.

Gambar 2.4. Struktur Lewis LiCH3, BeF2, dan BCl3

Pada Gambar 2.4., atom Li, Be, dan B merupakan atom pusat. Pada senyawa LiCH3, atom Li memiliki elektron bersama dua, pada senyawa BeF2 atom Be memiliki elektron bersama 4, sedangkan pada BF3 atom B memiliki elektron bersama 6. Atom Li, Be, dan B, sebagai atom pusat, tidak harus memenuhi aturan oktet. Molekul-molekul tersebut tetap stabil meskipun atom-atom Li, Be, dan B tidak memenuhi aturan oktet (Effendy, 2016).
Berdasarkan penjelasan tersebut dapat disimpulkan bahwa selain hidrogen, juga terdapat atom-atom yang tidak memenuhi aturan oktet untuk mencapai kestabilan. Tidak semua unsur-unsur yang berada pada periode 2 memenuhi kaidah oktet, contohnya adalah unsur Li, Be, dan B. Namun demikian unsur-unsur tersebut masih tetap stabil.

d. Ikatan Ionik
Suatu senyawa dapat tersusun atas ion-ion. Padatan NaCl misalnya, tersusun atas ion-ion Na+ dan Cl-. Contoh lain adalah padatan NH4NO3 yang tersusun atas ion-ion NH4+ dan ion-ion NO3-. Dalam senyawa ionik, kation dan anion mengadakan gaya tarik elektrostatik (Effendy,2016).
Sebuah ikatan ionik adalah gaya tarik elektrostatik yang mengikat kation dan anion dalam sebuah senyawa ionik. Kestabilan senyawa ionik ditentukan oleh energi kisi (Chang dan Golsby, 2014). Berdasarkan teori dari para ahli tersebut dapat disimpulkan bahwa ikatan ionik adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik elektrostatik dan hasil penggabungan antara anion dengan kation dalam sebuah senyawa yang disebut senyawa ionik. Namun tidak semua reaksi antara kation dan anion akan menghasilkan senyawa ionik, contohnya HCl, H2O, dan NH3. Ketiganya merupakan senyawa kovalen.
Senyawa ionik tersusun atas atom logam dan nonlogam dengan perbedaan keelektronegatifan antara dua atom tersebut sama atau lebih besar dari 1,7 dalam skala Pauling. Sebagai contoh, NaCl, MgO, dan BaCl2. Dengan demikian, untuk menentukan senyawa tersebut ionik atau kovalen kita dapat menentukannya dengan bantuan skala Pauling, dimana jika keelektronegatifannya lebih dari 1,7, maka senyawa tersebut adalah senyawa ionik.

e. Ikatan Kovalen
Terobosan besar pertama datang dari Gilbert Lewis yang mengajukan bahwa ikatan kimia melibatkan penggunaan elektron secara bersama-sama oleh atom-atom yang berikatan. Lewis menggambarkan pembentukan ikatan pada molekul H2 sebagai berikut:
H + H H H
Jenis pasangan elektron tersebut merupakan salah satu contoh dari ikatan kovalen, ikatan yang terbentuk dari pemakaian bersama dua elektron oleh dua atom (Chang, 2005). Ikatan kovalen terbentuk ketika dua elektron atau sepasang elektron dipakai bersama oleh dua atom yang sama atau dua atom yang berbeda (Effendy, 2016). Dengan demikian ikatan kovalen adalah ikatan yang terbentuk berdasarkan pemakaian bersama dua elektron oleh dua atom yang berasal dari atom yang sama ataupun yang berbeda.

f. Ikatan Logam
Ikatan logam dapat didefinisikan berdasarkan model awan elektron. Ikatan Logam didefinisikan sebagai gaya tarik antara kation-kation logam dengan awan elektron yang bermuatan negatif yang terbentuk dari elektron valensi dari atom-atom logam. Kekuatan ikatan logam tergantung pada jarak antara inti kation dengan awan elektron (Effendy, 2016). Dengan demikian, ikatan logam adalah ikatan yang terjadi karena gaya tarik antara kation-kation dengan awan elektron. Awan elektron tersebut merupakan elektron yang bermuatan negatif yang terbentuk dari elektron valensi.

g. Bentuk Molekul
Molekul tersusun atas atom-atom. Atom-atom selain hidrogen dan helium, memiliki dua macam elektron, yaitu elektron valensi dan elektron dalam. Elektron valensi terbagi menjadi tiga kategori, yaitu pasangan elektron ikatan (PEI), pasangan elektron bebas (PEB), dan Elektron tak berpasangan (ETB) (Effendy, 2016). Berdasarkan konsep tersebut, salah satu cara untuk dapat menentukan bentuk-bentuk molekul sederhana adalah dengan konsep ketiga kategori, yaitu PEI, PEB, dan ETB.
Molekul memiliki bentuk tertentu dimana untuk menggambarkan bentuk molekul berlaku ketentuan-ketentuan berikut:
1) Semua elektron pada kulit valensi atom harus ditunjukkan
2) PEB pada subtituen tidak harus ditunjukkan. PEB dari subtituen dapat ditun-jukkan apabila molekul mengalami resonansi.
Arah ikatan ditunjukkan seperti pada Gambar 2.5.

Gambar 2.5. Arah Ikatan dalam Menggambar Bentuk Molekul

Tidak hanya ketiga kategori, yaitu PEI, PEB, dan ETB yang perlu diingat dalam menggambar bentuk molekul, tetapi ada hal-hal penting yang harus ditunjukkan untuk masing-masing kategori tersebut, seperti pada penulisan elektron, hanya elektron valensi yang ditunjukkan, kemudian PEB pada senyawa subtituen tidak harus ditunjukkan, dan arah ikatan juga harus diperhatikan.
Seandainya ada molekul AX4 dengan A atom pusat dan X subtituen, AX4 dapat memiliki berbagai kemungkinan bentuk, dua diantaranya adalah tetrahedral dan bujur sangkar seperti ditunjukkan pada Gambar 2.6 berikut (Effendy,2016).

Gambar 2.6. Molekul AX4 dengan Bentuk Tetrahedral dan Bujur Sangkar

Berdasarkan gambar tersebut dapat diambil kesimpulan bahwa hal yang membedakan diantara keduanya adalah terdapat besar sudut ikatan yang berbeda. Perbedaan sudut ikatan ini dikarenakan adanya tolakan yang terjadi karena PEI dan PEB yang berada pada posisi tertentu.
Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pairs Repultions) atau Teori Tolakan Pasangan-Pasangan Elektron pada Kulit Valensi Atom Pusat merupakan teori yang dapat digunakan untuk menjelaskan dan meramalkan bentuk suatu molekul. Berdasarkan teori VSEPR, bentuk suatu molekul ditentukan oleh tolakan inimal yang terjadi antara pasangan-pasangan elektron pada kulit valensi atom pusat. Sebagai contoh molekul BF3 dan CH4. Molekul BF3 atom pusatnya adalah B. Pada kulit valensi atom B terdapat tiga PEI. Tolakan minimal terjadi apabila 3 PEI tersebut mengarah pada pojok-pojok segitiga sama sisi. Sebagai akibatnya, molekul BF3 memiliki BF3 memiliki bentuk segituga planar atau trigonal planar. Molekul CF4 atom pusatnya adalah C. Pada kulit valensi atom C terdapat empat PEI. Tolakan minimal terjadi apabila 4 PEI tersebut mengarah pada pojok-pojok tetrahedral. Akibatnya molekul CF4 memiliki bentuk tetrahedral (Effendy, 2016).

Gambar 2.7. Bentuk molekul: BF3 Segitiga Planar dan CF4 Tetrahedral

Melalui penjelasan tersebut dapat disimpulkan bahwa untuk meramalkan bentuk molekul menggunakan teori VSEPR, langkah pertama adalah menentukan atom pusat dan jumlah pasangan elektron ikatan (PEI) yang dimiliki. Slanjutnya menentukan pasangan elektron bebas bila ada. Melalui PEI dan PEB tersebut dapat ditentukan besarnya sudut-sudut ikatan yang berada di sekitar atom pusat.

h. Gaya Antar Molekul
Molekul berinteraksi satu dengan yang lain dengan gaya tarik yang disebut gaya antarmolekul (Effendy, 2016). Gaya tarik di antara molekul-molekul, disebut gaya antarmolekul (Chang, 2005). Gaya antarmolekul adalah gaya tarik menarik antar molekul yang disebabkan adanya interaksi di antara dua molekul atau lebih.
Interaksi antarmolekul ada tiga macam, yaitu interaksi antara molekul nonpolar dengan molekul nonpolar, interaksi antara molekul polar dengan molekul nonpolar, dan interaksi antara molekul polar dengan molekul polar.
Molekul nonpolar apabila berinteraksi dengan molekul dengan dipol permanen atau molekul dengan dipol sesaat akan mengalami induksian atau imbasan. Akibat induksian ini, pusat muatan positif dan pusat muatan negatif molekul nonpolar tersebut terpisah dan momen dipolnya tidak nol, µ > 0 seperti dimodelkan pada Gambar 2.8. Pemisahan ini menyebabkan molekul memiliki momen dipol induksian atau dipol induksian (imbasan). Sebagaimana dengan momen dipol sesaat, momen dipol induksian juga mengalami fluktuasi.
Dipol sesaat dan dipol induksian mengalami fluktuasi yang menyebabkan adanya anggapan bahwa Gaya London terjadi akibat fluktuasi dipol dari molekul-molekul yang berinteraksi. Gaya dipol sesaat-dipol induksian populer disebut dengan gaya London. Akibat polarisasi awan elektron, terjadi pemisahan pusat muatan positif dan pusat muatan negatif pada molekul non polar. Pemisahan ini mengahsilkan molekul dengan dipol sesaat.

Gambar 2.8. Pembentukan Dipol Imbasan

Molekul dengan dipol sesaat mengimbas atau menginduksi molekul nonpolar yang ada di sekitarnya, sehingga dihasilkan molekul dengan dipol induksian atau dipol imbasan. Dua molekul tersebut kemudian mengadakan gaya tarik yang disebut gaya dipol sesaat atau dipol induksian atau gaya London (Effendy, 2016). Berdasarkan keterangan tersebut, maka kita dapat disimpukan bahwa molekul nonpolar dapat menginduksi molekul non polar yang lain disebabkan oleh polarisasi awan elektron yang dimiliki oleh kedua molekul nonpolar tersebut, sehingga keduanya saling berinteraksi dan menghasilkan gaya tarik diantara keduanya.
Gaya dipol induksian terjadi antara molekul polar dengan molekul nonpolar. terjadinya gaya dipol-dipol induksian dimodelkan pada Gambar 2.9 (Effendy, 2016).

Gambar 2.9. Skema Terjadinya Gaya Dipol Induksian antara Molekul Polar dan Molekul Nonpolar

Jika kita menempatkan ion atau molekul polar di dekat suatu atom (molekul nonpolar), distribusi elektron pada atom atau molekul itu akan terganggu dengan gaya yang dilakukan oleh ion atau molekul polar tersebut. Dipol yang dihasilkan dalam atom atau molekul itu disebut dipol terinduksi sebab pemisahan muatan positif dan negatif dalam atom atau molekul nonpolar itu disebabkan oleh kedekatannya dengan suatu ion atau molekul polar. Interaksi tarik-menarik antara ion dan dipol terinduksi disebut interaksi ion-dipol terinduksi, dan interaksi tarik-menarik antara molekul polar dan dipol terinduksi disebut interaksi dipol-dipol terinduksi (Chang, 2005).
Gaya dipol-dipol merupakan gaya yang bekerja antara molekul-molekul polar, yaitu antara molekul-molekul yang memiliki momen dipol. Semakin besar momen dipolnya, maka semakin kuat gayanya. Dalam cairan, molekul-molekul tidak terikat sekaku seperti pada padatan, tetapi molekul-molekul cenderung tersusun sedemikian rupa sehingga secara rata-rata, interaksi tarik-menarik pada keadaan maksimum (Chang, 2005). Gaya dipol-dipol terjadi antara molekul-molekul polar yang sama atau berbeda.

x

Hi!
I'm Belinda!

Would you like to get a custom essay? How about receiving a customized one?

Check it out