Ikatan Ionik Berbagai Tipe Konfigurasi Elektronik Spesies Ionik

1. 116 Spesies dengan Delapan Elektron Valensi Pembentukan spesies yang stabil dengan delapan elektron valensi seperti, Na + , Mg 2+ , F - , dan O 2 - , dapat dilukiskan dengan diagram berikut: Jadi, NaF, Na 2 O, MgF 2 , 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: Golongan 11 Golongan 12 Golongan 13 29 Cu →  29 Cu + 30 Zn →  30 Zn 2+ 31 Ga →  31 Ga 3+ 47 Ag →  47 Ag + 48 Cd →  48 Cd 2+ 49 In →  49 In 3+ 79 Au →  79 Au + 80 Hg →  80 Hg 2+ 81 Tl →  81 Tl 3+ Ketiga kelompok unsur tersebut secara berurutan dapat membentuk kation M + , M 2+ , dan M 3+ , yang cukup stabil dengan melepaskan elektron valensi ....... ns 1 - 2 np 0-1 dan menyisakan konfigurasi elektronik terluar ........ n-1s 2 n-1p 6 n-1d 10 , 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 81 Tl dijumpai sebagai kation Tl 3+ yaitu sistem 18 elektron valensi yang cukup stabil. Namun demikian, kation Tl + dengan konfigurasi elektronik [ 36 Kr] 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 , ternyata juga ditemui dan bahkan lebih stabil daripada kation Tl 3+ . Kestabilan sistem konfigurasi ini sering  →    ←     10 Ne 9 F -  →    12 Mg -2 e ←     11 Na [ 10 Ne] 3s 1 [ 10 Ne] 3s 2 - e + e 8 O 2 - 9 F [ 2 He] 2s 2 2p 5 [ 2 He] 2s 2 2p 4 8 O + 2 e 11 Na + 12 Mg 2+ 1. 117 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 + , M 2+ , dan M 3+ yang khas dengan pasangan elektron inert, 4-6s 2 . 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 + ; Sn 4+ lebih stabil daripada Sn 2+ , tetapi sebaliknya Pb 2+ lebih stabil daripada Pb 4+ . Dalam golongan 15, Sb 3+ dan Bi 3+ cukup stabil, demikian juga Sb 5+ ; tetapi, Bi 5+ 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 ns 2 np 6 nd - 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 5s 2 5p 6 5d 0-1 6s 2 , dan ... 5f 1-14 6s 2 6p 6 6d 0-1 7s 2 . Dengan melepas elektron terluar, n-1d 0-1 ns 2 , unsur-unsur tersebut menghasilkan kation M 3+ yang cukup stabil dengan meninggalkan konfigurasi elektron valensi 8, tetapi dengan berbagai jumlah elektron sebelah dalam belum penuh, n-2f 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. 118 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 M 4+ , tetapi Sn dan Pb keduanya mudah membentuk ion M 4+ . 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 CCl 4 . 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 Gambar 5.1 Bentuk: A ion normal, dan B terpolarisasi - + A - + B 1. 119 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 diketahui 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 o C Konduktifitas ekivalen leburan klorida Na + 800 133 Mg 2+ 715 29 Al 3+ menyublim pada 180 1,5 x 10 - 5 Contoh di atas menunjukkan bahwa sifat ionik menurun dari NaCl ke MgCl 2 , dan AlCl 3 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 o C Konduktifitas ekivalen leburan klorida Be 2+ 404 0,086 Mg 2+ 715 29 Ca 2+ 774 52 Sr 2+ 870 56 Ba 2+ 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 1. 120 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 o C 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 Struktur Lewis

Spesies yang tersusun oleh khususnya unsur-unsur non-logam seperti H 2 , O 2 , N 2 , H 2 O, HCl, dan CH 4 , ternyata mempunyai sifat yang berlawanan dengan sifat-sifat senyawa ionik; sifat tersebut misalnya bukan penghantar listrik. Oleh karena itu, pembentukan ikatan antara atom-atom penyusun molekul menurut model transfer elektron sebagaimana diterapkan untuk molekul ionik tidak lagi tepat. Pertanyaan yang menantang para ahli kimia pada awal abad kedua puluh perihal bagaimana atom-atom itu bergabung membentuk suatu molekul, dijawab oleh Gilbert N. Lewis pada tahun 1916 yang mengusulkan bahwa elektron valensi suatu atom dapat divisualisasikan seolah-olah menempati titik-titik sudut suatu kubus di seputar intinya. Suatu atom yang kekurangan elektron yang diperlukan untuk menempati kedelapan titik sudut kubus dapat mengadakan persekutuan melalui rusuk kubus dengan atom lain untuk melengkapi pemilikan oktet seperti dilukiskan diagram Gambar 5.2: Sebagaimana banyak ide revolusioner umumnya, ide Lewis ini juga ditolak oleh banyak ahli kimia pada waktu itu, namun demikian konsep pembentukan pasangan - pasangan elektron sekutu kemudian dapat diterima walaupun model diagram kubus tersebut akhirnya hilang tidak mendapat dukungan. Pandangan klasik perihal ikatan kemudian segera berkembang dengan munculnya mekanika kuantum; Linus Pauling + Gambar 5.2 Persekutuan satu sisi pada dua kubus model Lewis 1. 121 pada tahun 1937 mengenalkan model ikatan yang melibatkan tumpang-tindih orbital atomik. Lewis selanjutnya mengidentifikasi ikatan kimia sebagai pasangan elektron sekutu, meskipun tidak dapat menjelaskan mengapa pasangan elektron dan bukan jumlah yang lain harus bertanggung jawab dalam pembentukan ikatan. Pasangan elektron sekutu yang kemudian dikenal sebagai ikatan kovalen, dilukiskan sebagai ikatan tunggal A—B untuk sepasang elektron sekutu, ikatan rangkap dua A = B dan ganda tiga A ≡ Β, masing-masing untuk dua dan tiga pasang elektron sekutu. Pembentukan pasangan elektron ini untuk mencapai konfigurasi elektron terluar delapan, oktet, seperti halnya dijumpai dalam gas mulia kecuali He yang ternyata stabil. Sebagai contoh, H 2 , O 2 , N 2 , HCl, dan CO 2 , masing-masing dilukiskan dengan elektron dot model Lewis seperti pada Gambar 5.3. H H H H O O O O N N N N H Cl H Cl C O O C O O Gambar 5.3 Struktur elektron dot model Lewis untuk molekul H 2 , O 2 , N 2 , HCl, dan CO 2 Untuk ion, biasanya muatannya dilukiskan untuk satu keseluruhan dan bukan untuk atom secara individu, khususnya jika atom-atom pengelilingnya sama. Sebagai contoh, BF 4 - , SO 4 2 - , dan PO 4 3 - , masing-masing dilukiskan pada Gambar 5.4. B F F F F S O O O O 2 P O O 3 O O Gambar 5.4 Struktur elektron dot model Lewis untuk ion BF 4 - , SO 4 2 - , dan PO 4 3 - Problem struktur Lewis muncul ketika ditemukan banyak senyawa yang stabil dengan lebih atau kurang dari 4 pasang elektron maupun berelektron gasal misalnya, BF 3 ; PCl 5 ; NO. Ikatan kovalen koordinat Pembentukan pasangan elektron sekutu tidak harus selalu berasal dari kedua belah pihak atom yang berikatan, melainkan dapat berasal dari satu pihak saja, namun