MODUL IKATAN KIMIA.docx

MODUL IKATAN KIMIA
 Peta Konsep

 Definisi Ikatan Kimia
Adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar molekul dengan cara sebagai berikut:
a. Atom yang 1 melepaskan elektron, sedangkan atom yang lain menerima elektron
(serah terima elektron)
b. Penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari masing-masing atom yang
berikatan.
c. Penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan
Tujuan pembentukan ikatan kimia adalah agar terjadi pencapaian kestabilan suatu unsur.
Elektron yang berperan pada pembentukan ikatan kimia adalah elektron valensi dari suatu
atom/unsur yang terlibat. Salah satu petunjuk dalam pembentukan ikatan kimia adalah adanya
1 golongan unsur yang stabil yaitu golongan VIIIA atau golongan 18 (gas mulia). Maka dari
itu, dalam pembentukan ikatan kimia; atom-atom akan membentuk konfigurasi elektron
seperti pada unsur gas mulia. Unsur gas mulia mempunyai elektron valensi sebanyak 8(oktet)
atau 2 (duplet, yaitu atom Helium).

Periode Unsur Nomor Atom (K L M N O P):
1.

2

He (2 )

2.

10

3.

18

4.

36

5.

54

6.

86

Ne (2, 8 )
Ar,(2, 8, 8 )
Kr ( 2, 8, 18, 8 )
Xe (2, 8, 18, 18, 8)
Rn (2, 8, 18, 32, 18, 8)

Kecenderungan unsur-unsur untuk menjadikan konfigurasi elektronnya sama seperti gas
mulia terdekat dikenal dengan istilah Aturan Oktet

 Lambang Lewis
Adalah lambang atom yang dilengkapi dengan elektron valensinya.
• Lambang Lewis gas mulia menunjukkan 8 elektron valensi (4 pasang).
• Lambang Lewis unsur dari golongan lain menunjukkan adanya elektron tunggal (belum
berpasangan).
Berdasarkan perubahan konfigurasi elektron yang terjadi pada pembentukan ikatan, maka
ikatan kimia dibedakan menjadi 3 yaitu : ikatan ion, ikatan logam. dan ikatan kovalen

A. IKATAN ION
Ikatan ion terbentuk akibat adanya melepas atau menerima elektron oleh atom-atom yang
berikatan. Atom-atom yang melepas elektron menjadi ion positif (kation) sedang atom-atom
yang menerima elektron menjadi ion negatif (anion). Ikatan ion biasanya disebut ikatan
elektrovalen. Senyawa yang memiliki ikatan ion disebut senyawa ionik. Senyawa ionik
biasanya terbentuk antara atom-atom unsur logam dan nonlogam. Atom unsur logam
cenderung melepas elektron membentuk ion positif, dan atom unsur nonlogam cenderung
menangkap elektron membentuk ion negatif. Contoh: NaCl, MgO, CaF2, Li2O, AlF3, dan lainlain.
1. Na

Na+ + e–

2, 8, 1

2, 8
Cl–

Cl + e–

2, 8, 7

2, 8, 8

2.

Mg

Na+ + Cl–

NaCl
Mg2+ + 2 e–

2, 8, 2

2, 8

O + 2 e–

O2–

3, 6

2, 8

Mg2+ + O2–
3.

MgO
Ca2+ + 2 e–

Ca

2, 8, 8, 2

2, 8, 8

2 F + 2 e–

2 F–

2, 7

2, 8
Ca2+ + 2 F–

CaF2

Lambang titik elektron Lewis terdiri atas lambang unsur dan titik-titik yang setiap
titiknya menggambarkan satu elektron valensi dari atom-atom unsur. Titik-titik elektron
adalah elektron terluarnya.
Contoh-contoh lambang titik elektron Lewis
Unsur Lambang titik
Lewis
Li (2, 1)
Mg (2, 8, 2)
Cl (2, 8, 7)
C (2, 4)

Unsur Lambang titik
Lewis

Li
Mg
Cl

C

Untuk membedakan asal elektron valensi penggunaan tanda (O) boleh diganti dengan tanda
(x), tetapi pada dasarnya elektron mempunyai lambang titik Lewis yang mirip. Contoh
penggunaan lambang titik Lewis dalam ikatan ion sebagai berikut.
xx

x
Li + x Cl
x
xx

+
Li + Cl
xx

x

xx

x
x

-

Sifat-sifat fisika senyawa ionik pada umumnya:

1.
2.
3.
4.
5.

Pada suhu kamar berwujud padat.
Struktur kristalnya keras tapi rapuh.

Mempunyai titik didih dan titik leleh tinggi.
Larut dalam pelarut air tetapi tidak larut dalam pelarut organik.
Tidak menghantarkan listrik pada fase padat, tetapi pada fase cair (lelehan) dan
larutannya menghantarkan listrik.
B. IKATAN LOGAM
Ikatan logam adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat penggunaan bersama elektron-

elektron valensi antar atom-atom logam. Contoh: logam besi, seng, dan perak. Ikatan logam
bukanlah ikatan ion atau ikatan kovalen. Salah satu teori yang dikemukakan untuk
menjelaskan ikatan logam adalah teori lautan elektron. Contoh terjadinya ikatan logam yaitu
tempat kedudukan elektron valensi dari suatu atom besi (Fe) dapat saling tumpang tindih
dengan tempat kedudukan elektron valensi dari atom-atom Fe yang lain. Tumpang tindih
antar elektron valensi ini memungkinkan elektron valensi dari setiap atom Fe bergerak bebas
dalam ruang di antara ion-ion Fe+ membentuk lautan elektron. Karena muatannya berlawanan
(Fe2+ dan 2e–), maka terjadi gaya tarik-menarik antara ion-ion Fe + dan elektron-elektron bebas
ini. Akibatnya terbentuk ikatan yang disebut ikatan logam.
Adanya ikatan logam menyebabkan logam bersifat:
1. Pada suhu kamar berwujud padat, kecuali Hg.
2. Keras tapi lentur/dapat ditempa.
3. Mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi.

4. Penghantar listrik dan panas yang baik.
5. Mengilap.
C. IKATAN KOVALEN
Ikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama pasangan elektron oleh atom-atom yang
berikatan. Pasangan elektron yang dipakai bersama disebut pasangan elektron ikatan (PEI)
dan pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen disebut
pasangan elektron bebas (PEB). Ikatan kovalen umumnya terjadi antara atom-atom unsur
nonlogam, bisa sejenis (contoh: H2, N2, O2, Cl2, F2, Br2, I2) dan berbeda jenis (contoh: H2O,
CO2, dan lain-lain). Senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen disebut senyawa
kovalen.

Berdasarkan lambang titik Lewis dapat dibuat struktur Lewis atau rumus Lewis. Struktur
Lewis adalah penggambaran ikatan kovalen yang menggunakan lambang titik Lewis di mana
PEI dinyatakan dengan satu garis atau sepasang titik yang diletakkan di antara kedua atom
dan PEB dinyatakan dengan titik-titik pada masing-masing atom.
Contoh:
1. H2

H + xH

HxH

Hx
+ O
Hx

H xO x H

H H

2. H2O

H O H

H O H

Sifat-sifat fisis senyawa kovalen:
1.
2.
3.
4.
5.

Pada suhu kamar berwujud gas, cair (Br2), dan ada yang padat (I2);
Padatannya lunak dan tidak rapuh;
Mempunyai titik didih dan titik leleh rendah;
Larut dalam pelarut organik tapi tidak larut dalam air;
Umumnya tidak menghantarkan listrik.

 Macam-macam ikatan kovalen:
1) Berdasarkan jumlah PEI-nya ikatan kovalen dibagi 3:
a. Ikatan kovalen tunggal
yaitu ikatan kovalen yang memiliki 1 pasang PEI.
Contoh: H2, H2O (konfigurasi elektron H = 1; O = 2, 6)
H xH

H xO x H

atau H H
atau H O H

b. Ikatan kovalen rangkap dua
yaitu ikatan kovalen yang memiliki 2 pasang PEI.
Contoh: O2, CO2 (konfigurasi elektron O = 2, 6; C = 2, 4)

O xxO

x

atau

O xx C xx atau
O

O O
O C O

c. Ikatan kovalen rangkap tiga

yaitu ikatan kovalen yang memiliki 3 pasang PEI.
Contoh: N2 (Konfigurasi elektron N = 2, 5)
x
x

x

N xx N

atau

N N

2) Berdasarkan kepolaran ikatan, ikatan kovalen dibagi 2:
a. Ikatan kovalen polar
Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang PEInya cenderung tertarik ke salah satu
atom yang berikatan. Kepolaran suatu ikatan kovalen ditentukan oleh keelektronegatifan
suatu unsur. Senyawa kovalen polar biasanya terjadi antara atom-atom unsur yang beda
keelektronegatifannya besar, mempunyai bentuk molekul asimetris, mempunyai momen dipol
( µ = hasil kali jumlah muatan dengan jaraknya) ≠ 0.
Contoh:
1) HF
H F

Keelektronegatifan 2,1; 4,0
Beda keelektronegatifan = 4,0 – 2,1 = 1,9
µ = q × r = 1,91 Debye
2) H2O
O
H

H

Keelektronegatifan 2,1; 3,5
Beda keelektronegatifan = 3,5 – 2,1 = 1,4
µ = q × r = 1,85 Debye
3) NH3
H

N

H

H
Keelektronegatifan 2,1; 3,0
Beda keelektronegatifan = 3,0 – 2,1 = 0,9
µ = q × r = 1,47 Debye
b. Ikatan kovalen nonpolar

Ikatan kovalen nonpolar adalah ikatan kovalen yang PEInya tertarik sama kuat ke arah atomatom yang berikatan. Senyawa kovalen nonpolar terbentuk antara atom-atom unsur yang
mempunyai beda keelektronegatifan nol atau mempunyai momen dipol = 0 (nol) atau
mempunyai bentuk molekul simetri.
Contoh:
1) H2
H H
Keelektronegatifan H = 2,1 maka
Beda keelektronegatifan H2 = 0
µ=0
Bentuk molekul simetri

2) CH4
H
H

C H

Keelektronegatifan
2,1; 2,5
H
Beda keelektronegatifan = 2,5 – 2,1 = 0,4
µ=q×r=0
Bentuk molekul simetri
3) Ikatan kovalen koordinasi
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang PEInya berasal dari salah satu atom
yang berikatan.
Contoh: NH4+
NH3 + H+

H
H xN
H

NH4+

H

H
+ H+

H x N H+

H

H

+

N H
H

Ikatan kovalen koordinasi

 Interaksi Antarmolekul
Molekul-molekul umumnya berinteraksi satu sama lainnya. Gaya tarik-menarik antarmolekul
ini terjadi dan merupakan jenis interaksi antarmolekul (gaya antar molekul-molekul yang
berbeda). Interaksi ini bertanggung jawab terhadap sifat fisik suatu zat, seperti titik didih, titik

leleh, serta fasa (wujud) zat. Berbeda dengan interaksi antarmolekul, interaksi intramolekul
(ikatan kimia) merupakan ikatan yang terbentuk saat atom-atom bergabung membentuk
molekul. Ikatan kimia berperan dalam menjaga kestabilan molekul sekaligus dapat digunakan
dalam meramalkan bentuk suatu molekul. Interaksi antarmolekul lebih lemah dibandingkan
ikatan kimia.
Terdapat lima jenis interaksi antarmolekul, yang disusun berdasarkan kekuatan, dari yang
terlemah hingga yang terkuat, yaitu:
1. Gaya London atau Gaya Dispersi
Jenis gaya tarik yang sangat lemah ini umumnya terjadi di antara molekul-molekul
kovalen nonpolar, seperti N2, H2, atau CH4. Ini dihasilkan oleh menyurut dan mengalirnya
orbital-orbital elektron, sehingga memberikan pemisahan muatan yang sangat lemah dan
sangat singkat di sekitar ikatan. Gaya London meningkat seiiring bertambahnya jumlah
elektron. Gaya London juga meningkat seiiring bertambahnya massa molar zat, sebab
molekul yang memiliki massa molar besar cenderung memiliki lebih banyak elektron.
Adanya percabangan pada molekul akan menurunkan kekuatan Gaya London, sebab adanya
percabangan akan memperkecil area kontak antarmolekul. Titik didih senyawa sebanding
sekaligus mencerminkan kekuatan Gaya London.
2. Interaksi Dipol Terimbas (Dipol Terinduksi)
Gaya antarmolekul ini terjadi saat molekul polar mengimbas (menginduksi) molekul
nonpolar. Sebagai contoh, molekul air (H2O) yang bersifat polar dapat menginduksi molekul
oksigen (O2) yang bersifat nonpolar. Dipol terimbas inilah yang menyebabkan gas oksigen
larut dalam air.
3. Interaksi Dipol-Dipol
Gaya antarmolekul ini terjadi bila ujung positif dari salah satu molekul dipol ditarik
ke ujung negatif dari dipol molekul lainnya. Gaya ini lebih kuat dari Gaya London, namun
tetap saja sangat lemah. Interaksi ini terjadi pada senyawa kovelen polar, seperti HCl dan
HBr.
4. Interaksi Ion-Dipol
Gaya antarmolekul ini terjadi saat ion (kation maupun anion) berinteraksi dengan
molekul polar. Kekuatan interaksi ini bergantung pada muatan dan ukuran ion serta kepolaran
dan ukuran molekul polar. Kation memiliki interaksi yang lebih kuat dengan molekul polar
dibandingkan anion. Salah satu contoh interaksi ini adalah hidrasi senyawa NaCl dalam air
(proses ion-ion dikelilingi oleh molekul air).

5. Ikatan Hidrogen
Interaksi dipol-dipol yang sangat kuat, yang terjadi bila atom hidrogen terikat pada salah
satu dari ketiga unsur yang sangat elektronegatif, yaitu F, O, dan N. Ketiga unsur ini
memiliki tarikan yang sangat kuat pada pasangan elektron yang berikatan sehingga atom

yang terlibat pada ikatan mendapatkan muatan parsial yang sangat besar. Ikatan ini sangat
polar, sehingga interaksi antarmolekul menjadi sangat kuat. Akibatnya, titik didih senyawa
yang memiliki ikatan hidrogen relatif tinggi (walapun massa molarnya paling rendah) bila
dibandingkan senyawa lain pada golongan yang sama.
 Teori VSEPR dan Geometri Molekul
Geometri molekul atau sering disebut struktur molekul atau bentuk molekul yaitu
gambaran tiga dimensi dari suatu molekul yang ditentukan oleh jumlah ikatan dan besarnya
sudut-sudut yang ada disekitar atom pusat.
Di dalam sebuah molekul atau ion poliatom terdapat atom pusat dan substituent-substituen.
Substituent yang ada terikat pada atom pusat. Substituent-substituen ini dapat berupa atom
(misalnya Br atau H) dan dapat pula berupa gugus (misalnya NO2).
Terkadang sulit untuk menentukan atom pusat dari suatu molekul atau ion poliatomik.
Berikut beberapa cara yang dapat digunakan untuk menentukan atom pusat yaitu sebagai
berikut.
1. Atom pusat biasanya ditulis di awal rumus formulanya.
2. Atom pusat biasanya atom yang lebih elektropositif atau kurang elektronegatif.
3. Atom pusat biasanya atom yang memiliki ukuran lebih besar dari atom atau susbstituensubstituen yang ada. H ukuran paling kecil sehingga tidak pernah berlaku sebagaia atom
pusat.
Contoh
BeCl2 atom pusatnya adalah Be
NH3 atom pusatnya adalah N
Elektron valensi atom pusat yang digunakan pada pembentukan senyawa kovalen
terkadang digunakan untuk membentuk ikatan kadang tidak digunakan. Elektron yang tidak
digunakan ditulis sebagai pasangan elektron bebas (PEB), sedangkan elektron yang
digunakan dalam pembentukan ikatan ditulis sebagai pasangan elektron ikatan (PEI). Selain
PEB dan PEI pada atom pusat dapat pula terdapat elektron tidak berpasangan seperti pada
molekul NO2.
Berdasarkan teori domain elektron, dalam suatu molekul elektron-elektron tersebut
saling tolak-menolak karena memiliki muatan yang sama. Untuk mengurangi gaya tolak
tersebut atom–atom yang berikatan membentuk struktur ruang tertentu hingga tercapai gaya
tolak yang minimum. Akibat yang ditimbulkan dari tolakan yang yang terjadi yaitu
mengecilnya sudut ikatan dalam molekul. Urutan gaya tolak dimulai dari gaya tolak yang
terbesar yaitu sebagai berikut.
1. Gaya tolak antar sesama elektron bebas (PEB vs PEB)
2. Gaya tolak antara pasangan elektron bebas dengan elektron ikatan (PEB vs PEI)

3. Gaya tolak antar pasangan elektron ikatan (PEI vs PEI).
Teori VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) atau Tolakan Pasangan
Elektron Kulit Valensi
Para ahli kimia untuk meramalkan geometri molekul dari molekul-molekul. Teori ini
mengasumsikan bahwa pasangan elektron di sekitar atom, baik itu bonding pair maupun lone
pair (nonbonding pair), akan berada dalam jarak sejauh mungkin untuk meminimalkan gaya
tolakan di antara elektron tersebut. Geometri pasangan elektron (domain elektron) adalah
susunan pasangan elektron, baik bonding pair maupun lone pair di sekitar atom pusat.
Berdasarkan jumlah domain elektron, kita dapat meramalkan bentuk molekul.
 Beberapa Bentuk Molekul Berdasarkan Teori VSEPR
Pada penentuan struktur ruang molekul-molekul berdasarkan teori VSEPR umumnya
atom pusat atom pusat dilambangkan dengan A, jumlah atom yang diikat atau jumlah
pasangan elektron ikatan (PEI) dilambangkan dengan X dan pasangan elektron bebas atom
pusat dilambangkan dengan E.

Bentuk
Molekul

Jumla Jumla Rumus
h PEI h PEB (AXnEm)
(X)
(E)

Contoh
senyawa

Linear

2

0

AX2

CO2

Trigonal
Planar

3

0

AX3

BF3

Tetrahedral

4

0

AX4

CH4

Trigonal
Piramida

3

1

AX3E

NH3

Planar
Bentuk V

2

2

AX2E2

H2O

Gambar Molekul

Trigonal
Bipiramida

5

0

AX5

PCl5

Planar
Bentuk T

3

2

AX3E2

BrF3

Keterangan: PEI = pasangan elektron ikatan, PEB = pasangan elektron bebas, A= atom pusat,
Xn = jumlah atom yang diikat atom pusat, Em = jumlah pasangan elektron bebas
Selain menggunakan teori VSEPR, bentuk molekul juga dapat diramalkan melalui
pembentukan orbital hibrida, yaitu orbital-orbital suatu atom yang diperoleh saat dua atau
lebih orbital atom bersangkutan yang memiliki tingkat energi yang berbeda, bergabung
membentuk orbital-orbital baru dengan tingkat energi sama (terjadi pada proses pembentukan
ikatan kovalen). Hibridisasi adalah proses penggabungan orbital-orbital atom (biasanya pada
atom pusat) untuk mendapatkan orbital hibrida.
Hubungan antara jumlah dan jenis orbital atom pusat yang digunakan pada proses
hibridisasi terhadap geometri molekul senyawa bersangkutan dapat dilihat pada tabel berikut
ini:
Jenis ikatan

Orbital

Bentuk geometrik

sp

2

Linier

sp2

3

Segitiga datar

sp3

4

Tetrahedral

sp3d

5

Trigonal bipiramida

sp3d2

6

Oktahedral

Contoh
BeCl2
BF3
CH4
PCl5
SF6

Dengan mengetahui jenis dan jumlah orbital atom pusat yang terlibat dalam proses
pembentukan ikatan, kita hanya dapat menentukan bentuk geometri (domain elektron)
molekul bersangkutan. Sementara untuk menentukan bentuk molekul, kita dapat
menggunakan teori VSEPR. Dengan demikian, teori hibridisasi merupakan bagian yang
tidak terpisahkan dari teori VSEPR. Melalui kombinasi kedua teori tersebut, kita dapat
mempelajari jenis dan jumlah orbital yang terlibat dalam pembentukan ikatan sekaligus
meramalkan bentuk molekulnya.

 Langkah-Langkah Meramal Bentuk Molekul
Langkah-langkah yang digunakan untuk meramal struktur molekul tidak berbeda jauh dengan
langkah-langkah yang digunakan untuk menggambar struktur Lewis suatu molekul atau ion
poliatomik. Langkah-langkah yang digunakan untuk meramal bentuk molekul sebagai
berikut.
1. Menentukan atom pusat.
2. Tuliskan jumlah elektron valensi dari atom pusat.
3. Menentukan jumlah elektron valensi dari masing-masing substituen jika berupa atom.
4. Satu elektron dari substituen dipasangkan dengan satu elektron dari atom pusat sehingga
membentuk pasangan elektron (pasangan elektron ikatan, PEI). Perlu diperhatikan bahwa,
bahwa jumlah elektron atom pusat tidak selalu memenuhi kaidah oktet. Jika masih terdapat
substituen dan masih terdapat elektron pada atom pusat, maka semuanya harus dipasangkan.
5. Jika semua susbtituen telah dipasangkan dengan elektron atom pusat dan masih terdapat
elektron yang tidak berpasangan, maka elektron tersebut tetap ditulis pada atom pusat sebagai
elektron bebas atau pasangan elektron bebas (PEB). Atau PEB dapat dicari dengan rumus:
PEB =

ev . atom pusat−e .ikatan
2

6. Jika berupa ion poliatomik, maka setelah semua substituen dipasangkan kurangi elektron
jika ion bermuatan positif dan tambahkan elektron jika ion bermuatan positif.
7. Menentukan bentuk molekul serta memperkirakan besarnya sudut-sudut ikatan disekitar
atom pusat dengan memperhatikan tolakan-tolakan yang terjadi agar diperoleh bentuk dengan
tolakan yang minimum.

 Contoh Berilium Klorida (BeCl2)
Be sebagai atom pusat memiliki 2 elektron valensi dan Cl sebagai substituen memiliki
7 elektron valensi. Setelah satu elektron valensi dipasangkan dengan satu elektron dari satu
atom Be, masih terdapat satu elektron bebas pada atom Be. Oleh sebab itu, satu elektron
tersebut dipasangkan dengan satu elektron dari atom Cl. Setelah semua dipasangkan tidak ada
lagi elektron bebas pada atom Be. Agar tolakan minimum maka kedua atom Cl letaknya
berlawanan membentuk sudut 180°.
180o

Cl

Be

Cl

 Contoh Boron Trifluorida BF3
Boron sebagai atom pusat memiliki 3 elektron valensi sehingga setelah berikatan dengan
3 atom F maka tidak ada lagi elektron bebas disekitarnya. Agar tolakan pasangan elektron
ikatan minimal maka setiap ikatan menata diri mengarah pada pojok-pojok segitiga sama sisi.
Bentuk molekul seperti ini disebut trigonal planar dengan sudut ikatan sebesar 120°.

F
B
F

120o

F