1. BAB 3.
KONSEP IKATAN KIMIA
1. ELEKTRONEGATIVITAS
2. IKATAN IONIK
3. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI:
SIFAT IKATAN KIMIA KOVALEN
4. IKATAN KOVALEN
5. IKATAN KOVALEN POLAR
6. MUATAN FORMAL
7. BENTUK MOLEKUL: TEORI VSEPR
8. TATA NAMA ANORGANIK DAN
BILANGAN OKSIDASI
3. 3.1. ELEKTRONEGATIVITAS
• Merupakan sifat berkala (periodik) yang penting.
• Elektronegativitas ialah besarnya daya menarik elektron
ke dalam suatu atom dalam penggabungan kimia.
LOGAM NON-LOGAM
- mudah menyerahkan e- - mudah menerima e-
- membentuk kation - membentuk anion
- elektropositif - elektronegatif
5. Selisih elektronegativitas besar ⇒ e- berpindah ⇒ IKATAN IONIK
Selisih elektronegativitas kecil ⇒ e- digunakan bersama
⇒ IKATAN KOVALEN
IKATAN
IONIK
pengalihan elektron antaratom
IKATAN
pemindahan muatan secara parsial
KOVALEN POLAR
IKATAN
penggunaan elektron bersama antaratom
KOVALEN
6. 3.2. IKATAN IONIK
ELEKTRON
VALENSI
– KULIT
– ATOM
Unsur golongan utama (kecuali He):
+
– INTI e- val. atom netral = no. golongan
ATOM
ELEKTRON
TERAS
Model titik-elektron Lewis
1. Elektron valensi digambarkan dengan titik.
2. Elektron teras tidak digambarkan.
3. Empat titik pertama ditulis satu per satu di keempat sisi
lambang unsur.
4. Titik-titik berikutnya dipasangkan pada yang sudah ada.
8. 3.2.1 Pembentukan Senyawa Ionik Biner
Atom → Anion/kation agar stabil (memenuhi aturan oktet):
Σ e- val. = pada gas mulia (8e-; 2e- untuk He)
Contoh:
Na• → Na+ + e- kehilangan 1 elektron valensi
x
-
Cl + e Cl memperoleh 1 elektron valensi
(tanda x semata-mata untuk membedakan dari mana elektron itu berasal)
Na + Cl NaCl
penggabungan membentuk senyawa ionik (garam)
Contoh lain: Ca + 2 Br Ca2+ + 2 Br CaBr2
atom netral kation anion senyawa
(tidak oktet) (oktet) (oktet) ionik
9. CONTOH 3.1
Ramalkan rumus senyawa antara rubidium dan sulfur.
Tuliskan lambang Lewis untuk unsur-unsur itu sebelum
dan sesudah penggabungan kimia.
Penyelesaian:
Rb: golongan I → 1 elektron valensi → Rb•
S: golongan VI → 6 elektron valensi → S
Pengalihan 1 e- masing-masing dari 2 atom Rb kepada 1 atom
2-
S menghasilkan 2 ion Rb+ dan 1 ion S (semuanya oktet).
2-
Senyawanya Rb2S atau dalam lambang Lewis, (Rb+)2( S )
10. Ciri-ciri senyawa ionik:
1. Padatan pada suhu kamar.
2. Titik leleh dan titik didih tinggi
Misal: NaCl titik leleh = 801oC dan
titik didih = 1413oC.
3. Senyawa ionik padat umumnya kurang baik menghantar
listrik, tetapi lelehannya menghantar dengan baik.
4. Komposisi kimia dinyatakan sebagai rumus empiris
bukan rumus molekul.
11. 3.3. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI:
SIFAT IKATAN KIMIA KOVALEN
Struktur molekul yang stabil ditentukan oleh susunan 3D
atom-atom dalam molekul itu:
* Panjang ikatan ⇒ ukuran molekul
(jarak antarinti atom dalam ikatan tertentu)
* Sudut ikatan ⇒ bentuk molekul
(orientasi relatif dua ikatan yang berdekatan)
Vibrasi molekul → panjang & sudut ikatan berubah-ubah →
nilai rerata diukur dengan spektroskopi & difraksi sinar-X
12. 3.3.1 Panjang dan Energi Ikatan
Rerata Rerata
Energi ikatana Energi ikatan
Molekul panjang ikatan Molekul panjang ikatan
(kJ mol- 1) (kJ mol- 1)
(Ǻ = 10- 10 m) (Ǻ = 10- 10 m)
N2 1,100 942 HF 0,926 565
O2 1,211 495 HCl 1,284 429
F2 1,417 155 HBr 1,424 363
Cl2 1,991 240 HI 1,620 295
Br2 2,286 190 ClF 1,632 252
I2 2,669 148 BrCl 2,139 216
a Energi (disosiasi) ikatan (∆Ed)
= energi yang harus diserap untuk memecah 1 mol ikatan tertentu.
1 golongan: Z↑ → ukuran atom ↑ → panjang ikatan ↑
→ energi ikatan ↓
Contoh: Panjang ikatan F2 < Cl2 < Br2 < I2; ClF < ClBr
Energi ikatan HF > HCl > HBr > HI
13. Anomali energi ikatan:
F2 << Cl2 > Br2 > I2 ⇒ kuatnya tolak-menolak antaratom F
yang sangat elektronegatif
N2 >> O2 >> F2 ⇒ faktor orde ikatan
Panjang ikatan dari sepasang atom tertentu hanya berubah
sedikit dari satu molekul ke molekul lain, sedangkan energi
ikatan tidak begitu terulangkan (+10%)
Contoh: Ikatan Molekul
Panjang ikatan
(Å)
O–H H2O 0,958
H2O2 0,960
HCOOH 0,95
CH3OH 0,956
14. 3.3.2 Orde Ikatan
Panjang ikatan Energi ikatan
Ikatan Molekul Orde ikatan
(Å) (kJ mol- 1)
etana
C–C 1 1,536 345
(H3C–CH3)
etilena
C=C 2 1,337 612
(H2C=CH2)
asetilena
C≡C 3 1,204 809
(HC≡CH)
C–C & C=C benzena 1½
1,37 505
selang-seling (C6H6) (antara – & =)
Orde ikatan ↑ ⇒ Panjang ikatan ↓ ⇒ Energi ikatan ↑
C–O 1,43 C–H 1,10
Orde ikatan rangkap juga ada C=O 1,20 N–H 1,01
pada ikatan antaratom selain C N–N 1,45 O–H 0,96
dan antaratom taksejenis: N=N 1,25 C–N 1,47
N≡N 1,10 C≡N 1,16
15. 3.4. IKATAN KOVALEN
Atom-atom yang identik dapat memperoleh konfigurasi e-
yang stabil dengan cara penggunaan bersama elektron.
Contoh: elektron elektron
takberpasangan berpasangan
Cl + Cl Cl Cl atau Cl Cl
elektron
nonikatan
H + H H H atau H H
Cl
4 Cl + C Cl C Cl
Cl
16. CONTOH 3.2
Tulislah struktur titik-elektron untuk senyawa yang dihasilkan
nitrogen (N) dan hidrogen (H) ketika berikatan kovalen.
Penyelesaian:
N + 3H H N H atau H N H
H H
amonia (NH3)
17. 3.4.1 Ikatan Kovalen Ganda
Jika 2 atau 3 pasang e- digunakan bersama, terbentuk ikatan
kovalen ganda dua atau tiga, misalnya
2 O + C O C O atau O C O
N + N N N atau N N
CONTOH LAIN
Pembentukan etilena, C2H4, dari karbon (Golongan IV)
dan hidrogen.
H H H H
2 C + 4H C C atau C C
H H H H
etilena
18. 3.5 IKATAN KOVALEN POLAR
Jika dua atom berbeda terikat secara kovalen, elektron ikatan
tidak digunakan sama rata, tetapi condong ke atom yang
lebih elektronegatif.
δ+ δ−
Contoh:
H + Cl H Cl H Cl atau H Cl
(2,2) (3,0) molekul polar
(δ = muatan parsial)
Selisih elektronegativitas ↑ ⇒ dwikutub semakin kuat
⇒ ikatan semakin polar
> 1,7 → ikatan ionik
0–1,7 → ikatan kovalen polar
0 → ikatan kovalen
19. Ikatan kovalen koordinasi:
salah satu atom memberikan dua elektron sekaligus kepada
atom lainnya dalam membentuk ikatan kovalen.
Contoh:
+
+ H
H H
H N + H+ H NxH
x H N H
H H H
ikatan kovalen koordinasi
Tanda panah kadang-kadang digunakan untuk
menyatakan pasangan elektron yang disumbangkan
20. CONTOH 3.3
Tuliskan struktur Lewis dari pernyataan berikut: “boron
triklorida membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan
nitrogen dari molekul amonia”.
Penyelesaian:
H Cl H Cl H Cl
H N + B Cl H N x B Cl
x H N B Cl
H Cl H Cl H Cl
21. 3.6 MUATAN FORMAL
H2SO4 → dua struktur Lewis yang memenuhi :
O O
H O S O H H O S O H
O O
(1) 4 ikatan S-O (2) 2 ikatan S-O
2 ikatan S=O
Eksperimen:
Ada 2 jenis ikatan antara S dan O pada H2SO4 → 157 pm
(S–O) & 142 pm (S=O) → Struktur (2) yang realistis
22. Alat bantu untuk memilih: Muatan formal
MF = Σ e- valensi – Σ e- nonikatan – ½ Σ e- ikatan
Struktur (1) Struktur (2)
H = 1 – 0 – ½ (2) = 0 H = 1 – 0 – ½ (2) = 0
Okiri = 6 – 4 – ½ (4) = 0 Okiri = 6 – 4 – ½ (4) = 0
Okanan = 6 – 4 – ½ (4) = 0 Okanan = 6 – 4 – ½ (4) = 0
Oatas = 6 – 6 – ½ (2) = –1 Oatas = 6 – 4 – ½ (4) = 0
Obawah = 6 – 6 – ½ (2) = –1 Obawah = 6 – 4 – ½ (4) = 0
S = 6 – 0 – ½ (8) = +2 S = 6 – 0 – ½ (12) = 0
Muatan bersih = 0 Muatan bersih =0
Struktur (1) memiliki 3 atom bermuatan
→ energi sangat tinggi (tidak stabil)
23. CONTOH 3.4
Gunakan konsep muatan formal untuk menentukan mana
struktur hidroksilamina, NH3O, yang terbaik.
Penyelesaian:
H
H N O H N O H
H H
(1) (2)
H = 1 – 0 – ½ (2) = 0 H = 1 – 0 – ½ (2) = 0
N = 5 – 0 – ½ (8) = +1 N = 5 – 2 – ½ (6) = 0
O = 6 – 6 – ½ (2) = –1 O = 6 – 4 – ½ (4) = 0
Struktur (2) terbaik karena muatan formal semua atomnya nol.
24. 3.7 BENTUK MOLEKUL: TEORI VSEPR
Molekul dengan > 1 ikatan kovalen polar bisa polar/nonpolar
bergantung pada susunan ikatan-ikatannya dalam ruang
Contoh : CO2 → O C O molekul nonpolar linear
µtot = 0
H2O → H O H molekul polar yang bengkok
µtpt ≠ 0
Teori VSEPR
(valence shell electron-pair repulsion = tolakan pasangan-elektron kulit valensi)
Pasangan elektron ikatan maupun nonikatan cenderung tolak-menolak
⇒ menempatkan diri sejauh-jauhnya untuk meminimumkan tolakan.
25. Geometri pasangan elektron ⇐ bilangan sterik atom pusat
SN = (Σ atom yang terikat pada atom pusat) +
(Σ pasangan elektron nonikatan pada atom pusat)
(Atom pusat = atom yang mengikat dua atau lebih atom lain)
109,5o
180o 120o
SN = 2: linear SN = 3: planar trigonal SN = 4: tetrahedral
90o 90o
120o
90o
SN = 5: bipiramida trigonal SN = 6: oktahedral
26. CONTOH 3.5
Hitunglah bilangan sterik untuk iodin pada IF4- dan untuk
bromin pada BrO4-. Kedua ion molekular memiliki pusat I-
atau Br- yang dikelilingi oleh 4 atom. Tentukan pula
geometri pasangan elektronnya.
Penyelesaian:
IF4- ⇒ Atom pusat I- : 8 e- val.
Atom ujung F : 7 e- val. ⇒ menggunakan bersama
1 e- dari I- agar oktet
Maka: 4 e- I- ⇒ ikatan dengan 4 atom F
4 e- sisanya ⇒ 2 pasangan nonikatan
SN = 4 + 2 = 6 ⇒ (geometri pasangan e-: OKTAHEDRAL)
27. BrO4- ⇒ Atom pusat Br-: 8 e- val.
Atom ujung O : 6 e- val. ⇒ menggunakan bersama
2 e- dari Br- agar oktet
Maka: 8 e- Br- ⇒ ikatan dengan 4 atom O
Tidak ada pasangan menyendiri
SN = 4 + 0 = 4 ⇒ (geometri pasangan e-: TETRAHEDRAL)
Ikatan rangkap/rangkap-tiga dianggap sama dengan ikatan
tunggal ⇒ CO2 ( O C O) ⇒ SN = 2 + 0 = 2
(geometri pasangan e-: LINEAR)
28. Geometri molekul ⇐ geometri pasangan elektron
(bergantung pada Σ pasangan menyendiri)
1. Tanpa pasangan nonikatan:
geometri molekul = geometri pasangan elektron
Contoh: BeCl2 : SN = 2 + 0 = 2 (linear)
BF3 : SN = 3 + 0 = 3 (planar trigonal)
SF6 : SN = 6 + 0 = 6 (oktahedral)
2. Ada pasangan nonikatan:
Pasangan e- nonikatan dipegang lebih dekat ke atom pusat
Menempati lebih banyak ruang daripada pasangan e- ikatan
30. CH4 : tidak ada pasangan e- nonikatan
H (geometri molekul = geometri pasangan e-
O
109,5
H C H = tetrahedral) ⇒ Sudut ikatan H-C-H: 109,5o
H
NH3 : 1 pasang e- nonikatan
H N H (geometri molekul = piramida trigonal:
O
107,3
H tetrahedral yang dihilangkan 1 buah ikatannya)
⇒ Sudut ikatan H-N-H: 107,3o
H2O : 2 pasang e- nonikatan
]
O H (geometri molekul = bentuk V:
O
H 104,5 tetrahedral yang dihilangkan 2 buah ikatannya)
⇒ Sudut ikatan H-O-H: 104,5o
31. CONTOH 3.7
Tentukan bilangan sterik atom sulfur dalam SO2 dan
ramalkan struktur molekul SO2
Penyelesaian
Bilangan sterik sulfur 3
(dua atom terikat dan satu pasang nonikatan)
Molekul SO2 bengkok, sudut ikatan sedikit < 120o
32. Molekul dengan bilangan sterik 5: PF5, SF4, ClF3, dan
XeF2 dengan jumlah pasangan nonikatan berturut-
turut 0, 1, 2, dan 3.
33. CONTOH 3.8
Perkirakan geometri (a) ion ClO3+ dan
(b) molekul IF5
Penyelesaian
(a) ClO3+ ⇒ Atom pusat Cl+ : 6 e- val.
Atom ujung O : 6 e- val.
⇒ menggunakan bersama 2 e-
dari Cl- (konfigurasi Ar)
Maka: 6 e- CI+ ⇒ ikatan dengan 3 atom O
Tidak ada pasangan nonikatan
34. O
SN = 3 + 0 = 3 tanpa pasangan e- nonikatan:
Cl
Geometri molekul = geometri pasangan e- O O
= PLANAR TRIGONAL
(b) IF5 ⇒ Atom pusat I : 7 e- val.
Atom ujung F : 7 e- val.
⇒ menggunakan bersama 1 e-
dari I (konfigurasi Xe)
Maka: 5 e- I ⇒ ikatan dengan 5 atom F
2 e- sisanya ⇒ 1 pasangan menyendiri
35. SN = 5 + 1 = 6: geometri pasangan e- = oktahedral
1 pasangan e- nonikatan: dihilangkan 1 ikatannya
Geometri molekul
= PIRAMIDA BUJURSANGKAR
F
F F
I
F F
36. 3.8 TATA NAMA ANORGANIK &
BILANGAN OKSIDASI
Tata nama ion:
1. Kation monoatomik (1 ion stabil):
Golongan I dan II + 3 unsur pertama dari Golongan III
Nama = unsur induknya
Contoh: Na+: ion natrium Ca2+: ion kalsium
Gol. I, II → kation monoatomik +1, +2
2. Kation monoatomik (beberapa ion stabil):
Unsur transisi + Golongan III, IV, dan V
Contoh: Cu+: ion tembaga(I) atau ion kupro
Cu2+: ion tembaga(II) atau ion kupri
37. (a) Angka Romawi dalam kurung → muatan.
(b) Akhiran –o → ion yang muatannya lebih rendah;
Akhiran –i → yang lebih tinggi (sudah ditinggalkan).
3. Kation poliatomik
Contoh: NH4+: ion amonium H3O+: ion hidronium
Hg22+: ion merkuro(I)
[bedakan dengan Hg2+:ion merkuri(II)]
4. Anion monoatomik:
Bagian pertama nama unsur + akhiran –ida
Contoh: Cl-: ion klorida (diturunkan dari klorin)
O2-: ion oksida (diturunkan dari oksigen)
Gol. V, VI, VII → anion monoatomik –3, –2, –1
38. 5. Anion poliatomik
Contoh: SiO43-: ion silikat
NO2-: ion nitrit NO3-: ion nitrat
ClO-: ion hipoklorit ClO3-: ion klorat
ClO2-: ion klorit ClO4-: ion perklorat
HCO3-: ion hidrogen karbonat
(nama biasa: ion bikarbonat)
Tata nama senyawa ionik: (Nama kation)_(Nama anion)
Asas kenetralan muatan:
Muatan + dari kation dibalanskan oleh muatan – dari anion.
Contoh: NaBr: Kation +1 membalanskan anion –1
Mg3N2: 3 kation +2 membalanskan 2 anion –3
FeCl2 dan FeCl3? Tl2SO4 dan Tl2(SO4)3?
39. CONTOH 3.9
Apakah rumus kimia untuk (a) barium oksida dan
(b) sesium nitrida.
Penyelesaian:
(a) Ba : golongan II → Ba2+
O : golongan VI → O2-
Asas kenetralan muatan:
Setiap 1 ion Ba2+ dibalanskan oleh 1 ion O2- ⇒ BaO
(b) Cs3N.
40. CONTOH 3.10
Namai senyawa ionik yang mengandung ion poliatom berikut.
(a) NH4ClO3 (b) NaNO2 (c) Li2CO3
Penyelesaian:
(a) Amonium klorat
(b) Natrium nitrit
(c) Litium karbonat
41. 3.8.1 Bilangan Oksidasi
1. Biloks unsur bebas = 0
2. Σ biloks semua atom dalam spesies = muatan bersih
spesies tersebut
3. Biloks logam alkali = +1
4. Biloks F = –1
5. Biloks logam alkali tanah, Zn, dan Cd = +2
6. Biloks H = +1
7. Biloks O = –2
Jika aturan di atas diterapkan sesuai prioritas, pengecualian seperti
biloks O = –1 dalam peroksida dan biloks H = –1 dalam hidrida
tidak perlu dihafalkan.
42. Contoh 3.11
Tetapkan bilangan oksidasi setiap atom dalam
senyawa berikut
(a) CsF (b) CrO42-
Penyelesaian
(a) Bilangan oksidasi Cs = +1 (aturan 3),
jadi bilangan oksidasi F = -1
(b) Bilangan oksidasi O = -2 (aturan 7)
muatan ion = -2,
jadi bilangan oksidasi Cr = +6
43. LATIHAN SOAL-SOAL
1. Berapa banyak elektron valensi yang dimiliki oleh
masing-masing atom dari unsur di bawah ini?
a. Be b. Na c. Se d. F e. K f. Sn
2. Golongkan ikatan dalam senyawa berikut sebagai ionik
atau kovalen
a. NaF b. MgS c. MgO d. AlCl3
3. Tuliskan rumus senyawa ionik yang dapat terbentuk dari
pasangan unsur berikut. Sebutkan nama tiap
senyawanya.
a. berilium dan fluorin
b. aluminium dan fosforus
c. bromin dan magnesium
44. 4. Jelaskan apa yang dimaksud dengan
a. ikatan kovalen polar
b. molekul polar
5. Gambarkan struktur titik-elektron untuk menunjukkan
ikatan kovalen dari senyawa berikut:
a. NCl3 b. OF2 c. PH3
6. Tentukan muatan formal untuk setiap atom dan muatan
bersih seluruh molekul pada struktur Lewis berikut:
a. N ≡ N - O
b. S = C = N
45. 7. Urutkan masing-masing kelompok berikut
menurut kenaikan polaritasnya
a. H – Cl, H – O, H - F
b. N – O, P - O, Al – O
c. H - Cl, Br - Br, B - N
8. Tuliskan rumus dari masing-masing ion
poliatomik. Tulis juga muatannya.
a. ion amonium b. ion fosfat c. ion karbonat
9. Tetapkan bilangan oksidasi setiap spesies dalam
a. HClO3 b. HF2- c. NH4+
