Ikatan kimia terjadi karena gaya tarik antaratom yang membentuk senyawa yang lebih kompleks. Terdapat dua jenis ikatan utama, yaitu ikatan ionik dan kovalen. Ikatan ionik terjadi antara ion positif dan negatif, sedangkan ikatan kovalen melibatkan pemakaian elektron bersama antaratom. Teori ikatan valensi menjelaskan pembentukan ikatan melalui overlapping orbital antaratom.

1. Ikatan Kimia
Ikatan Kimia : Gaya tarik yang menyebabkan atom-atom yang
terikat satu sama lain dalam suatu kombinasi
untuk membentuk senyawa yang lebih kompleks.
Klasifikasi Ikatan Kimia :
1. Ikatan ion :
Ikatan yang terjadi antara ion positif dan
ion negatif dalam satu senyawa ionik.
Ikatan Kovalen :
Ikatan yang terjadi antar atom dalam molekul
yang melibatkan pemakaian elektron
bersama.

4. Perubahan dalam konfigurasi elektron
apabila terbentuk ion, memenuhi aturan logam :
Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s
1
Na+ = 1s 2 2s 2 2p 6
Na+ mempunyai konfigurasi elektron
yang sama dengan gas mulia Ne

5. 6

6. Contoh:
1.Manakah dari Konfigurasi berikut ini yang mewakili unsur untuk
membentuk ion sederhana bermuatan negatif 3
A.1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
B.1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2
C.1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
D.1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3d3 4s2
2. Propelan yang digunakan untuk pendorong roket merupakan
campuran alumunium dan senyawa X. Senyawa X mengandung klor
dengan tingkat oksidasi 7. berikut ini manakah yang berupa senyawa X?
a.NCl3
b.NH4Cl
c.NH4ClO
d.NH4ClO3
e.N2H5Cl

7. IKATAN IONIK
Adalah ikatan yang terbentuk melalui transfer elektron antara atom.
Biasanya
logam
akan
memberikan
elektron
dan
non
logam
menerimanya hingga diperoleh kulit terluar yang terisi penuh.
Partikel yang melepaskan elektron akan bermuatan positif dan disebut
kation.
Partikel
yang
menerima
elektron
akan
mendapatkan
elektron
sehingga bermuatan negatif dan disebut anion.
Contoh NaCl
Konfigurasi e- Na 2 . 8 . 1
xx
x
x
Cl x
Na
xx
Konfigurasi e- Cl 2 . 8 . 7
Na
+
x
xx
x
Cl x
-
xx

8. Gol
IA
L
Simbol
Ket
IIA
B
i
IIIA
e
IVA
B
C
VA
VIA VIIA
N
O
F
O
N
: Jumlah elektron valensi
Simbol Lewis dapat juga digunakan untuk menjelaskan
pembentukan ion, meskipun banyak digunakan untuk
ikatan kovalen
N
a
CL
+
+
Na
CL
Ca
CI
CI
2+
Ca + 2
CI
e

9. Ikatan yang terjadi kombinasi atom-atom netral
untuk membentuk molekul disebut ikatan kovalen.
Ex :
H O : air
2
C
H
O
: gula
12 22 11
Perubahan energi dalam pembentukan ikatan kovalen
−
-
Kombinasi atom-atom non logam
pembentukan ikatan antara 2 atom Hidrogen
Pasangan elektron
H • +H
•
→
H
•• H
Ikatan pasangan elektron / Ikatan kovalen

10. Ikatan kovalen dan aturan oktet
Aturan oktet
Ex. :
Aturan oktet : bila atom-atom membentuk ikatan
kovalen, maka cenderung untuk membagi elektronelektron untuk mencapai 8 elektron pada kulit
terluarnya (elektron valensi), kecuali atom H.

11. Ex. :
O
Ex. :
C
O
O
C
= C =

13. -
Latihan : SO2 , NO3 , HClO3, dan H3 PO4
14

14. C l
F
F
C l
S
C
l
P
Cl
F
F
Be
C l
F
C l
C l
F
C l
C l
B
C l
13

15. Perhitungan elektron valensi
15

16. ClO4-
Cl (gol VIIA) mempunyai 7e-
1x7 =7
O (gol VIA) mempunyai 6e -
4 x 6 = 24
Tambahkan 1e - untuk muatan 1 -
+1
+
32e -
total
NH4
+
N (gol VA) mempunyai 5e
-
H (gol IA) mempunyai 1e
1x5 =5
4x1 =4
-
Kurangi 1e untuk muatan 1+
-1
total
latihan : - SO 2, PO 43-, NO +
→
-
hitung semua elektron valensi ?
- Tuliskan struktur Lewis dari
NO3-, ClF 3 dan HClO4.
8e
+
HClO 3, SO3, CO, SF4, OF2, NH4+, SO2,
16

17. Resonansi : bila struktur Lewis tunggal gagal
-
-
17

18. Pengaruh resonansi terhadap stabilitas molekul dan ion
- Resonansi dapat menyebabkan molekul atau ion lebih stabil daripada
tanpa resonansi.
- Ikatannya lebih kuat.
Ex : Kalor pembentukan standar C6H6
= +230 KJ / mol
( molekul hipotesis )
Kalor pembentukan standar Benzen
= -84
KJ/ mol
146 KJ / mol
ini berarti Benzen lebih stabil dengan selisih 146 KJ / mol, penurunan
energi molekul disebut energi resonansi.

19. Ikatan kovalen koordinasi : atom dan basa Lewis
H
H N O + H
H
+
H
H N H
H
+

20. Definisi Asam dan Basa Lewis
1.
Asam adalah spesies ionik atau molekul
yang dapat menerima (aseptor) sepasang elektron
dalam pembentukan ikatan kovalen koordinat
2.
Basa adalah spesies ionik atau molekul
yang dapat memberi (donor) sepasang elektron
dalam pembentuk ikatan kovalen koordinat
3.
Netralisasi adalah pembentuk ikatan kovalen
koordinat antara donor (basa) dan aseptor (asam)
Contoh reaksi Asam - Basa Lewis
H
HN
H
Basa
+
CI
B CI
CI
Asam
H
HN
H
CI
B CI
CI

21. Struktur Molekul
Bentuk molekul
Molekul Linier = sudut ikatan 180°
Molekul Segitiga planar = sudut ikatan 120°
Molekul tetrahedral = sudut ikatan 109,5°
= 4 muka
Gambar :
Langkah-langkah
Menggambar molekul
tetrahedral

22. Molekul Trigonal bipiramidal : 2 trigonal piramid
Model ikatan :
- ikatan ekuatorial : 120°
- ikatan aksial : 180°
- diantara ekuatorial dengan aksial 90 °
Molekul Oktahedral : 2 square pyramid

23. Prediksi Bentuk Molekul : Teori ”VSEPR”
Teori “VSEPR” (Valance Shell Elektron Pari Requlsion) :
Pasangan e- kulit valensi atom pusat akan saling tolakmenolak sampai tercapai tolakan yang paling minimal.
ex : - BeCl2
Gambar :
Two pairs
Three pairs
Four pairs
Five pairs
Latihan :
CCl4, SbCl5
Six pairs

24. Ex : BeCl2
Cl Be
180
Be
Cl
Cl
o
o
Cl
< 180
(benar)
(salah)
Linier
Be
BCl3
Cl
B
120o
Segitiga Planar
B
Cl
Latihan : CCl4, SbCl5
Cl

25. Bentuk molekul bila beberapa pasangan etidak dipakai untuk ikatan
Cl Sn
Cl
Pasangan e- yang tidak dipakai akan memberikan tolakan
yang sama seperti pasangan e- yang dipakai untuk ikatan
Gambar :
Sn
Sn
Cl
Bentuk non linier
Atau bentuk V
Cl

26. Molekul dengan 4 pasangan e- dalam kulit Valensi
Gambar :
H
N
H
H
H
O
H

27. Molekul dengan 5 pasangan e- dalam kulit Valensi
Gambar :
7

28. Molekul dengan 6 pasangan e- dalam kulit Valensi
Gambar :
Latihan :
ClO2-, XeF2, XeOF4

29. Bentuk molekul dan ion dengan ikatan rangkap dua atau tiga
Sama seperti ikatan tunggal
Gambar :
O
C
O
O
N
O
Non Linier
Latihan : HCN, SO32-, XeO4, OF2, CO32-
O
O
O
N
Segitiga Planar

30. Dipol ikatan
( Non Polar )
11

31. Bentuk Molekul dan Polaritas Molekul
Momen dipol molekul
• Kekuatan interaksi tergantung pada jumlah muatan dalam
molekul dan jarak antara muatan
• Di tentukan secara eksperimen
• Struktur molekul dapat menentukan polaritas molekul

32. Molekul Polar

33. Molekul Polar
Latihan : PCL3, SO3, HCN, SF6, SO2

34. Mekanika Gelombang dan
Ikatan Kovalen : Teori Ikatan Valensi
• Bagaimana atom-atom berpatungan elektron
antara kulit-kulit valensi
→ mekanika kuantum untuk mempelajari bagaimana
orbital-orbital atom berinteraksi satu sama lain
• Teori modern ikatan berdasarkan fungsi-fungsi
mekanika gelombang
• Teori ikatan modern : 1. Teori ikatan valensi
2. Teori orbital molekul

35. Postulat dasar teori ikatan valensi
Suatu ikatan antara 2 atom dibentuk bila sepasang elektron
dengan spin yang berpasangan di bagi oleh 2 orbital atom
yang saling “overlapping”, satu orbital dari setiap atom
bergabung dalam ikatan
Gambar
pembentukan molekul H2
menurut teori ikatan kovalen

36. Gambar
pembentukan molekul HF
menurut teori ikatan kovalen
Gambar
pembentukan molekul H2S
menurut teori ikatan kovalen

37. Gambar
Latihan : HCl
pembentukan molekul F2
menurut teori ikatan kovalen

38. Orbital Hibrid
Be H2 :
Diagram orbital pada kulit valensi berilium :
Be
2s
2 p
Untuk berikatan dengan 2 atom H maka Be harus
menyediakan 2 orbital pada kulit valensi yang masingmasing orbital mengandung 1eBe
2s
Hibridasi sp
2p
s
p
Orbital 2p yang unhibrid

39. Gambar pembentukan orbital hibrid sp

40. Gambar : karbon tetrahedral dari model CH4
Gambar :
Ikatan pada molekul
etana (C2H6)

41. Hibridasi bila atom pusat mempunyai lebih dari oktet
Gambar : orientasi hibrid yang melibatkan orbital Atom d (a)
orbital hibrid sp3d (b) sp3d2 orbital hibrid
Latihan : Jelaskan orbital hibrid dari SF6, AsCl5

42. Penggunaan teori VSEPR untuk memprediksi Hibridasi
CH4 → tetrahedral → hibridasi sp3
SF6 → oktahedral → hibridasi sp3 d2
Latihan : SiH4, PCl5
Hibridasi dalam molekul yang mempunyai
pasangan elektron bebas
CH4 adalah molekul tetrahedral → hibridasi sp3 orbital karbon
Sudut ikatan H - C - H = 109,5°
NH3, sudut ikatan H - N - H = 107°
H2O, sudut ikatan H - O - H = 104,5°
Sudut ikatan H – X – H
mendekati sudut untuk molekul
yang atom pusatnya mempunyai
hibrid sp3

43. Ikatan Rangkap Dua dan Tiga
“Overlap” orbital-orbital s, p, atau orbital hibrid disebut
Ikatan Sigma atau Ikatan σ
Gambar :
Ikatan Sigma
a) overlap dari orbital s
b) overlap dari orbital p dari ujung ke ujung
c) overlap dari orbital hibrid

44. Ikatan yang terjadi overlap dari orbital p dari ujung
ke ujung secara aksial yang menghasilkan densitas eyang dibagi diantara 2 daerah yang berlawanan pada
2 inti yang bergabung disebut ikatan pi (ikatan π)
H
H
C
H
C
Hibridisasi sp2
H

45. Gambar : pembentukan ikatan π

46. Teori Orbital Molekul
Memandang bahwa suatu molekul mirip dengan atom dalam
Satu respek yang penting → level energi tergantung kepada
Variasi orbital yang dipopulasikan oleh e-.
Atom → orbital atom
Molekul → orbital molekul
∑ Orbital molekul yang dibentuk = ∑ orbital atom-atom yang
Berkombinasi
Molekul terdiri dari susunan inti atom tertentu, dan di sekitar
Inti tersebut tersebar satu set orbital molekul.

47. Mengapa beberapa molekul ada dan yang lain tidak ?
Teori orbital molekul dapat digunakan untuk menghitung
Keberadaan molekul tertentu
Gambar :
Diagram level energi orbital molekul H2
27

48. Gambar : diagram level energi orbital molekul He2
Pada molekul He2 → ∑ e- ikatan = ∑ e- anti ikatan
→ tidak stabil
Jika kehilangan 1e- anti ikatan He2 → He2+ maka masih ada
Elektron ikatan netro → ion tersebut bisa ada walaupun tidak
Stabil dan tidak dapat diisolasi.

49. Orde ikatan
Orde ikatan =
e - ikatan - ∑ e ∑
2
2-0
Molekul H 2 : orde ikatan =
=1
2
2-2
Molekul He 2 : orde ikatan =
=0
2
2 -1
+
Ion He 2
: orde ikatan =
= 0,5
2
Ikatan molekul diatomik periode 2
• Kulit terluar unsur periode 2 mengandung subkulit 2s dan 2p
• Bila atom-atom pada periode 2 berikatan, maka subkulit orbital
atom-atom berinteraksi kuat untuk menghasilkan orbital-orbital
molekul

50. Konfigurasi e- orbital molekul diperoleh dengan aturan
yang sama seperti pengisian orbital atom dalam atom
1. Pengisian e- dimulai dari orbital energi terendah
2. Dalam setiap orbital, diisi maksimal 2e- dengan
spin berlawanan
3. Penyebaran e- dengan spin tidak berpasangan di atas
orbital yang mempunyai energi yang sama

51. → Teori orbital molekul memprediksikan molekul Be2 dan Ne2
tidak ada karena orde ikatan = 0
→ Orde ikatan meningkat dari B → C → N dan
berkurang dari N → O → F
→ Teori orbital molekul dapat menjelaskan struktur e- molekul O2
- Dari eksperimen O2 : paramagnetik ( terikat lemah dengan
magnet )
- Mempunyai 2e- yang tidak berpasangan
- panjang ikatan O2 = ikatan ikatan O - O
dengan teori e- valensi hal tersebut telah dapat dijelaskan
ex : struktur lewis :
( tidak diterima berdasarkan eksperimen
O
O
karena semua elektron berpasangan)
O
O
( tidak diterima berdasarkan eksperimen
karena ikatan tunggal O – O )

52. IKATAN HIDROGEN
Adalah ikatan antara hidrogen yang terikat pada suatu unsur
elektronegatif dengan unsur yang mengandung pasangan elektron
sunyi.
Contoh: H2O, memiliki 2 hidrogen dan 2 pasang elektron sunyi pada
oksigen.
H
Ikatan hidrogen
H
..
O
..
..
O
..
H
H
Beberapa ikatan hidrogen yang lain:
δ+
δ-
N—H----------N
δ+
δ-
N—H---------O
δ+
δ-
O—H----------N

53. LARUTAN
Polaritas molekul air dan kemampuannya membentuk ikatan hidrogen
dapat menentukan kemampuan air untuk menahan zat-zat yang ada
di larutan.
Zat yang larut dalam air disebut solut.
Zat dimana solut dilarutkan disebut solvent.
Air melarutkan padatan ionik dengan cara menahan ion dalam suatu
H
sangkar polar dari air.
H
H
O
O
H
H
+
O
H
H
O
O
H
H
O
_
H
-
H
H
H
H
H
O
H
O
Senyawa non ionik disebut larut jika dapat berikatan hidrogen dengan
air.

54. Nilai elektronegativitas beberapa unsur:
Hidrogen
Karbon
Nitrogen
Oksigen
Klorin
Fosfor
Sulfur
2,1
2,5
3,0
3,5
3,0
2,1
2,5
Contoh: Ikatan oksigen-hidrogen
O—H
Perbedaan keelektronegatifan = 3,5 – 2,1 = 1,4, dalam hal ini
elektron lebih terikat kuat pada oksigen.
δ- δ+
O—H
GAYA DIPOL-DIPOL
Adalah gaya tarik antara molekul-molekul yang memiliki ikatan polar.
Cl
δ-
δ+
H
C
Cl
Clδ-
Clδ-
δ-
δ+
H
C
Cl
δ-
Cl
δ-

55. GAYA VAN DER WAALS
Terjadi untuk molekul yang tidak memiliki polarisasi ikatan seperti
O2 dan kelompok alkana.
Gaya ini terjadi karena elektron dalam molekul berada dalam gerak
cepat. Pada waktu yang cepat, elektron terdistribusi tidak merata,
sehingga muncul ujung yang bermuatan positif dan yang lainnya
bermuatan negatif. Dipol sesaat ini dapat menarik dipol yang sama
pada molekul yang kedua. Sehingga munculah Gaya Van Der Waals
yang lemah.
-CH2-CH2Elektron terdistribusi sama
δ+
δ-
-CH2-CH2-
δ-
δ+
-CH2-CH2-
Elektron terdistribusi tidak sama
Gaya Van Der Walls pada molekul lipid dengan rantai hidrokarbon
yang panjang membantu dalam menstabilkan struktur bilayer dan
misel.

56. EFEK HIDROFOBIK
terjadi
ketika
struktur
makin
tidak
teratur
sehingga
tingkat
keacakan meningkat (entropi meningkat) yang membawa kepada
kestabilan struktur.
Terjadi ketika struktur molekul tidak terlipat sehingga bagian non
polar harus kontak dengan air yang polar sehingga terjadi tolakan
sehingga struktur tidak teratur.
Merupakan salah satu faktor yang menstabilkan suatu protein
globular dan struktur bilayer membran lipid.
Energi ikatan/kj mol-1
0
100
200
300
400
Ikatan hidrogen
Ikatan ionik
Ikatan kovalen C-H
Ikatan dipol-dipol
Ikatan kovalen C-O
Gaya Van Der Waals
Ikatan kovalen C-C

57. Contoh:
1. Manakah gaya antar molekul paling kuat di dalam CH2Cl2
a.Ikatan hidrogen
b.Gaya dipole-dipole
c.Gaya Vander Waals
d.Bukan salah satu di atas
2. Senyawa berikut ini manakah yang paling sukar larut dalam CCl4 cair
a.NH3
b.C8H18
c.CO2
d.I2
e.CH3-CH2-CH3