ikatan kimia

1. Ikatan Kimia I:
Ikatan Kovalen &
Geometri Molekul
Bab 3
Sumber: Chang Bab 9, 10.1, dan 10.2
Suchoki Bab 6
Created by: BAF

2. kapasitas
elektron
helium
periode 1
(1 kulit ditempati)
neon
periode 2
(2 kulit ditempati)
argon
periode 3
(3 kulit ditempati)
kripton
periode 4
(4 kulit ditempati)
Model atom Bohr:
Elektron tersusun dalam kulit-kulit di sekitar inti
atom.

3. IKHTISAR
1. Lambang Titik Lewis
2. Ikatan Ionik
3. Ikatan Kovalen
4. Ikatan Kovalen Polar:
Keelektronegatifan
5. Penulisan Struktur Lewis
6. Pengecualian Aturan Oktet
7. Muatan Formal
8. Konsep Resonans
9. Geometri Molekul: Teori VSEPR
10. Kepolaran Molekul: Momen Dipol

4. 1. LAMBANG TITIK LEWIS
 Struktur elektron-titik atau disebut juga lambang titik Lewis
menggambarkan elektron valensi sebagai titik di sekeliling
lambang atom.
 Elektron yang menempati kulit terluar menentukan sifat-sifat kimia atom, termasuk
kemampuannya membentuk ikatan kimia.
 Karena itu, elektron tersebut dinamai elektron valensi (Latin: valentia, “kekuatan”), dan kulit
yang ditempatinya disebut kulit valensi.
Gilbert Newton Lewis

5. 1. LAMBANG TITIK LEWIS
Golongan Unsur Konfigurasi e  evalensi
1A (1) ns1 1
2A (2) ns2 2
3A (13) ns2np1 3
4A (14) ns2np2 4
5A (15) ns2np3 5
6A (16) ns2np4 6
7A (17) ns2np5 7
8A (18) ns2np6 8

6. 1. LAMBANG TITIK LEWIS
elektron tak
berpasangan
elektron berpasangan/
elektron non-ikatan

7. 2 IKATAN IONIK
Atom elektropositif dapat kehilangan elektron membentuk kation.
orbital
valensi
kosong
Natrium: 11 proton
11elektron
muatan bersih 0
Ion Na+: 11 proton
10 elektron
muatan bersih +1

8. 2 IKATAN IONIK
Atom elektronegatif dapat mengambil elektron membentuk anion.

9. Li + F Li+ F -
1s22s1 1s22s22p5 1s2
[He]
1s22s22p6
[Ne]
Li Li+ + e
e + F F -
F -
Li+ + Li+ F -
2 IKATAN IONIK
Ikatan ionik dapat terjadi antara kation dan anion.

10. 2 IKATAN IONIK

11. 2 IKATAN IONIK

12. E meningkat jika Q meningkat dan/atau r
turun.
Energi elektrostatik
Senyawa
MgF2
MgO
LiF
LiCl
2.957
3.938
1.036
853
Q = +2,-1
Q = +2,-2
r F < r Cl
Energi Elektrostatik
E = k
Q+Q-
r
-
Q = muatan anion
r = jarak antarion
Energi yang dibutuhkan untuk sepenuhnya memisahkan 1 mol senyawa ionik padat menjadi ion-
ion gas (disebut juga energi kisi/lattice energy).
Q+ = muatan kation

13. Siklus Born-Haber untuk Menentukan Energi Elektrostatik
keseluruhan
H o o o
= H1 + Ho + H o
+H + 
oH
2 3 4 5

15. 3 IKATAN KOVALEN
Ikatan kovalen terbentuk karena
pemakaian-bersama (sharing)
elektron.
F F
+
7e 7e
F F
8e 8e

16. 3 IKATAN KOVALEN
Struktur Lewis air
H H
O
+ + H O H
2e 8e 2e
Ikatan kovalen tunggal
atau H O H

17. 3 IKATAN KOVALEN

18. Ikatan rangkap – 2 atom menggunakan 2 atau lebih pasangan elektron bersama-sama.
atau
O C O
8e 8e 8e
Ikatan rangkap 2
O C O
Ikatan rangkap 2
N N
Ikatan rangkap 3
N N
8e 8e
Ikatan rangkap 3
atau
Aturan oktet
3 IKATAN KOVALEN

19. Tipe
Ikatan
Panjang
Ikatan
(pm)
C-C 154
CC 133
CC 120
C-N 143
CN 138
CN 116
Panjang Ikatan Kovalen

20. H2 (g) H (g) + H (g) H0 = 436,4kJ
Cl2 (g) Cl (g) + Cl (g) H0 = 242,7kJ
HCl(g) H (g) + Cl (g) H0 = 431,9kJ
O2 (g) O (g) + O (g) H0 = 498,7kJ O O
N2 (g) N (g) N (g)
+ H0 = 941,4 kJ N N
Perubahan entalpi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan tertentu dalam 1 mol molekul
gas disebut energi ikatan.
Energi Ikatan
Energi Ikatan
Ikatan tunggal < Ikatan rangkap 2 < Ikatan rangkap 3
Energi Ikatan Kovalen

21. Energi ikatan rata2 dalam
molekul poliatomik
+ H0 = 502kJ
H2O(g)
OH(g)
H (g)
H (g) +
OH (g)
O (g) H0 = 427kJ
Energi ikatan OH rata2 =
502 + 427
2
= 464 kJ

22. Energi Ikatan (BE) dan Perubahan Entalpi dalam Reaksi
Bayangkan suatu reaksi dilakukan dengan memutuskan seluruh ikatan
pada reaktan, lalu atom2 gas digunakan untuk membentuk seluruh ikatan
pada produk.
H0 = total energi masuk – total energi keluar
=  BE(reaktan) –  BE(produk)

23. Gunakan energi ikatan utk menghitung perubahan entalpi:
H2 (g) + F2 (g) 2HF (g)
H0 =  BE(reaktan) – BE(produk)
Ikatan yg terputus Jumlah ikatan yg
terputus
Energi ikatan
(kJ/mol)
Perubahan energi
(kJ)
H
F
H
F
1
1
436,4
156,9
436,4
156,9
Ikatan yg
terbentuk
Jumlah ikatan yg
terbentuk
Energi ikatan
(kJ/mol)
Perubahan energi
(kJ)
H F 2 568,2 1.136,4
H0 = 436,4 + 156,9 – 2 x 568,2 = -543,1 kJ

24. Perbandingan Senyawa Ionik dan Kovalen

25. Ikatan kovalen polar terjadi karena tidak meratanya pemakaian-bersama elektron. Elektron
berada lebih dekat ke salah satu atom.
H F
Daerah
kaya elektron
Daerah
miskin elektron
4. IKATAN KOVALEN POLAR:
KEELEKTRONEGATIFAN

26. 4. IKATAN KOVALEN POLAR:
KEELEKTRONEGATIFAN

27. Keelektronegatifan: kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dalam ikatan kimia.
Keelektronegatifan - relatif, F tertinggi
(mendasari penentuan biloks)
+ e
X(g) X
(g)
4. IKATAN KOVALEN POLAR:
KEELEKTRONEGATIFAN
Afinitas elektron 
(mudah menarik elektron)
Energi ionisasi 
(sulit melepas elektron)
Keelektronegatifan 
Afinitas elektron - terukur, Cl tertinggi

30. 4. IKATAN KOVALEN POLAR:
KEELEKTRONEGATIFAN

31. Klasifikasi ikatan berdasarkan perbedaan keelektronegatifan
Perbedaan Tipe Ikatan
0
>1,7
Antara 0 dan 1,7
Kovalen
Ionik
Kovalen Polar
4. IKATAN KOVALEN POLAR:
KEELEKTRONEGATIFAN

32. Tentukan apakah ikatan berikut ionik, kovalen polar, atau kovalen: Ikatan pada CsCl;
ikatan pada H2S; dan ikatan NN pada H2NNH2.
Cs – 0,7 Cl – 3,0 3,0 – 0,7 = 2,3 Ionik
H – 2,1 S – 2,5 2,5 – 2,1 = 0,4 Kovalen Polar
N – 3,0 N – 3,0 3,0 – 3,0 = 0 Kovalen

33. 1. Tulis kerangka struktur dari senyawa bersangkutan, yg terdiri dari lambang kimia atom2 yg
terlibat dan menempatkan atom2 yg berikatan secara berdekatan satu dgn yg lain.
2. Hitunglah total elektron valensi dari semua atom yg terlibat. Tambahkan 1 untuk tiap muatan
negatif. Kurangkan 1 untuk tiap muatan positif.
3. Lengkapi oktet dari semua atom yang terikat pada atom pusat kecuali hidrogen.
4. Jika aturan oktet belum tercapai pada atom pusat, gunakan PEB dari atom-atom di sekitarnya
untuk menambahkan ikatan rangkap 2 atau 3 di antara atom pusat dan atom di sekitarnya
sampai aturan terpenuhi.
5. PENULISAN STRUKTUR LEWIS

34. Tuliskan struktur Lewis dari nitrogen trifluorida (NF3).
Tahap 1 – N kurang elektronegatif dibanding F, tempatkan N di pusat.
F N F
F
Tahap 2 – Hitung elektron valensi N - 5 (2s22p3) dan F - 7 (2s22p5).
5 + (3 x 7) = 26 elektron valensi
Tahap 3 – Gambar ikatan tunggal antara atom N dan F dan lengkapi
oktet pada atom N dan F.
Tahap 4 – Periksa, apakah  e pd struktur sebanding dengan
 e valensi?
3 ikatan tunggal (3x2) + 10 PEB (10x2) = 26 elektron valensi

35. Tuliskan struktur Lewis dari ion karbonat (CO3
2-).
Tahap 1 – C kurang elektronegatif daripada O, tempatkan C di pusat.
Tahap 2 – Jumlahkan elektron valensi C - 4 (2s22p2) dan O - 6 (2s22p4)
dan muatan (2e).
4 + (3 x 6) + 2 = 24 elektron valensi
Tahap 3 – Gambar ikatan tunggal antara atom C dan O dan lengkapi
oktet pada atom C dan O
Tahap 4 – Periksa, apakah  e pd struktur sebanding dengan
 e valensi?
3 ikatan tunggal (3x2) + 10 PEB (10x2) = 26 elektron valensi
Tahap 5 – Terlalu banyak! Buat ikatan rangkap, periksa ulang  e.
O C O
O
2 ikatan tunggal (2x2) = 4
1 ikatan ganda = 4
8 PEB (8x2) = 16
Total = 24

36. Oktet Taklengkap: e di sekitar atom pusat <8.
H Be H
Be – 2e
2H – 2x1e
4e
BeH2
BF3
B – 3e
3F – 3x7e
24e
F B F
F
3 ikatan tunggal (3x2) = 6
9 ps. bebas (9x2) = 18
Total = 24
6. PENGECUALIAN ATURAN OKTET

37. 6. PENGECUALIAN ATURAN OKTET
BF3 memiliki kecenderungan menarik PEB yang dimiliki atom lain, misalnya:
Elektron ikatan nitrogen-boron hanya berasal dari salah satu atom, yakni nitrogen  ikatan
kovalen koordinasi.

38. N – 5e
O – 6e
11e
NO
N O
SF6
S – 6e
6F – 42e
48e
S
F
F
F
Oktet yang diperluas: e di sekitar atom pusat <8.
Atom-atom unsur periode 3 ke atas (bilangan kuantum utama n > 2) dapat melibatkan orbital 3d
untuk pembentukan ikatan.
F
F
F
6 ikatan tunggal (6x2) = 12
18 ps. bebas (18x2) = 36
Total = 48
6. PENGECUALIAN ATURAN OKTET
Molekul Berelektron Gasal
Contoh lain: NO2

39. 7. MUATAN FORMAL
H C O H
Formaldehida (CH2O) memiliki 2 kemungkinan kerangka struktur:
H
C O
dan
H
Dapat kita gambarkan struktur Lewis untuk masing-masing kemungkinan:
C - 4 e
O - 6 e
2H - 2x1 e
12 e
2 ikatan tunggal (2x2) = 4
1 ikatan rangkap 2 = 4
2 PEB (2x2) = 4
Total = 12
H C O H
H
C O
H
2 ikatan tunggal (2x2) = 4
1 ikatan rangkap 2 = 4
2 PEB (2x2) = 4
Total = 12

40. 1.  muatan formal dari setiap atom dalam molekul/ion harus = muatan molekul/ion tersebut.
2. Pada molekul netral, struktur Lewis tanpa muatan formal lebih disukai.
3. Struktur Lewis dengan distribusi muatan formal yang kecil lebih disukai.
4. Jika distribusi muatan formal serupa, struktur Lewis yang muatan negatifnya berada pada atom
yang lebih elektronegatif lebih disukai.
Kedua struktur memenuhi aturan oktet, maka pemilihan didasarkan pada muatan formal:
7. MUATAN FORMAL
Muatan formal :  e valensi dalam atom bebas dikurangi  e yang dimiliki oleh
atom tersebut di dalam struktur Lewis.

41. Muatan formal
pd C
= 4 - 2 - ½ x 6 =-1
Muatan formal
pd O
= 6 - 2 - ½ x 6 =+1
Muatan formal =
1
2
(  e ikatan )
 e val pd
atom bebas  e
 bebas 
7. MUATAN FORMAL
H C O H
-1 +1
H
H
0
C
0
O
Muatan formal
pd C
= 4 - 0 - ½ x 8 =0
Muatan formal
pd O
= 6 - 4 - ½ x 4 =0

42. H
H N O
H
(1)
Gunakan konsep muatan formal untuk menentukan mana struktur
hidroksilamina, NH3O, yang terbaik.
H = 1 – 0 – ½ (2) = 0
N = 5 – 0 – ½ (8) = +1
O = 6 – 6 – ½ (2) = –1
H N O H
H
(2)
H = 1 – 0 – ½ (2) = 0
N = 5 – 2 – ½ (6) = 0
O = 6 – 4 – ½ (4) = 0
Struktur (2) terbaik karena muatan formal semua atomnya nol.

43. Struktur resonans: dua atau lebih struktur Lewis untuk suatu molekul dengan susunan atom
sama, tetapi susunan elektron berbeda.
Tak satu pun struktur resonans menggambarkan dengan tepat struktur molekul yang
sesungguhnya.
+ 
O
+ 
O C O
O
 
O C O
O


O C O
O


8. KONSEP RESONANS
O O O O O
Ikatan oksigen-oksigen pada ozon sama panjang, yaitu 128 pm.

44. Contoh lain:
(1) Ion nitrat, NO3
:
O
N O
O
O
N O
O
N O
O
O
(2) Ion asetat, CH3CO2
:
O
CH3 C
O
O
CH3 C
O
8. KONSEP RESONANS

45. 9. GEOMETRI MOLEKUL:
TEORI VSEPR
Teori VSEPR/TPEKV
(valence shell electron-pair repulsion = tolakan pasangan-elektron kulit valensi)
Aturan umum:
 Pasangan elektron di sekitar atom pusat cenderung tolak-menolak dan menempatkan diri sejauh-
jauhnya untuk meminimumkan tolakan.
 Gaya tolak menurun dengan urutan sebagai berikut:
PEB dgn PEB > PEB dgn PEI > PEI dgn PEI
(PEB = pasangan elektron bebas; PEI = pasangan elektron ikatan)
Notasi VSEPR: ABmEn
A  atom pusat
B  atom yang terikat pada atom pusat, jumlahnya m
E  PEB pada atom pusat, jumlahnya n

46. Molekul yang Atom Pusatnya Tidak Memiliki PEB (n = 0)
Susunan
pasangan elektron
Jumlah
pasangan
elektron
Geometri
molekul Contoh
(AB2)
(AB3)
(AB4)

47. Molekul yang Atom Pusatnya Tidak Memiliki PEB (n = 0)
Susunan
pasangan elektron
Jumlah
pasangan
elektron
Geometri
molekul Contoh
(AB5)
(AB6)

48. berilium klorida boron trifluorida
linear
segitiga datar

49. metana
tetrahedral
fosforus pentaklorida
bipiramida segitiga

50. sulfur heksafluorida
oktahedral

51. Molekul yang Atom Pusatnya Memiliki PEB (n  0)
(AB3) (AB2E)
(1) Susunan pasangan elektron: Segitiga datar
Geometri molekul:
Menekuk/V

52. Molekul yang Atom Pusatnya Memiliki PEB (n  0)
(2) Susunan pasangan elektron: Tetrahedral
(AB4) (AB3E) (AB2E2)
Geometri molekul:
Piramida segitiga
Geometri molekul:
Menekuk/V

53. Tolakan PEI dgn PEI < PEB dgn PEI < PEB dgn PEB

54. Molekul yang Atom Pusatnya Memiliki PEB (n  0)
(3) Susunan pasangan elektron: Bipiramida segitiga
(AB5) (AB4E) (AB3E2)
Geometri molekul:
Bentuk T
(AB2E3)
SF4
Geometri molekul:
Tetrahedron terdistorsi
(jungkat-jungkit/see-saw)
Geometri molekul:
Linear

55. Molekul yang Atom Pusatnya Memiliki PEB (n  0)
(4) Susunan pasangan elektron: Oktahedral
(AB6) (AB5E) (AB4E2)
Geometri molekul:
Piramida segiempat
Geometri molekul:
Bujur sangkar datar

56. Panduan umum untuk menerapkan model VSEPR
1. Tuliskan struktur Lewis molekul tersebut.
2. Hitung jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat.
3. Gunakan VSEPR untuk meramalkan geometri molekul.
Apakah geometri molekul dari SO2 dan SF4?
S
O O
AB2E
menekuk
S
F
F
F F
AB4E
tetrahedron
terdistorsi

57. 10. KEPOLARAN MOLEKUL:
MOMEN DIPOL
 Pada molekul diatomik, kepolaran molekul = kepolaran ikatan.
Contoh: H2, O2, N2  molekulnonpolar
HF, HCl, ClF  molekul polar
 Jika molekul memiliki >2 atom, kepolaran molekul tidak selalu sejalan dengan kepolaran
ikatan, bergantung pada geometri molekul tersebut.
NONPOLAR POLAR

58.  = Q x r
Satuan :
1 D = 3,336 x 10-30 Cm
10. KEPOLARAN MOLEKUL:
MOMEN DIPOL
 Ukuran kepolaran ikatan ialah momen dipol (), yaitu hasil kali muatan (Q) dan jarak
antarmuatan (r) .

60. AB2E  menekuk
Resultan kepolaran ikatan  0
Ada momen dipol  Molekul polar
C
Yang manakah dari molekul berikut yang memiliki momen dipol?
SO2, CH4, dan CH2Cl2
H
S
H
H
H
AB4  tetrahedral
Resultan kepolaran ikatan = 0
Tidak ada momen dipol
 Molekul nonpolar
Apakah CH2Cl2 memiliki momen dipol?

61. Latihan Soal
1. Empat atom D, E, F, dan G memiliki keelektronegatifan berturut-turut 3,8;
3,3; 2,8; dan 1,3. Jika atom-atom unsur ini membentuk molekul DE, DG,
EG, dan DF, urutkan molekul-molekul tersebut berdasarkan kenaikan
sifat ikatan kovalen.
2. Kelompokkan ikatan berikut ke dalam ikatan ionik, kovalen polar, atau
kovalen, dan berikan alasannya:
(a) ikatan CC dalam H3CCH3
(b) ikatan KI dalam KI
(c) ikatan NB dalam H3NBCl3
(d) ikatan ClO dalam ClO2.
3. Tuliskan struktur Lewis untuk spesi berikut, termasuk semua bentuk
resonansnya, dan berikan muatan formalnya: (a) HCO2
-; (b) CH2NO2
-.
4. Dari data energi ikatan, perkirakan perubahan entalpi untuk pembakaran
gas hidrogen:
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O(g)

62. Latihan Soal
5. Ramalkan geometri molekul dan ion berklorin berikut dengan
menggunakan metode VSEPR:
(a) PCl3 (b) TeCl4 (c) ZnCl4
2– (d) ICl4
– (e) SnCl5
–
6. Susunlah molekul-molekul berikut menurut urutan meningkatnya momen
dipol: H2O, CBr4, H2S, HF, NH3, CO2
7. Urutkan senyawa-senyawa berikut menurut urutan meningkatnya momen
dipol: