mata kuliah kimia teknik semester 1

1. IKATAN-IKATAN KIMIA
Target capaian :
Memahami ikatan-ikatan kimia
Kimia Teknik A04111
Prodi Teknik Mesin
Universitas Perwira Purbalingga
(Minggu ke 2)

2. IKATAN-IKATAN KIMIA
1. Teori Lewis
2. Ikatan ionic
3. Ikatan kovalen
4. Aturan oktet
5. Elektronegatifitas

3. Teori Lewis
• Pada periode 1916-1919, dua orang
Amerika, GN Lewis dan Irving Langmuir, dan
seorang Jerman, Walther Kossel, mengajukan
proposal penting tentang ikatan kimia:
“Something unique in the electron
configurations of noble gas atoms accounts for
their inertness, and atoms of other elements
combine with one another to acquire electron
configurations like those of noble gas atoms.”

4. Teori Lewis
• Teori yang berkembang dari model ini kemudian diasosiasikan dengan G. N. Lewis
sehingga disebut teori Lewis.
• Beberapa gagasan mendasar yang terkait dengan teori Lewis adalah sebagai berikut:
1. Elektron, terutama elektron terluar (valensi), memainkan peran fundamental
dalam ikatan kimia.
2. Dalam beberapa kasus, elektron dipindahkan dari satu atom ke atom lainnya. Ion
positif dan negatif terbentuk dan menarik satu sama lain melalui gaya
elektrostatis yang disebut ikatan ion.
3. Dalam kasus lain, satu atau lebih pasangan elektron dibagi di antara atom. Ikatan
yang dibentuk oleh pembagian elektron antar atom disebut ikatan kovalen.
4. Elektron ditransfer atau dibagi sedemikian rupa sehingga setiap atom
memperoleh konfigurasi elektron yang stabil. Biasanya ini adalah konfigurasi gas
mulia, satu dengan delapan elektron kulit terluar, atau satu oktet.

5. Teori Lewis
• Simbol titik Lewis terdiri dari simbol suatu unsur dan satu titik untuk setiap elektron valensi
dalam sebuah atom unsur tersebut.

6. Teori Lewis

7. Ikatan Ionik
• Ikatan ionik adalah gaya elektrostatik yang mengikat ion bersama
dalam senyawa ionik.
• Sebagai contoh, reaksi antara litium dan fluor membentuk litium
fluoride sebagai berikut :
• Lithium : 1𝑠2 2𝑠1
• Fluorine : 1𝑠2 2𝑠22𝑝5
• Ketika atom litium dan fluor bersentuhan satu sama lain, elektron
valensi 2𝑠1 terluar dari litium ditransfer ke atom fluor.

8. Ikatan Ionik
• Reaksi tersebut dapat kita gambarkan dalam Lewis dot symbols
sebagai berikut:
• Tanda + dan – digunakan untuk menunjukkan transfer elektron.
• Ikatan ionik dalam LiF adalah akibat tarikan elektrostatis antara
ion litium bermuatan positif dan ion fluorida bermuatan negatif.
• Senyawa itu sendiri netral secara elektrik.

9. Ikatan Ionik
• Beberapa contoh ikatan ionic pada suatu senyawa adalah sebagai
berikut :
BaO
MgCl2
Al2O3

10. Ikatan Kovalen
• Meskipun konsep molekul kembali ke abad ketujuh belas, baru
pada awal abad kedua puluh kimiawan mulai memahami
bagaimana dan mengapa molekul terbentuk.
• Terobosan besar pertama adalah saran Gilbert Lewis bahwa ikatan
kimia melibatkan pembagian elektron oleh atom.
• Dia menggambarkan pembentukan ikatan kimia di H2 sebagai

11. Ikatan Kovalen
• Jenis pasangan elektron ini adalah contoh ikatan kovalen, ikatan di
mana dua elektron dibagi oleh dua atom.
• Senyawa kovalen adalah senyawa yang hanya mengandung ikatan
kovalen.
• Untuk menyederhanakan, pasangan elektron yang dibagikan sering kali
diwakili oleh satu garis.
• Dengan demikian, ikatan kovalen dalam molekul hidrogen dapat ditulis
sebagai H-H.
• Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan bersama tertarik
ke inti kedua atom.
• Gaya tarik ini menyatukan dua atom di H2 dan bertanggung jawab
untuk pembentukan ikatan kovalen di molekul lain.

12. Ikatan Kovalen
• Ikatan kovalen antara atom banyak elektron hanya melibatkan
elektron valensi.
• Pertimbangkan molekul fluor, F2. Konfigurasi elektron F adalah
1𝑠2 2𝑠22𝑝5.
• Elektron 1s memiliki energi yang rendah dan hampir sepanjang
waktu tinggal di dekat inti. Karena alasan ini mereka tidak
berpartisipasi dalam pembentukan ikatan.
• Jadi, setiap atom F memiliki tujuh elektron valensi (elektron 2s
dan 2p). Namun, hanya terdapat satu elektron yang tidak
berpasangan pada F, sehingga pembentukan molekul F2 dapat
direpresentasikan sebagai berikut:

13. Ikatan Kovalen
• Perhatikan bahwa hanya dua elektron valensi yang berpartisipasi
dalam pembentukan F2.
• Elektron non-ikatan lainnya, disebut pasangan bebas , yaitu
pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan
ikatan kovalen.
• Jadi, setiap F di F2 memiliki tiga pasang elektron bebas

14. Ikatan Kovalen
• Struktur yang kita gunakan untuk merepresentasikan senyawa
kovalen, seperti H2 dan F2, disebut struktur Lewis.
• Struktur Lewis adalah representasi ikatan kovalen di mana
pasangan elektron bersama ditampilkan sebagai garis atau
sebagai pasangan titik di antara dua atom, dan pasangan
elektron bebas ditampilkan sebagai pasangan titik pada masing-
masing atom.
• Hanya elektron valensi yang ditampilkan dalam struktur Lewis.

15. Ikatan Kovalen
• Simbol titik Lewis untuk oksigen dengan dua titik tidak berpasangan atau dua
elektron tidak berpasangan, seperti yang kita perkirakan bahwa O
membentuk dua ikatan kovalen.
• Karena hidrogen hanya memiliki satu elektron, ia hanya dapat membentuk
satu ikatan kovalen.
• Jadi, struktur Lewis air adalah
• Dalam hal ini, atom O memiliki dua pasangan bebas.
• Atom hidrogen tidak memiliki pasangan elektron bebas karena satu-satunya
elektron digunakan untuk membentuk ikatan kovalen.

16. Ikatan Kovalen
• Dalam molekul F2 dan H2O, atom F dan O mencapai konfigurasi gas
mulia dengan berbagi elektron:
• Pembentukan molekul-molekul ini menggambarkan aturan oktet, yang
dirumuskan oleh Lewis: “Sebuah atom selain hidrogen cenderung
membentuk ikatan sampai dikelilingi oleh delapan elektron valensi.”
• Dengan kata lain, ikatan kovalen terbentuk ketika tidak ada cukup
elektron untuk masing-masing atom untuk memiliki oktet lengkap.
• Dengan berbagi elektron dalam ikatan kovalen, atom individu dapat
menyelesaikan oktetnya.

17. Ikatan Kovalen
• Aturan oktet bekerja terutama untuk elemen di periode kedua dari
tabel periodik.
• Unsur-unsur ini hanya memiliki subkulit 2s dan 2p, yang dapat
menampung total delapan elektron.
• Ketika atom dari salah satu unsur ini membentuk senyawa
kovalen, ia dapat mencapai konfigurasi elektron gas mulia [Ne]
dengan berbagi elektron dengan atom lain dalam senyawa yang
sama.

18. Ikatan Kovalen
• Seperti disebutkan sebelumnya, aturan oktet berlaku terutama untuk
elemen periode kedua.
• Pengecualian aturan oktet terbagi dalam tiga kategori yang dicirikan
oleh oktet tidak lengkap, jumlah elektron ganjil, atau lebih dari
delapan elektron valensi di sekitar atom pusat.
The Incomplete Octet
Odd-Electron Molecules
The Expanded Octet

19. Ikatan Kovalen
• Atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovalen, seperti single
bonds dan multiple bonds (double dan triple).
• Dalam ikatan tunggal, dua atom diikat oleh satu pasangan elektron.
• Banyak senyawa disatukan oleh banyak ikatan, yaitu ikatan yang
terbentuk ketika dua atom berbagi dua atau lebih pasangan elektron.
• Jika dua atom berbagi dua pasang elektron, ikatan kovalen disebut
ikatan rangkap.
• Ikatan rangkap ditemukan dalam molekul karbon dioksida (CO2) dan
etilen (C2H4):

20. Ikatan Kovalen
• Ikatan rangkap tiga muncul ketika dua atom berbagi tiga pasang elektron,
seperti pada molekul nitrogen (N2) dan acetylene (C2H2):
• Perhatikan bahwa dalam etilen dan asetilena semua elektron valensi
digunakan dalam ikatan; tidak ada pasangan mandiri pada atom karbon.

21. Ikatan Kovalen
• Faktanya, dengan pengecualian karbon monoksida,
sebagian besar molekul stabil yang mengandung karbon
tidak memiliki pasangan elektron bebas pada atom
karbon.
• Untuk pasangan atom yang sama, ikatan ganda akan
lebih pendek dari ikatan kovalen tunggal.
• Panjang ikatan didefinisikan sebagai jarak antara inti dua
atom yang terikat secara kovalen dalam sebuah molekul
• Untuk pasangan atom tertentu, seperti karbon dan
nitrogen, ikatan rangkap tiga lebih pendek dari ikatan
rangkap, yang, pada gilirannya, lebih pendek dari ikatan
tunggal.

22. Elektronegatifitas
• Ikatan kovalen, seperti yang telah kita katakan, adalah pembagian
pasangan elektron oleh dua atom.
• Dalam molekul seperti H2, di mana atom-atomnya identik, kita
tahu bahwa elektron-elektron terbagi dengan sama dalam setiap
atom.
• Namun, dalam molekul HF yang terikat secara kovalen, atom H dan
F tidak berbagi elektron ikatan secara merata karena H dan F
adalah atom yang berbeda:

23. Elektronegatifitas
• Ikatan di HF disebut ikatan kovalen polar, atau hanya ikatan polar,
karena elektron “spends more time” di sekitar satu atom daripada yang
lain.
• Bukti eksperimental menunjukkan bahwa dalam molekul HF elektron
menghabiskan lebih banyak waktu di dekat atom F.
• “Pembagian yang tidak seimbang” dari pasangan elektron ikatan ini
menghasilkan kerapatan elektron yang relatif lebih besar di dekat atom
fluor dan kerapatan elektron yang lebih rendah di dekat hidrogen.
• Sifat yang membantu kita membedakan ikatan kovalen nonpolar dari
ikatan kovalen polar adalah elektronegativitas, kemampuan atom untuk
menarik elektron dalam ikatan kimia.

24. Elektronegatifitas
• Unsur dengan keelektronegatifan tinggi memiliki kecenderungan lebih
besar untuk menarik elektron dibandingkan unsur dengan
keelektronegatifan rendah.
• Seperti yang kita duga, keelektronegatifan terkait dengan afinitas
elektron dan energi ionisasi.
• Jadi, atom seperti fluor, yang memiliki afinitas elektron tinggi
(cenderung mengambil elektron dengan mudah) dan energi ionisasi
tinggi (tidak mudah kehilangan elektron), memiliki keelektronegatifan
tinggi.
• Di sisi lain, natrium memiliki afinitas elektron rendah, energi ionisasi
rendah, dan elektronegativitas rendah.

25. Elektronegatifitas
Unsur yang paling
elektronegatif adalah
halogen, oksigen,
nitrogen, dan belerang
ditemukan di sudut
kanan atas tabel
periodik, dan unsur
paling elektronegatif
(logam alkali dan alkali
tanah) berkumpul di
dekat sisi kiri bawah
sudut.

26. Elektronegatifitas

27. Elektronegatifitas
• Tidak ada perbedaan yang tajam antara ikatan kovalen polar dan ikatan ionik,
tetapi aturan berikut berguna sebagai panduan kasar.
• Atom unsur dengan elektronegativitas yang sangat berbeda cenderung
membentuk ikatan ionik (seperti yang ada pada senyawa NaCl dan CaO) satu
sama lain karena atom dari unsur yang kurang elektronegatif melepaskan
elektronnya ke atom unsur yang lebih elektronegatif .
• Ikatan ionik umumnya menggabungkan atom unsur logam dan atom unsur
bukan logam.
• Atom unsur-unsur dengan elektronegativitas yang sebanding cenderung
membentuk ikatan kovalen polar satu sama lain karena pergeseran kerapatan
elektron biasanya kecil.

28. Elektronegatifitas
• Ikatan ionik terbentuk ketika perbedaan
keelektronegatifan antara dua atom ikatan
adalah 2,0 atau lebih.
• Ikatan kovalen polar terbentuk ketika
perbedaan keelektronegatifan antar atom
berada dalam kisaran 0,3–2,0. Jika
perbedaan elektronegativitas di bawah 0,3,
ikatan biasanya diklasifikasikan sebagai
kovalen ikatan, dengan sedikit atau tanpa
polaritas.

29. Entalpi Ikatan
• Dalam banyak kasus, adalah mungkin untuk memprediksi perkiraan entalpi
reaksi dengan menggunakan entalpi ikatan rata-rata.
• Karena energi selalu dibutuhkan untuk memutus ikatan kimia dan
pembentukan ikatan kimia selalu disertai dengan pelepasan energi, kita
dapat memperkirakan entalpi suatu reaksi dengan menghitung jumlah total
ikatan yang putus dan terbentuk dalam reaksi dan mencatat semua
perubahan energi yang sesuai.
• Entalpi reaksi dalam fasa gas diberikan oleh

30. Entalpi Ikatan
• Jika masukan energi total lebih besar dari energi total yang
dilepaskan, ΔH ° positif dan reaksinya adalah endotermik.
• Di sisi lain, jika lebih banyak energi dilepaskan daripada yang
diserap, ΔH ° akan bernilai negatif dan reaksinya eksotermik.
• Jika reaktan dan produk semuanya adalah molekul diatomik, maka
persamaan ini akan menghasilkan hasil yang akurat karena entalpi
ikatan molekul diatomik diketahui secara akurat.
• Jika beberapa atau semua reaktan dan produknya adalah molekul
poliatomik, persamaan ini hanya akan menghasilkan hasil
perkiraan karena entalpi ikatan yang digunakan adalah rata-rata.

32. Entalpi Ikatan
• Contoh Soal:
Estimate the enthalpy change for the combustion of hydrogen gas:
2H2(g) +O2(g) ⇾ 2H2O(g)
Jenis ikatan
yang dipecah
Jumlah ikatan
yang dipecah
Entalpi ikatan
(kJ/mol)
Perubahan
energi (kJ/mol)
H-H (H2) 2 436.4 872.8
O=O (O2) 1 498.7 498.7
Jenis ikatan
yang dibentuk
Jumlah ikatan
yang dibentuk
Entalpi ikatan
(kJ/mol)
Perubahan
energi (kJ/mol)
O-H (H2O) 4 460 1840

33. Entalpi Ikatan
• Total energy input : 872.8 kJ/mol + 498.7 kJ/mol = 1371.5 kJ/mol
• Total energy released = 1840 kJ/mol
• Sehingga, dapat diketahui bahwa :
• ΔH° = 1371.5 kJ/mol - 1840 kJ/mol =469 kJ/mol
• Hasil ini hanyalah perkiraan karena entalpi ikatan O-H adalah kuantitas rata-
rata.