Dokumen tersebut membahas berbagai model ikatan kimia antara atom-atom, meliputi ikatan ionik yang terjadi karena transfer elektron, ikatan kovalen yang terjadi karena sharing elektron, dan ikatan logam yang terjadi karena pembentukan pita elektron. Dibahas pula konsep elektronegativitas dan polaritas ikatan, serta sifat-sifat yang ditimbulkan oleh masing-masing jenis ikatan tersebut.

1. MODEL-MODEL
IKATAN KIMIA

2. Sifat Atom dan Ikatan Kimia


Suatu partikel baik berupa ion bermuatan, inti
atom dan elektron diantara mereka, akan
membentuk ikatan kimia karena akan
menurunkan energi potensial antara partikel
positif dan negatif
Dalam tataran atomik, kita membedakan
adanya logam dan non logam berdasarkan
beberapa sifat yang berhubungan dalam
tabel periodik

3. Tabel Periodik: Logam dan Non Logam

4. 3 Kombinasi Ikatan antara Logam dan
Non Logam

5. Transfer Elektron dan Ikatan Ionik
1.
2.
3.
4.
5.
Ikatan ini terjadi ketika ada perbedaan tendensi yang
sangat besar dari atom untuk melepas atau menangkap
elektron
Perbedaan terjadi antara logam yang reaktif (gol 1A) dan
non logam (gol 7A dan 6A atas)
Atom logam (IE rendah) kehilangan satu atau dua
elektron valensi, sementara atom non logam (EA sangat
negatif) menangkap elektron
Terjadi transfer elektron antara logam dan non logam
membentuk ion dengan konfigurasi gas mulia
Gaya elektrostatik antar ion positif dan negatif
membentuk susunan padatan ionik dengan rumus kimia
menunjukkan rasio kation terhadap anion (rumus empiris)

6. Sharing Elektron dan Ikatan Kovalen






Ikatan ini terjadi manakala terjadi perbedaan kecil pada tendensi
untuk melepas atau menangkap elektron sehingga terjadi
sharing elektron
Tipe ikatan ini umum terjadi antar atom non logam (logam juga
bisa berikatan kovalen)
Tiap-tiap atom non logam mempertahakan elektron masingmasing dan mencoba menarik elektron atom lain
Gaya tarik masing-masing atom terhadap elektron valensi
lawannya membuat kedua atom berikatan
Pasangan elektron sharing (pakai bersama) dianggap
terlokalisasi diantara kedua atom
Ikatan ini menghasilkan molekul-molekul yang terpisah dan
merefleksikan rumus kimia sebenarnya (rumus molekul)

7. Pita Elektron Ikatan Logam




Secara umum atom logam berukuran besar, logam dapat
dengan mudah kehilangan elektron terluar (IE rendah)
namun sulit menangkap/memperoleh elektron
Sifat ini mengarahkan logam-logam untuk sharing elektron
valensi mereka dengan cara yang berbeda pada ikatan
kovalen
Dalam model ikatan logam, elektron valensi atom-atom
logam yang berdekatan akan berkumpul membentuk pita
(lautan elektron) yang terdistribusi secara merata diantara
atom-atom tersebut dan disekitar inti dan elektron bagian
dalam
Pada ikatan ini elektron sharing terdelokalisasi dan
bergerak bebas disekujur potongan logam.

8. Simbol Titik Elektron Lewis




Dalam model simbol titik elektron Lewis (G.N.
Lewis1875 – 1946), simbol unsur mewakili inti dan
elektron bagian dalam sedangkan titik-titik
disekitarnya menunjukkan elektron valensi
Nomor grup A yang menunjukkan jumlah elektron
valensi
Tempatkan satu titik pada masing-masing sisi (atas,
bawah, kiri, kanan)
Baru pasangkan titik-titik hingga semua terpakai

9. Model Ikatan Ionik


Fokus utama model ikatan ionik adalah
adanya transfer elektron dari logam ke non
logam untuk membentuk ion yang kemudian
bersatu membentuk padatan senyawa ionik
Berdasarkan fenomena yang terjadi Lewis
mengajukan aturan oktet, saat atom-atom
berikatan, ia akan melepas, menangkap atau
memakai bersama elektron untuk mencapai
pengisian kulit terluar 8 (atau 2) elektron

10. 3 Cara Penulisan Transfer Elektron



Penggambaran dengan konfigurasi elektron
Penggambaran dengan diagram orbital
Penggunaan simbol titik elektron Lewis

11. Soal Latihan


Gunakan diagram orbital parsial dan simbol
titik elektron Lewis untuk menggambarkan
pembentukan ion Na+ dan O2- dari atomatomnya dan tentukan rumus senyawa
Gunakan konfigurasi elektron ringkas dan
simbol Lewis untuk menggambarkan
pembentukan ion Mg2+ dan Cl-, tuliskan rumus
senyawanya!

12. Aspek Energi dalam Ikatan Ionik:
Energi Kisi


Misalkan ada suatu reaksi antara unsur logam
yang reaktif (Li) dan mudah melepas elektron
dengan gas halogen (F) yang cenderung
menarik elektron:
Li(g)  Li+(g) + e- IE1 = 520 kJ
F(g) + e-  F-(g)
EA = -328 kJ
Reaksi total:
Li(g) + F(g)  Li+(g) + F-(g) IE1 + EA = 192 kJ

13. 





Energi total yang dibutuhkan reaksi ini bahkan lebih
besar karena kita harus mengkonversi Li dan F
kedalam bentuk gas
Akan tetapi eksperimen menunjukkan enthalpi
pembentukan padatan LiF (∆H0f) = -617 kJ
Jika kedua unsur dalam bentuk gas:
Li+(g) + F-(g)  LiF(g) ∆H0 = -755 kJ
Energi kisi adalah perubahan enthalpi yang
menyertai ion-ion gas yang bergabung membentuk
padatan ionik:
Li+(g) + F-(g)  LiF(s) ∆H0kisi LiF = energi kisi
= -1050 kJ

14. Daur Born-Haber

15. Soal Latihan

Dengan menggunakan daur Born-Haber
untuk senyawa KF, hitung afinitas elektron
fluorine jika diketahui data-data sebagai
berikut
K(s)  K(g) ∆H0 = 90 kJ
K(g)  K+(g) + e- ∆H0 = 419 kJ
F2(g)  2F(g)
∆H0 = 159 kJ
K(s) + ½ F2(g)  KF(s) ∆H0f = -569 kJ
K+(g) + F-(g)  KF(s)
∆H0kisi = -821 kJ

16. Trend Periodik Energi Kisi





Menurut Hukum Coulomb:
Gaya elektrostatik ∞ (muatan A x muatan B)
Jarak2
Karena energi = gaya x jarak, maka rumusan
diatas dapat juga ditulis:
Energi elektrostatik = (muatan A x muatan B)
Jarak
Didalam padatan ionik, A dapat berupa kation
dan B anion dengan memperhitungkan jarak =
jari-jari kation + jari-jari anion

17. Trend pada Energi Kisi

18. Faktor yang Mempengaruhi Energi Kisi


Pengaruh dari ukuran ion, semakin besar
ukuran/jari-jari maka energi kisi akan
semakin kecil. Dalam satu golongan makin
kebawah ukuran makin besar dan energi kisi
makin kecil
Pengaruh dari muatan ion dengan semakin
besar muatan ion (Na+ < Mg2+) maka energi
kisi akan semakin besar.

19. Soal Latihan

Untuk masing-masing pasangan berikut
tentukan mana senyawa dengan energi kisi
tertinggi (paling negatif) dan jelaskan
jawaban anda!
(a) BaS atau CsCl
(b) LiCl atau CsCl

20. Sifat-sifat Ikatan Ionik



Keras
Kaku
Rapuh

21. Model Ikatan Kovalen


Jika kita membuka literatur kimia berupa
hand book atau ensiklopedi maka akan
didapati sebagian besar senyawa kimia yang
ada dialam berupa senyawa kovalen
Senyawa kovalen mengambil porsi terbesar
dan yang utama dalam model ikatan kimia
antar unsur-unsur dialam

22. Pembentukan Ikatan Kovalen

23. 


Dalam model ikatan kovalen, atom mencapai
konfigurasi elektron kulit terluar penuh
(seperti gas mulia) namun elektron yang
dipakai bersama dihitung secara keseluruhan
sebagai milik masing-masing
Pasangan elektron sunyi (tidak berikatan)
adalah pasangan elektron yang tidak dipakai
bersama dalam ikatan
Orde ikatan menunjukkan jumlah pasangan
elektron yang digunakan bersama antara dua
atom yang berikatan

24. Energi Ikatan

27. Hubungan Orde Ikatan, Panjang Ikatan
dan Energi Ikatan
Ikatan
Orde Ikatan
Panjang Rata-rata
(pm)
Energi Ikatan
(kJ/mol)
C–O
C=O
C≡O
C–C
C=C
C≡C
N–N
N=N
N≡N
1
2
3
1
2
3
1
2
3
143
123
113
154
134
121
146
122
110
358
745
1070
347
614
839
160
418
945

28. Soal Latihan


Dengan menggunakan tabel periodik, urutkan
ikatan dibawah ini dengan panjang dan
kekuatan ikatan semakin kecil
(a) S – F, S – Br, S – Cl
(b) C = O, C – O, C ≡ O
Urutkan ikatan dibawah ini menurut kenaikan
panjang dan kekuatan ikatan:
(a) Si – F, Si – C, Si – O
(b) N = N, N – N, N ≡ N

29. Sifat Ikatan Kovalen

30. Sifat Ikatan Kovalen 2

31. Elektronegatifitas dan Polaritas Ikatan




Dicetuskan pertama kali oleh Linus Pauling dan
menelurkan skala elektronegatifitas (EN) dari unsur dalam
tabel periodik
Gambaran Umum: Kita bisa memperkirakan energi ikatan
H – F akan memiliki nilai diantara energi H – H (432
kJ/mol) dan F – F (159 kJ/mol). Namun ternyata nilai
energi ikatan H – F sebesar 565 kJ/mol
Pauling menduga besarnya energi ini karena ada
kontribusi elektrostatik dalam ikatan tsb.
Jika F menarik elektron lebih banyak kearahnya, maka
pemakaian bersama yang tidak seimbang ini memicu
timbulnya muatan parsial negatif pada F dan positif pada
H. Beda muatan ini kemudian menimbulkan gaya tarik
elektrostatik sehingga ikatan H – F lebih besar energinya
dari yang diperkirakan

32. Elektronegatifitas dan Polaritas Ikatan

33. Elektronegatifitas dan Ukuran Atom

34. Elektronegatifitas dan Bilangan Oksidasi






Penentuan bilangan Oksidasi berdasarkan
elektronegatifitas:
Atom yang lebih elektronegatif mendapatkan semua
elektron sharing dan atom yang kurang elektronegatif
dihitung nol
Tiap-tiap atom dalam ikatan masing-masing dihitung
semua elektron tak berikatannya sendiri-sendiri
Bilangan oksidasi diberikan oleh rumus:
Biloks = jml e valensi – (jml e share + jml e non share)
Contoh HCl memiliki elektron valensi 7 dan elektron
share 2 sehingga biloksnya = 7 – 8 = -1. sedangkan H
dihitung biloks = 1 – 0 = 1

35. Ikatan Kovalen Polar dan Polaritas Ikatan




Dalam ikatan kovalen dengan perbedaan
elektronegatifitas besar, elektron cenderung
tertarik lebih besar kearah satu atom
Pada posisi ini ikatan bersifat polar dan
digambarkan dengan dua cara:
Dengan panah polar → atau
Dengan pemberian tanda δ+ dan δ-

36. Soal Latihan



Tunjukkan polaritas ikatan berikut dengan
bantuan panah polar: N – H, F – N, I – Cl
Susun berdasarkan urutan kenaikan polaritas
beberapa ikatan berikut: H – N, H – O, H – C.
Susun berdasarkan kenaikan polaritas ikatan
dan beri tanda dengan δ+ dan δ- pada atom
yang sesuai: (a) Cl – F,Br – Cl, Cl – Cl,
(b) Si – Cl, P – Cl, S – Cl, Si – Si.

37. Karakter Ionik Parsial Ikatan Kovalen
Polar




Didunia nyata, ikatan kimia tidak dapat sepenuhnya
dikatakan ionik atau kovalen, seringkali lebih cocok
menggunakan istilah seberapa ionik atau seberapa
kovalen!
Karakter ionik parsial suatu ikatan terkait dengan
perbedaan keelektronegatifan (∆EN)
Semakin besar ∆EN akan semakin besar muatan
parsial dan semakin besar pula karakter ionik
parsial
LiF memiliki ∆EN = 4,0 – 1,0 = 3,0; HF memiliki ∆EN
= 4,0 – 2,1 = 1,9; F2 memiliki ∆EN = 0. sehingga
dapat disimpulkan LiF lebih berkarakter ionik
dibandingkan HF yang juga lebih berkarakter ionik
dibandingkan F2.

38. Skala Karakter Ionik Parsial

39. Perubahan Sifat Dalam Perioda

40. Ikatan
Logam

41. Teori Orbital Molekul Padatan

42. Sifat Konduktifitas Padatan