Ikatan Kimia

[KEMBALI KE MENU SEBELUMNYA]

DAFTAR ISI

9.1 Simbol Lewis Dot

9.2 Ikatan Ion

9.3 Energi Kisi Senyawa Ionik

9.4 Ikatan Kovalen
9.5 Elektronegatifitas

9.1 SIMBOL LEWIS DOT [back]

        

        

          Ketika sebuah atom berintegrasi membentuk ikatan kimia hanya bagian luarnya saja yang bersentuhan.Karena inilah ketika kita belajar ikatan kimia kita harus memperhatikan elektron valensi atom,untuk melacak elektron valensi dalam reaksi kimia dan untuk memastikan bahwa jumlah elektron tidak berubah, ahli kimia menggunakan sistem titik yang dirancang oleh Lewis yang disebut simbol Lewis dot. Simbol titik Lewis terdiri dari simbol unsur dan satu titik untuk setiap elektron valensi dalam atom unsur.Seperti Gambar di bawah ini

   Gambar diatas menunjukkan simbol titik lewis untuk elemen yang representatif dan gas mulia kecuali untuk helium.Pada tabel diatas jumlah elektron valensi yang dimiliki masing masing atom sama dengan jumlah gugus unsur
Contoh: 1.Li adalah unsur golongan 1A dan memiliki satu titik untuk satu valensi     elektronnya
2.Be adalah unsur golongan 2A memiliki dua elektron valensi (dua titik)

Unsur dalam golongan yang sama memilki konfigurasi elektron terluar yang serupa dan karna itulah simbol lewis dot serupa.





9.2 IKATAN ION [back]

Ikatan ion adalah gaya elektrostatik yang memegang ion bersama-sama dalam sebuah senyawa ionik.
contoh nya adalah reaksi antara litium dan fluor untuk membentuk litium fluorida yang menghasilkan bubuk putih beracun yang digunakan untuk menurunkan titik leleh solder dan dalam pembuatan keramik,konfigurasi litium adalah 1s² 2s¹ dan florin adalah 1s²2s²2p⁵ ketika atom litium dan florin besentuhan 2s elektron valensi 1 nya di transfer ke atom florin dengan menggunakan simblo lewis dapat dilihat seperti ini 

  Langkah pembentukan dimulai dari Li:

  kemudian penerimaan elektron oleh F:

  kemudian dua ion terpisah bergabung untuk mebuat ion LiF:

  kemudian persamaan ini menjadi:

Ikatan ion pada LiF adalah daya tarik elektrostatik antara litium yang bermuatan positif ion dan ion florin bermuatan negatif. Senyawa itu sendiri netral secara elektrik.

9.3 ENERGI KISI SENYAWA IONIK [back]

     stabilitas keseluruhan senyawa ionik padat bergantung pada interaksi semua ion ini dan bukan hanya pada interaksi kation tunggal dengan anion tunggal. Ukuran kuantitatif stabilitas padatan ionik apa pun adalah energi kisikisinya, yang didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk sepenuhnya memisahkan satu mol senyawa ion padat menjadi ion gas

9.3.1 Siklus Born-Haber untuk menentukan Energi-Energi

      Kisikisi tidak dapat diukur secara langsung. Namun, jika kita mengetahui struktur dan komposisi senyawa ionik, kita dapat menghitung energi kisi senyawa dengan menggunakan hukum Coulomb'S, yang menyatakan bahwa energi potensial (E) antara dua ion berbanding lurus dengan produk muatannya dan berbanding terbalik dengan jarak pemisahan di antara mereka.
       
       Untuk ion Li tunggal dan ion F tunggal, dipisah kan oleh jarak (r),energi potensialnya dinyatakan dengan

  Dimana QLi ๋, dan QF¯ adalah muatan pada ion Li ๋ dan F,¯dan k adalah konstanta proporsionalitas. Karena QLi positif dan QF¯ negatif, E adalah kuantitas negatif, dan pembentukan ikatan ionik dari Li ๋ dan F¯adalah proses eksotermik. Konsekuensinya, energi harus disuplai untuk membalikkan proses (dengan kata lain, energi kisi LiF adalah positif), sehingga pasangan ikatan Li ๋ dan F¯ ion lebih stabil daripada ion Li ๋dan F¯ yang terpisah.

Kita juga dapat menentukan energi kisi secara tidak langsung, dengan mengasumsikan bahwa pembentukan senyawa ionik terjadi dalam serangkaian langkah. Prosedur ini, yang dikenal sebagai siklus Born-Haber, menghubungkan energi kisi senyawa ionik dengan energi ionisasi, afinitas elektron, dan sifat-sifat atom dan molekul lainnya. Ini didasarkan pada Hess ' s law.

   Gambar diatas merangkum siklus Born-Haber untuk LiF. Langkah 1, 2, dan 3 semuanya membutuhkan input energi. Di sisi lain, langkah 4 dan 5 melepaskan energi. Karena 𝚫H₅° adalah jumlah negatif yang besar, energi kisi LiF adalah jumlah positif yang besar, yang bertanggung jawab atas stabilitas LiF padat. Semakin besar energi kisi, semakin stabil senyawa ionik. Ingatlah bahwa energi kisi selalu merupakan nilai positif karena pemisahan ion dalam padatan menjadi ion dalam fase gas, menurut hukum Coulomb, merupakan proses endotermik.

  Tabel diatas menunjukkan energi kisi dan titik leleh beberapa senyawa ionik yang umum. Ada korelasi kasar antara energi kisi dan titik lebur

 9.3.2 Energi Kisi dan Rumus senyawa ionik

      Karena energi kisi adalah ukuran stabilitas senyawa ionik, nilainya dapat membantu kita menjelaskan rumus senyawa ini. Contoh nya adalah Magnesium klorida, Kita telah mempelajari bahwa energi ionisasi suatu unsur meningkat dengan cepat jika elektron-elektron secara berurutan dikeluarkan dari atomnya. Sebagai contoh, energi ionisasi magnesium pertama adalah 738 kJ/mol, dan energi ionisasi kedua adalah 1.450 kJ/mol, hampir dua kali lipat dari energi ionisasi pertama. Kita mungkin bertanya mengapa, dari sudut pandang energi, magnesium tidak memilih untuk membentuk ion yang tidak positif dalam senyawanya. Mengapa magnesium klorida tidak memiliki rumus MgCl (mengandung ion Mg⁺) daripada MgCl₂ (mengandung ion Mg²⁺)? Diketahui, ion Mg²⁺ memiliki konfigurasi gas mulia [Ne], yang mewakili stabilitas karena kulitnya benar-benar berlapis. Tetapi stabilitas yang diperoleh melalui kulit berlapis tidak (pada kenyataannya) lebih besar dari input energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari ion Mg⁺. Alasannya adalah MgCl₂ terletak pada stabilitas ekstra yang diperoleh dengan pembentukan magnesium klorida padat. Energi kisi MgCl₂ adalah 2.527 kJ/mol, yang lebih dari cukup untuk mengimbangi energi yang dibutuhkan untuk melepaskan dua elektron pertama dari atom Mg (738 kJ/mol + 1.450 kJ/mol = 2.188 kJ/mol).

9.4 IKATAN KOVALEN [back]

    Meskipun konsep molekul telah dimulai pada abad ketujuh belas, baru pada awal abad kedua puluh ahli kimia mulai memahami bagaimana dan mengapa molekul terbentuk. Terobosan utama dan pertama adalah usulan Gilbert Lewis bahwa ikatan kimia melibatkan penggunaan bersama pasangan elektron oleh atom-atom. Dia menggambarkan pembentukan ikatan kimia dalam H₂ sebagai

H ・+・H → H ∶ H  

         Jenis pasangan elektron ini adalah contoh dari ikatan kovalen, yaitu ikatan yang terbentuk dari dua elektron yang dipakai bersama oleh kedua atom H. Senyawa kovalen adalah senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen. Untuk penyederhanaan, pasangan elektron yang dipakai bersama sering direpresentasikan oleh satu garis. Dengan demikian, ikatan kovalen dalam molekul hidrogen dapat ditulis sebagai H-H. Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan yang dipakai bersama tertarik ke inti kedua atom. Daya tarik ini menyatukan kedua atom dalam H₂ dan daya tarik ini berperan dalam pembentukan ikatan kovalen pada molekul lain.

       disini di jelaskan bahwa simbol titik Lewis untuk oksigen dengan dua titik tidak berpasangan atau dua elektron tidak berpasangan, jadi kita harapkan bahwa O dapat membentuk dua ikatan kovalen. Karena hidrogen hanya memiliki satu elektron, hidrogen hanya dapat membentuk satu ikatan kovalen. 

, 

    pada gambar di atas di jelaskan bahwa atom O memiliki dua pasangan elektron bebas. Atom hidrogen tidak memiliki pasangan elektron bebas karena hanya ada satu elektronnya dan digunakan untuk membentuk ikatan kovalen.

     Panjang ikatan rangkap lebih pendek daripada ikatan kovalen tunggal. Panjang ikatan didefinisikan sebagai jarak antara inti kedua atom yang terikat secara kovalen dalam suatu molekul. ikatan rangkap tiga lebih pendek dari ikatan rangkap dua, ikatan rangkap dua lebih pendek dari ikatan tunggal. Ikatan rangkap yang lebih pendek juga lebih stabil daripada ikatan tunggal.seperti gambar di bawah ini :

9.4.1 Perbandingan Sifat-sifat Senyawa Kovalen dan Ionik
      

       Senyawa ionik dan kovalen berbeda nyata dalam sifat fisika umumnya karena perbedaan sifat ikatan antara keduanya. Ada dua jenis kekuatan menarik dalam senyawa kovalen. Jenis pertama adalah gaya yang menyatukan atom-atom dalam sebuah molekul. Ukuran kuantitatif dari daya tarik ini diberikan oleh entalpi ikatan.

    tabel di atas membandingkan beberapa sifat umum senyawa ionik yang khas, natrium klorida (NaCl), dengan senyawa kovalen, karbon tetraklorida (CCl₄).

9.5 ELEKTRONEGATIFITAS [back]

       Keelektronegatifan adalah konsep relatif, yang berarti bahwa keelektronegatifan suatu unsur hanya dapat diukur dalam kaitannya dengan keelektronegatifan unsur lain. Linus Pauling menemukan metode untuk menghitung elektronegatifitas relatif dari sebagian besar unsur.

            Nilai-nilai ini ditunjukkan pada Gambar di bawah ini Pemeriksaan yang cermat terhadap grafik ini mengungkapkan kecenderungan dan hubungan antara nilai-nilai keelektronegatifan dari berbagai unsur. Secara umum, elektronegatifitas meningkat dari kiri ke kanan dalam satu periode dalam tabel periodik, karena karakter logam unsur-unsur menurun. Dalam satu golongan, elektronegatifitas menurun dengan meningkatnya nomor atom, dan peningkatan karakter logam.

           Perhatikan bahwa logam transisi tidak mengikuti kecenderungan ini. Unsur yang paling elektronegatif — halogen, oksigen, nitrogen, dan belerang — ditemukan di sudut kanan atas tabel periodik, dan unsur yang paling tidak elektronegatif (logam alkali dan logam alkali tanah) berkumpul di dekat sisi kiri bawah sudut. Kecenderungan ini mudah terlihat pada grafik.

       Ikatan ionik terbentuk ketika perbedaan keelektronegatifan antara kedua atom ikatan adalah 2,0 atau lebih. Aturan ini berlaku untuk sebagian besar tetapi tidak semua senyawa ionik. Terkadang ahli kimia menggunakan kuantitas karakter ionik untuk menggambarkan sifat ikatan. Ikatan ionik murni akan memiliki karakter ionik 100 persen, tetapi tidak ada ikatan ionik seperti itu yang dijumpai, sedangkan ikatan nonpolar atau kovalen murni memiliki karakter ionik 0 persen

   

9.5.1 Keelektronegatifan dan Bilangan Oksidasi
       Perhatikan molekul NH₃, di mana atom N membentuk tiga ikatan tunggal dengan atom H. Karena N lebih elektronegatif daripada H, kerapatan elektron akan bergeser dari H ke N. Jika transfer selesai, setiap H akan menyumbangkan satu elektron untuk N, yang akan memiliki muatan total -3 sedangkan setiap H akan memiliki muatan +1 Jadi, kita menetapkan bilangan oksidasi -3 untuk N dan bilangan oksidasi +1 untuk H dalam NH₃.

Oksigen biasanya memiliki bilangan oksidasi -2 dalam senyawanya, kecuali dalam hidrogen peroksida (H₂O₂), yang struktur Lewisnya adalah

Ikatan antara atom-atom yang identik tidak memberikan kontribusi pada bilangan oksidasi atom-atom itu karena pasangan elektron dari ikatan itu dibagi rata. Karena H memiliki bilangan oksidasi +1, setiap atom O memiliki bilangan oksidasi -1

Video

.