IKATAN KIMIA Dari 90 buah unsur alami dan ditambah belasan unsur buatan dapat dibentuk senyawa dalam jumlah tak terhingga. Ikatan kimia terjadi karena kecenderungan atom mempunyai konfigurasi elektron seperti gas mulia. Kecenderungan itu melahirkan berbagai jenis ikatan, terutama ikatan ion dan ikatan kovalen. Oleh sebab itu, akan dibahas berbagai macam ikatan kimia. Ikatan kimia itu sendiri adalah suatu partikel baik berupa ion bermuatan, inti atom dan elektron diantara mereka, akan membentuk ikatan kimia agar mencapai suatu kestabilan. Sebagian besar unsur di alam tidak pernah dijumpai dalam atom bebas (kecuali gas mulia), namun dalam bentuk berikatan dengan atom yang sejenis maupun atom-atom yang lain. Tujuan utama pembentukan ikatan adalah untuk meningkatkan kestabilan atom tersebut dalam molekul atau senyawa. Kestabilan tersebut tercapai umumnya jika konfigurasi elektronnya menyerupai gas mulia A. PERANAN ELEKTRON DALAM IKATAN KIMIA Pada umumnya atom tidak berada dalam keadaan bebas tetapi menyatu dengan atom lain membentuk senyawa. Hal ini merupakan suatu bukti bahwa atom yang bergabung lebih stabil daripada yang menyendiri. Penggabungan itu disebut ikatan kimia dan terjadi 1
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
IKATAN KIMIA
Dari 90 buah unsur alami dan ditambah belasan unsur buatan dapat dibentuk
senyawa dalam jumlah tak terhingga. Ikatan kimia terjadi karena kecenderungan
atom mempunyai konfigurasi elektron seperti gas mulia. Kecenderungan itu
melahirkan berbagai jenis ikatan, terutama ikatan ion dan ikatan kovalen. Oleh sebab
itu, akan dibahas berbagai macam ikatan kimia. Ikatan kimia itu sendiri adalah suatu
partikel baik berupa ion bermuatan, inti atom dan elektron diantara mereka, akan
membentuk ikatan kimia agar mencapai suatu kestabilan.
Sebagian besar unsur di alam tidak pernah dijumpai dalam atom bebas
(kecuali gas mulia), namun dalam bentuk berikatan dengan atom yang sejenis
maupun atom-atom yang lain. Tujuan utama pembentukan ikatan adalah untuk
meningkatkan kestabilan atom tersebut dalam molekul atau senyawa. Kestabilan
tersebut tercapai umumnya jika konfigurasi elektronnya menyerupai gas mulia
A. PERANAN ELEKTRON DALAM IKATAN KIMIA
Pada umumnya atom tidak berada dalam keadaan bebas tetapi
menyatu dengan atom lain membentuk senyawa. Hal ini merupakan suatu bukti
bahwa atom yang bergabung lebih stabil daripada yang menyendiri.
Penggabungan itu disebut ikatan kimia dan terjadi bila ada daya tarik satu sama
lain sehingga mengeluarkan energi paling kurang 42 kJ per mol atom.
Berdasarkan teori atom modern, para ahli menyelidiki cara
terbentuknya ikatan kimia. Daya tarik kedua atom terjadi karena adanya pada
kulit terluar. Elektron pada kulit ini mempunyai kecenderungan menyamai
konfigurasi elektron gas mulia, dengan cara menerima atau memberikan
elektron pada atom lain.
1. Gas Mulia
Kebanyakan atom ditemukan berikatan dengan atom lain, namun
masih ada yang ditemui dalam bentuk monoatom, yaitu gas mulia (He, Ne, Ar,
Kr, Xe, dan Rn). Sehingga gas mulia lebih stabil dalam keadaan monoatom
1
UNSUR
STABIL dalam monoatom
TIDAK STABIL dalam monoatom
(bebas), sedangkan unsur yang lain lebih stabil bila berikatan seperti pada
gambar berikut:
Gambar 1. Unsur dapat dibagi dua : stabil dan tidak stabil dalam monoatom
Pada sistem periodik, gas mulia terletak dalam golongan VIIIA atau
golongan O. Jumlah elektron pada masing-masing kulit sebagai berikut
He 2
Ne 2 8
Ar 2 8 8
Kr 2 8 18
Xe 2 8 18 18 8
Rn 2 8 18 32 18 8
Tabel 1. Jumlah elektron tiap kulit gas mulia
Keistimewaan gas mulia mempunyai jumlah elektron valensi = 8
(kecuali helium = 2). Teori atom mekanika gelombang menyatakan bahwa
elektron kulit terluar yang penuh adalah 1s2 untuk He, dan ns2 np6 untuk Ne, Ar,
Kr, dan Xe.
Oleh sebab itu, dapat disimpulkan bahwa atom akan stabil bila
elektron kulit terluar (elektron valensinya) terisi penuh. Jadi, bagi semua unsur
berlaku suatu ketentuan yang disebut aturan oktet.
Aturan oktet menyatakan bahwa suatu atom cenderung mempunyai
elektron valensi delapan, yaitu seperti gas mulia (kecuali helium = 2)
2. Kecenderungan Atom
2
Unsur selain gas mulia(golongan IA s/d VIIA)
Gas mulia(golongan VIII)
cenderung
Logam (cenderung melepaskan e)Bukan logam (cenderung menerima e)
+ 2e-
Unsur yang elektron valensinya tidak terisi penuh cenderung berubah
untuk menyamai gas mulia, yaitu dengan cara melepas atau menerima elektron.
Unsur yang energi ionisasinya kecil akan melepaskan elektron, dan
yang besar akan menerima elektron lain. Jumlah elektron yang dilepaskan atau
diterima bergantung pada jumlah elektron valensi unsur yang bersangkutan.
Berdasarkan nilai energi ionisasi dari kiri ke kanan sistem periodik,
maka unsur yang kecil energi ionisasinya adalah bagian kiri dan bagian bawah,
dan sebaliknya. Akibatnya, unsur golongan IA dan IIA cenderung melepaskan
elektron, sedangkan golongan VIIA dan VIA cenderung menerima elektron
untuk menyamai konfigurasi elektron gas mulia. Unsur golongan IIIA, IVA,
dan VA sebagian bersifat melepas, dan sebagian menerima
III IV A V A VI A VII A VIIIB C N O F NeAl Si P S Cl ArGa Ge As Se Br KrIn Sn Sb Te I XeTi Pb Sn Po Al Rn
Metaloid
Tabel 2. Pembagian unsur blok p: logam, metaloid, dan non logam
Contohnya:
Mg Mg2+ (seperti Ne)
3
e
melepaskan 1e
melepaskan 2e-
melepaskan 1e
Gambar 2. Unsur Mg dapat melepaskan elektron terluarnya sehingga
membentuk Mg2+
F F (seperti Ne)
Gambar 3. Kecenderungan atom F adalah menerima 1 elektron
3. Aturan Fajans (Teori Polaritas)
Teori polaritas (Fajan) adalah bila 2 ion saling berdekatan maka bentuk
awan elektron dari anion akan dipengaruhi oleh tarikan kation dan kedua inti
saling tolak-menolak (anion dan kation) sehingga terjadi deformasi/polarisasi
pada anion.
Umumnya ukuran kation jauh lebih kecil daripada anion sehingga
memiliki sifat polarisasi rendah.
Suatu atom akan netral bila jumlah elektron pada kulitnya sama dengan
jumlah proton pada inti. Jika atom melepaskan atau menerima elektron akan
membentuk partikel bermuatan yang disebut ion. Atom yang melepaskan
elektron membentuk ion positif dan yang meneriam elektron menjadi ion
negatif.
Tidak semua atom dapat menjadi ion bebas yang stabil karena harus
memnuhi aturan Fajans, yaitu
1) Struktur atom (konfigurasi elektronnya) harus stabil seperti gas mulia.
Contoh:
Na ( 2 8 1) Na+ (2 8) stabil
Ca (2 8 8 2) Ca2+ (2 8 8) stabil
Ca+ (2 8 8) tidak stabil
4
melepaskan 1e
stabil tidak stabil
Cl (2 8 7) Cl- (2 8 8) stabil
2) Muatan ion yang terbentuk harus kecil
Cl- N3+
S2- C4-
Na+ Be3+
3) Jari-jari ion positif lebih kecil dari atomnya. Contohnya:
Na+ ˂ Na Ca2+ ˂ Ca
4) Jari-jari ion negatif lebih besar dari atomnya. Contohnya:
Cl- ˃ Cl S2- ˃ S
Pengaruh polarisasi yaitu distribusi elektron, khususnya ev tidak lagi
sepenuhnya dipengaruhi oleh salah satu ion/atom saja melainkan oleh kedua
ion/atom. Bila pengaruhnya besar maka sifat ionik rendah, sifat kovalen tinggi.
Faktor yang mempengaruhi terjadinya polarisasi, yaitu
a. Besarnya muatan
Muatan makin besar menyebabkan sifat polarisasi ion lawan makin
besar sehingga sifat ionik makin rendah, sifat kovalen makin tinggi.
mengajukan bahwa ini disebabkan oleh interaksi ligan dengan elektron
pada inti atom logam yang menyebabkan polarisasi atom, sehingga
kelopak dalam atom tidaklah simetris berbentuk bola dan memengaruhi
geometri molekul.
Teori VSEPR dapat digunakan untuk meramal bentuk molekul dari
hidrida-hidrida unsur-unsur pada periode 3 dan 4 seperti H2S, H2Se, PH3,
AsH3 dan SbH3, namun gagal meramal besar sudut ikatan yang ada.
Berdasarkan teori VSEPR H2S dan H2Se berbentuk huruf V dengan
besar sudut ikatan H-E-H (E=S atau Se) sekitar 104,5°C seperti sudut
67
ikatan H2O. Namun berdasarkan eksperimen diperoleh besar sudut H-E-H
mendekati 90° walaupun berbentuk V.
Sedangkan bentuk molekul PH3, AsH3 dan SbH3 berdasarkan teori
VSEPR berbentuk trigonal piramidal dengan sudut ikatan H-E-H (E = P,
As atau Sb) sekitar 107,3° seperti sudut ikatan NH3. Namun berdasarkan
eksperimen diperoleh bahwa besar sudut ikatan H-E-H m,endekati 90°
walaupun berbentuk trigonal piramidal.
2. Struktur Molekul
1) Molekul Raksasa
Pada pembahasan ini, mengenai struktur dari zat kovalen
raksasa seperti intan, grafit, dan silikon dioksida serta struktur yang
berhubungan sifat fisik zat tersebut.
Struktur intan
Struktur kovalen raksasa dari intan
Karbon memiliki susunan elektronik 2,4. Masing-masing
karbon elektron dengan empat atom karbon lain membentuk empat
ikatan tunggal.
Gambar 29. Struktur intan
Pada diagram struktur kovalen raksasa tersebut beberapa atom
karbon hanya tampak akan membentuk dua ikatan (atau bahkan satu
ikatan) tetapi itu tidak benar-benar terjadi. Struktur ini bukan molekul
karena jumlah atom bergabung dalam suatu berlian yang
sesungguhnya bervariasi tergantung pada ukuran kristal.
68
Gambar 30. Macam-macam ukuran kristal intan
Sifat fisik dari intan
1. memiliki titik lebur yang sangat tinggi hamper 4000oC.
2. intan bersifat sangat keras
3. tidak menghantarkan listrik
4. tidak larut dalam air dan pelarut organik.
Struktur grafit
Struktur kovalen raksasa dari garfit
Grafit memiliki struktur lapisan yang cukup sulit untuk
digambarkan dalam tiga dimensi. Diagram di bawah ini menunjukkan
susunan atom di setiap lapisan :
Diagram tersebut adalah sebuah penyederhanaan dan
menunjukkan susunan atom pada ikatan.
Ikatan dalam grafit
Elektron dalam ikatan ini terdelokasi bebas untuk bergerak di
mana saja dalam masing-masing elektron dan tidak lagi tetap pada
atom karbon. Karena terdelokalisasi elektron bergerak di sekitar
lembaran, dipole temporer yang sangat besar dapat diatur dan
69
menyebabkan dipole yang berlawanan. Dalam setiap atom karbon
menggunakan tiga electron untuk membentuk ikatan sederhana untuk
tiga ikatan lainnya yang terdekat.
Sifat fisik grafit
1. memiliki titik lebur yang tinggi mirip dengan berlian
2. memiliki rasa lembut, licin dan digunakan pada pensil
3. memiliki kepadatan lebih rendah daripada berlian
4. tidak larut dalam air dan pelarut organic
5. menghantarkan listrik.
Struktur silikon dioksida ( SiO2) dikenal juga sebagai silikon (IV)
oksida
Kristal silikon memiliki struktur yang sama dengan berlian.
Untuk mengubahnya menjadi silikon dioksida adalah dengan cara
memodifikasi struktur silikon dengan memasukkan beberapa atom
oksigen.
Gambar 31. Struktur silikon
(mirip struktur berlian/intan)
Pada gambar tersebut setiap atom silikon dijembatani dengan
atom oksigen.
Sifat fisik silikon dioksida
1. memiliki titik lebur yang berbeda-beda
2. sulit untuk memecahkan ikatan kovalen yang sangat kuat
3. tidak dapat menghantarkan listrik
4. tidak dapat larut dalam air dan pelarut organik.
70
2) Struktur Ion
Pada pembahasan ini, menjelaskan tentang susunan ion-ion
pada natrium klorida, sifat fisik,titik lebur, titik didih, titik lebur,
kerapuhan, dan kelarutan serta perilaku listrik
Ion negatif dan ion positif dapat terbentuk bila terjadi serah
terima elektron antara atom. Atom yang melepaskan elektron akan
menjadi ion positif, dan atom yang menerima elektron akan menjadi
ion negatif. Ion tidak hanya terbentuk dari satu atom (monoatom)
tetapi juga terbentuk dari sekelompok atom yang disebut ion poliatom,
contohnya ion nitrat bermuatan negatif 1 (1-).
Struktur khas dari ionik solid yaitu natirum klorida
Natrium klorida adalah senyawa ionik yang khas. Senyawa ini
terdiri dari kisi raksasa ion. Jadi, natrium klorida dan setiap senyawa
ion lainnya digambarkan memilki struktur ionik raksasa. Seperti pada
gambar berikut dimana sebuah molekul air yang selalu mengandung 2
atom hidrogen dan 1 atom oksigen.
Gambar 32. Molekul air yang
mengandung 2 atom H dan 1
atom O2
Ion natrium berada di tengah dan 6 ion klorida menempel di
sekitar ion natrium. Natrium klorida digambarkan sebagai 6:06-co-
ordinasi karena mempunyai daya tarik lebih antara ion positif dan ion
negatif sehingga energi lebih banyak yang dilepaskan. Semakin
banyak energi yang dilepaskan, struktur menjadi lebih stabil.
Jadi setiap ion dikelilingi oleh 6 muatan ion yang berbeda
karena untuk mewakili jumlah maksimum ion klorida di sekitar pusat
ion natrium sebelum ion natrium menempel satu sama lain. Jika kedua
ion tersebut saling menempel maka akan terjadi tolakan ke dalam
kristal yang membuatnya menjadi kurang stabil.
71
Gambar 33. Struktur sodium
klorida
Cara menggambar strruktur sodium klorida tersebut yaitu ;
1. menggambar persegi yang sempurna
2. menggambar sebuah persegi yang sebangun di belakang
3. menggabung gambar tersebut sehingga menjadi bangun kubus
4. membagi kubus besar tersebut menjadi 8 kubus kecil dengan
menggabungkan titik setiap sisinya ke titik tengah pada tepi yang
berlawanan, menggabungkan titik tengah bidang masing-masing
ke titik tengah bidang yang berlawanan
72
5. meletakkan ion dengan cara menggunakan warna yang berbeda
atau ukuran yang berbeda untuk dua ion yang berbeda dalam tiga
dimensi
Perbedaan struktur caesium klorida
Diagram letak ion yang diatur pada cesium klorida
(34.a)
(34.b)
Pada diagram jika ion cesium terjepit di antara dua lapisan ion
klorida, maka akan menyentuh ion klorida empat di lapisan bawah dan
empat lagi di lapisan atas. Jadi setiap ion cesium disentuh oleh delapan
ion klorida (8-co-ordinasi).
Diagram akhir yang dibentuk adalah struktur tersebut di atas
sedikit dimiringkan seolah-olah ion dari muatan yang sama saling
bersentuhan.
(34.c)
73
Gambar 34. Contoh lapisan ion klorida. Letak ion cesium klorida (a);
Letak ion cesium klorida di antara 2 lapisan klorida (b); Struktur
cesium klorida seperti saling bersentuhan.
Ada pula diagram ionik yang biasanya disederhanakan untuk
menunjukkan unit paling dasar dari pola yang berulang. Untuk cesium
klorida, berikut gambar diagram yang menunjukkan susunan di sekitar
ion klorida pada masing-masing ion cesium :
Gambar 35. Susunan ion
klorida pada masing-masing ion
cesium
Dengan membalikkan warna yaitu warna hijau berupa ion
klorida di letakkan mengitari ion caesium yang berwarna orange maka
gambar diagram sama persis dengan susunan ion cesium yang
mengitari tiap-tiap ion klorida.
Namun terdapat perbedaan struktur kalsium klorida dengan
natrium klorida yaitu ketika natrium klorida terkoordinasi, maka tidak
ada tolakan dan itu merupakan cara yang dapat mengatur natrium
tersebut.
Struktur senyawa sederhana seperti mengkristalnya NaCl atau
CsCl tergantung pada rasio jari-jari ion positif dan ion negatif. Jika
jari-jari ion positif lebih besar dari 73% dari ion negatif maka 8:08-
koordinasi adalah mungkin. Bila kurang dari 73% maka 6:06
terkoordinasi.
Sifat fisik natrium klorida
Natrium klorida merupakan senyawa ion yang khas karena
memiliki titik lebur dan titik didih yang tinggi, dan ada terjadi
74
elektostatik kuat antara ion positif dan ion negatif serta tidak memiliki
energy panas untuk mengatasinya. Perbedaan antara zat ionik akan
tergantung pada :
1. jumlah harga pada ion negatif
2. ukuran ion
Jika ion yang lebih kecil mendekat bersama-sama maka atraksi
elektrostatik lebih besar.
Natrium klorida Kristal yang rapuh
Kerapuhan merupakan tipe zat ion.
Gambar 36. Kerapuhan ion natrium klorida
Ion dengan harga yang sama terpisah dari sisi sehingga kristal
terlihat terpotong atau terpisah menjadi dua bagian.
Natrium klorida larut dalam air
Tergantung pada tempat yang cukup besar antara molekul air
dan ion untuk mengatasi atraksi antara ion. Ion positif yang tertarik ke
pasangan amndiri pada molekul air dan koordinasi (kovalen dativ)
obligasi bisa terbentuk, sehingga molekul air membentuk ikatan
hidrogen dengan ion negatif.
Natrium klorida yang tidak larut dalam air
Terjadi karena molekul pelarut dan ion tidak mampu untuk
mengatasi atraksi kristal yang bersama-sama.
75
Perilaku listrik natrium korida
Natrium padat tidak dapat menghantarkan listrik karena tidak
ada elektron yang dapat bergerak bebas. Ketika meleleh natrium
klorida mengalami elektrolisis yang melibatkan konduksi listrik
karena gerakan dan debit dari ion. Kemudian ion-ion positif bergerak
menuju elektroda bermuatan negatif (katoda). Ketika sampai di sana
masing-masing ion natrium mengambil satu elektron dari elektroda
untuk membentuk-atom-natrium.
Dalam klorida padat, gerakan ion tidak dapat terjadi dan dapat
menghentikan setiap arus dalam rangkaian.
3) Struktur Logam
Pada pembahasan ini, akan digambarkan atau dideskripsikan
mengenai struktur logam, dan hubungan struktur tersebut dengan sifat
fisik logam.
Struktur Logam
1. Susunan Atom
Logam merupakan struktur raksasa dari atom yang
melakukan ikatan bersama, sehingga disebut dengan ikatan
logam. Kata “raksasa” menunjukkan bahwa banyak atom yang
terlibat dalam ikatan logam tersebut, namun jumlah atom tersebut
tergantung kepada ukuran potongan logam itu sendiri.
Macam-macam struktur logam, yaitu :
1) 12 – koordinasi
Kebanyakan logam disusun berdekatan, yaitu atom
akan tersusun sebanyak mungkin ke dalam volume ruangan
yang tersedia. Setiap atom di dalam struktur akan berikatan
dengan 12 atom lainnya, sehingga logam dideskripsikan
dengan 12-koordinasi
76
Setiap atom memiliki enam atom lain di setiap
lapisannya seperti berikut ini:
Dan ada juga di mana setiap atom memiliki tiga atom
lain pada lapisan atas dan tiga lagi di lapisan bawah
2) 8 – koordinasi
Logam yang ada pada golongan satu dari table
periodik disusun kurang efisien, karena hanya memiliki atau
berikatan dengan delapan dari atom lain, sehingga disebut 8 –
koordinasi seperti berikut ini:
Diagram sebelah kiri menunjukkan tidak adanya atom
yang berikatan satu sama lain pada lapisan tertentu, atom-
atom tersebut hanya berikatan oleh atom lain di lapisan atas
dan bawah, sedangkan pada diagram di sebelah kanan
menunjukkan adanya delapan atom yang berikatan (empat di
atas dan empat di bawah).
2. Butir Kristal
Atom pada sepotong logam tidaklah tersusun secara
teratur. Setiap potong logam terdiri atas sejumlah butir kristal
77
sebagai daerah keteraturannya. Dan pada batas butir Kristal,
atom-atom akan menjadi sejajar/teratur susunannya.
Gambar 37. Butir
kristal
Sifat Fisik Logam
1. Titik Leleh dan Titik Didih
Titik leleh dan titik didih pada logam cenderung tinggi,
karena adanya kekuatan ikatan logam. Kekuatan ikatan logam
bervariasi antara logam yang satu dengan logam lainnya,
tergantung pada jumlah elektron yang terdelokalisasi dan
penyusunannya.
Titik leleh dan titik didih cenderung rendah, apabila
jumlah elektron yang berkontribusi pada ikatan berjumlah sedikit.
Selain itu hal yang turut mempengaruhi titik leleh dan titik didih
dari logam adalah jarak inti atom dari dari elektron yang
terdelokalisasi.
2. Konduktivitas Listrik
Logam dapat menghantarkan listrik, begitu pula dengan
logam cair, hal ini menunjukkan bahwa meskipun atom logam
dapat bergerak bebas, delokalisasi tetap berlaku hingga
pendidihan logam dan ikatan logam akan tetap ada selama atom
saling bersentuhan satu dengan yang lainnya.
3. Konduktivitas Termal
Logam merupakan konduktor panas yang baik. Energi
panas dihunakan oleh elektron sebagai tambahan energi kinetik
yang membuat elektron-elektron dapat bergerak lebih cepat. Dan
energi akan ditransfer sepanjang logam oleh pergerakan elektron.
4. Kekuatan dan Kemungkinan perubahan
78
Logam mudah ditempa (dapat dipukul menjadi lembaran)
dan bersifat ulet (dapat diulur menjadi kawat), elastis (dapat
beubah bentuk ketika diberi tekanan, dan apabila diberi tekanan
yang lebih besar maka akan terjadi perubahan bentuk dari logam
secara permanen).
Logam bersifat keras namun rapuh, hal ini tejadi karena
adaanya peningkatan jumlah batas butir kristal pada logam.
Mengontrol ukuran butiran kristal untuk mendapatkan
perubahan pada bentuk logam dapat dilakukan dengan dua cara,
yaitu : dengan perlakuan panas, logam dipanaskan agar menjadi
lunak dan memukul-mukulnya pada keadaan dingin sehingga
logam akan berubah menjadi bentuk baru dan kembali menjadi
keras. Cara yang lain adalah dengan memasukkan atom-atom
yang sedikit berbeda ukuran ke dalam struktur logam, dan cara ini
disebut dengan paduan.
G. TATA NAMA ANORGANIK DAN BILANGAN OKSIDASI
Tata Nama Anorganik
1. Tata Nama Ion
1) Kation monoatomik (1 ion stabil):
Golongan I dan II + 3 unsur pertama dari Golongan III
Nama = unsur induknya
Contoh: Na+: ion natrium Ca2+: ion kalsium
Gol. I, II → kation monoatomik +1, +2
2) Kation monoatomik (beberapa ion stabil):
Unsur transisi + Golongan III, IV, dan V
Contoh: Cu+: ion tembaga(I) atau ion kupro
Cu2+: ion tembaga(II) atau ion kupri
(a) Angka Romawi dalam kurung → muatan.
79
(b) Akhiran –o → ion yang muatannya lebih rendah;
Akhiran –i → yang lebih tinggi (sudah ditinggalkan).
3) Kation poliatomik
Contoh: NH4+: ion amonium H3O+: ion hidronium
Hg22+: ion merkuro(I)
[bedakan dengan Hg2+:ion merkuri(II)]
4) Anion monoatomik
Bagian pertama nama unsur + akhiran -ida
Contoh: Cl-: ion klorida (diturunkan dari klorin)
O2-: ion oksida (diturunkan dari oksigen)
Gol. V, VI, VII → anion monoatomik .3, .2, .1
5) Anion poliatomik
Contoh: SiO43-: ion silikat
NO2- : ion nitrit
NO3- : ion nitrat
ClO- : ion hipoklorit
ClO3- : ion klorat
ClO2- : ion klorit
ClO4- : ion perklorat
HCO3- : ion hidrogen karbonat
(nama biasa: ion bikarbonat)
Tata nama senyawa ionik: (Nama kation)_(Nama anion)
Asas kenetralan muatan: Muatan + dari kation dibalanskan oleh
muatan – dari anion.
Contoh soal 1:
Apakah rumus kimia untuk (a) barium oksida dan
(b) sesium nitrida.
Penyelesain:
(a) Ba : golongan II → Ba2+
O : golongan VI → O2-
Asas kenetralan muatan:
80
Setiap 1 ion Ba2+ dibalanskan oleh 1 ion O2- ⇒ BaO
(b) Cs3N.
Contoh soal 2:
Namai senyawa ionik yang mengandung ion poliatom berikut.
(a) NH4ClO3 (b) NaNO2 (c) Li2CO3
Penyelesaian:
(a) Amonium klorat
(b) Natrium nitrit
(c) Litium karbonat
2. Tata Nama Kovalen
Penulisan rumus senyawa kovalen yang terdiri dari dua unsur
disusun menurut nilai keelektronegatifannya, dimulai dengan yang rendah
dan diakhiri dengan yang tinggi. Contoh:
HCl bukan ClH
H2O bukan OH2
Nama senyawa kovalen didasarkan nama kedua unsur secara
berurutan dan ditambah akhiran –ida. Contoh:
HCl hidrogen klorida
H2O hidrogen oksida (nama umum: air)
ClF klor flourida
BrCl brom klorida
Jika kedua unsur membentuk lebih dari satu senyawa, seperti CO
dan CO2 harus menggunakan awalan:
1 = mono
2 = di
3 = tri
4 = tetra
5 = penta
6 = heksa
7 = hepta
8 = okta
81
9 = nona 10 = deka
Aturan pemberian awalan sebagai berikut:
a. Unsur pertama tidak diberi awalan mono bila indeksnya satu,
sedangkan unsur kedua diberi akhiran –ida. Contohnya:
CO karbon monoksida
CO2 karbon dioksida
PCl5 fosfor pentaklorida
SO2 belerang dioksida
b. Kedua unsur diberi awalan bila indeks keduanya bervariasi. Contoh:
NO2 nirogen dioksida
N2O3 dinitrogen triklorida
P4O6 tetrafosfor heksaoksida
NH3 nitrogen hidrida (nama umum: amonia)
Senyawa kovalen yang mengandung lebih dari dua jenis unsur
umumnya adalah asam oksi dan senyawa organik. Asam oksi adalah
senyawa yang mengandung hidrogen, oksigen, dan unsur lain (yang
umumnya non logam). Contohnya pada tabel berikut ini:
Senyawa Nama Senyawa NamaH2CO3 Asam karbonat HClO2 Asam kloritH2C2O4 Asam oksalat HClO Asam hipokloritHNO3 Asam nitrat H3PO4 Asam fosfatHNO2 Asam nitrit H3PO3 Asam fosfitH2SO4 Asam sulfat C2H3OOH Asam asetatH2SO3 Asam sulfit H2CrO4 Asam kromatH2S2O3 Asam tiosulfat H2CrO7 Asam dikromatHClO4 Asam perklorat HMnO4 Asam
permanganatHClO3 Asam klorat HCN Asam sianida
HCNS Asam tiosianida
Tabel 11. Beberapa senyawa asam oksi
82
Dari tabel di atas, ternyata ada dua asam oksi yang jenis unsurnya
sama tetapi jumlah atomnya berbeda, maka yang memilki oksigen lebih
banyak diberi akhiran –at dan yang lain diberi akhiran –it. Contohnya
asam sulfat (H2SO4) dan asam sulfit (H2SO3). Jika senyawa seperti ini lebih
dari dua, maka yang paling tinggi diberi awalan per- dan yang paling
rendah diberi awalan hipo-. Contohnya asam perklorat (HClO4), asam
klorat (HClO3), asam klorit (HClO2), dan asam hipoklorit (HClO).