IKATAN KOVALEN
Oleh: MOCH LUTFI RACHMAN
Jenis-Jenis Ikatan Kimia Ikatan Ion terbentuk jika perpindahan satu elektron utuh dari satu atom ke atom lain terjadi sehingga menyebabkan pembentukan kation dan anion yang disatukan oleh gaya elektrostatis. Contoh: Senyawa NaCl
Ikatan kovalen terbentuk jika beberapa atom berkombinasi dengan sama-sama memiliki elektron (sharing) pada kulit valensi mereka. Ikatan Logam Ikatan ini diduga dibentuk melalui penyatuan elektron valensi, dimana atom yang kehilangan elektron pada kulit valensinya, terletak berdekatan satu sama lain pada lautan elektron.
Ikatan Hidrogen terbentuk jika atom hidrogen berikatan dengan dua atom, satu atom dengan ikatan kovalen dan atom lain dengan gaya elektrostatis Gaya van der Waals Gaya tarik diantara dua atom tak berikatan
Kaidah Oktet Kaidah ini menyatakan bahwa atom memperoleh, kehilangan, atau berbagi elektron agar memiliki delapan elektron (oktet) pada kulit terluar mereka. Kelemahan Kaidah Oktet 1. Ion logam transisi, yang diperoleh melalui hilangnya elektron s dan d, stabil. Mereka sering memperlihatkan valensi tak tetap dan jelas menyimpang dari kaidah oktet.
Kelemahan Kaidah Oktet.2. Energi ikatan double atau triple yang terbentuk melalui sama-sama dimilikinya empat dan enam elektron bukanlah dua kali atau tiga kali energy ikatan yang terbentuk melalui samasama dimilikinya dua elektron 3. Unsur-unsur yang mewakili golongan III, IV, V, VI, dan VII yang masuk dalam periode ketiga dan lebih tinggi membentuk senyawa yang memiliki lebih dari 8 elektron pada kulit valensi mereka.
Kelemahan Kaidah Oktet.4. Teori oktet tidak dapat menjelaskan pembentukan ikatan satu elektron seperti pada H2+, serta ikatan 3 elektron seperti pada NO, O3 atau NO2. 5. Teori oktet tidak dapat menjelaskan ikatan logam.
Teori Ikatan Valensi Dua metode pendekatan untuk menjelaskan ikatan antar atom: Metode ikatan Valensi Ikatan terbentuk karena adanya overlaping orbital atom Metode Orbital Molekul Bila atom atom membentuk molekul/senyawa, orbital-orbitalnya bergabung dan membentuk orbital baru (orbital molekul)
Teori Heitler-London Heitler dan London (1927) memberikan penjelasan teoretis pertama mengenai ikatan kovalen untuk molekul hidrogen. Pendekatan dasarnya terkait erat dengan ide familiar tentang ikatan lokal. Atom mempertahankan identitas mereka, hanya elektron pada kulit luar saja yang terpengaruh sebagai akibat dari pembentukan ikatan
Teori Heitler-London. untuk molekul hidrogen ikatan H-H terbentuk dari overlaping (tumpangsuh) orbital 1s dari masing masing atom
Teori Heitler-London. Untuk molekul lain elektron valensi dari atom-atom yang berkombinasi akan tidak berpasangan. Contoh: o Jadi nitrogen (1s22s22p3) hanya dapat membentuk tiga ikatan kovalen o Fosfor (1s22s22p63s23p3) dapat membentuk lima ikatan kovalen, yang kemudian dapat membentuk lima ikatan kovalen seperti pada PCl5.
Ciri menonjol dari teori Heitler-London adalah:1. perpasangan dua elektron, satu dari tiap atom membentuk ikatan; 2. densitas elektron maksimum diantara atom-atom yang berikatan; dan 3. kecenderungan untuk membentuk kulit tertutup, meski oktet tidak dicapai pada BeCl2, BX3, dan terlampaui pada SF6, IF7, PCl5, dan lain-lain.
Teori Heitler-London tidak mempertimbangkan1. pembentukan molekul elektron ganjil (NO, O3, H2+, dan lain-lain) dimana tidak terjadi perpasangan elektron. 2. ikatan koordinasi, dimana pasangan yang berikatan disediakan hanya oleh salah satu dari atom-atom yang berikatan; 3. pembentukan beberapa ikatan; dan 4. stereokimia molekul dan ion.
Teori Pauling-Slater Linus Pauling dan J. C. Slater memperluas teori Heitler-London untuk menjelaskan karakteristik arah ikatan kovalen Beberapa asumsi berikut ini dibuat: 1.Ikatan terkuat dibentuk oleh tumpangtindih maksimum beberapa orbital atom (AOs) dari atom-atom berikatan yang mengandung elektron.
2. Ikatan kovalen terbentuk pada arah yang sama dimana beberapa elektron yang berikatan berada. Contoh: Pembentukan molekul amonia dari tumpang tindih dari tiga orbital p dan tiga orbital s dari atom nitrogen dan atom hidrogen , diikuti oleh tolakan internuclear meningkatkan sudut ikatan HNH dari 90 menjadi 107 .
Teori Pauling-Slater.
molekul amonia
Hibridisasi
Hibridisasi adalah pendekatan matematika untuk peningkatan fungsi gelombang dari atom-atom yang berkombinasi melalui kombinasi linear orbital s, p, dan kadang, d yang menghasilkan orbital baru
Proses hibridisasi dapat dianggap meliputi beberapa langkah berikut ini.1. Pembentukan keadaan tereksitasi yang bisa meliputi tidak terbentuknya pasangan dan terdorongnya elektron ke orbital berikutnya yang tersedia dengan energi lebih tinggi (dari 2s ke 2p untuk unsur deret kedua dan dari ns ke nd atau (n 1)d untuk unsur representatif dan transisi yang lebih berat).
Proses hibridisasi dapat dianggap meliputi beberapa langkah berikut ini..2. Hibridisasi orbital pada keadaan tereksitasi yang menghasilkan orbital hybrid dengan densitas elektron lebih besar di sepanjang arah yang pasti dalam ruang (stereospesifitas orbital hybrid).
Proses hibridisasi dapat dianggap meliputi beberapa langkah berikut ini..3. Tumpang-tindih orbital hybrid dengan orbital yang sesuai dari atom lain. Tumpang-tindih lebih besar pada kasus orbital hybrid dibanding pada kasus orbital murni. Ini menyebabkan pembentukan ikatan yang lebih kuat dengan energi lebih rendah.
Struktur Molekul Menggunakan Orbital Hibrida1. 2. 3. 4. Boron trifluoride Metana Ammonia Air.
Kelemahan Konsep Hibridisasi1. Meski dorongan dan hibridisasi diperlukan untuk pembentukan orbital hybrida, terdorongnya elektron tidak mesti mengakibatkan pembentukan orbital hybrida, contohnya pada multiple bonding.
Kelemahan Konsep Hibridisasi .2. Kekuatan pendorong untuk hibridisasi adalah energi yang dibebaskan akibat pembentukan ikatan yang melibatkan orbital hybrida. 3. Sekumpulan orbital hybrida tidak mesti ekivalen.
Ikatan Ganda Ikatan Sigma W dan Pi T oIkatan Sigma W ikatan yang memiliki densitas elektron terkonsentrasi di sepanjang garis inti dan simetris di sekitarnya
o ikatan pi (T) tumpang-tindih orbital py dari dua atom (menurut ketentuan, garis yang menyatukan kedua inti dari atomatom yang berikatan disebut sumbu x) menyebabkan pembentukan orbital ikatan
ResonansiResonansi adalah keadaan jika lebih dari satu struktur yang masuk akal dapat ditulis untuk suatu spesies, dan struktur yang benar tidak dapat ditulis secara keseluruhan. Struktur yang benar dianggap merupakan suatu hibrida dari beberapa struktur yang masuk akal.
Energi Resonansi energi resonansi adalah stabilitas tambahan dari molekul aktual dibanding stabilitas tambahan dari bentuk kanonik yang paling stabil (mempunyai energi terendah) Jadi pernyataan, energi resonansi dari karbon dioksida adalah 154 kJ/mol (36 kcal/mol), berarti bahwa molekul karbon dioksida aktual 154 kJ/mol lebih stabil dari stabilitas molekul karbondioksida yang dihitung secara teoretis dengan rumus Lewis konvensional.
Syarat-Syarat untuk Resonansi1. Bentuk kanonik tidak boleh berbeda susunan atomnya. Hanya posisi elektronnya saja yang boleh berubah. 2. Jumlah elektron tak berpasangan harus sama pada semua bentuk kanonik 3. Muatan positif harus berada sejauh mungkin, pada unsur yang kurang elektronegatif dan sebaliknya 4. Jumlah ikatan kovalen yang lebih besar menambah stabilitas bentuk kanonik 5. Muatan yang sama tidak boleh berada pada atom-atom yang berdekatan
Syarat-Syarat untuk Resonansi.6. Untuk atom periode kedua yang terlibat dalam resonansi, planaritas biasa ditemukan dengan hibridisasi sp atau sp2 untuk memungkinkan tumpangtindih pp yang baik. 7. Semakin besar jumlah struktur yang berkontribusi, semakin besar stabilitas molekul.
Hukum Halferich1. Tentukan kemungkinan struktur Lewis. 2. Pilih susunan structural dari gugus di sekitar atom pusat sedemikian rupa sehingga elektron kulit valensi sejauh mungkin satu sama lain. Abaikan ikatan p karena mereka mengikuti ikatan s. 3. Tambahkan ikatan sesuai kebutuhan untuk melengkapi struktur
Contoh molekul sederhana mengikuti Hukum Halferich Spesies bertipe AX2 akan linear jika A tidak mempunyai LP elektron, tetapi menjadi angular (berbentuk V) jika LP ada. Jadi, CO2, N2O dan N3 linear, tetapi H2O, NO2 dan SnCl2 berbentuk V. Spesies AX3 akan planar jika A tidak mempunyai LP (BF3, BCl3, BBr3), atau struktur piramida dengan A di puncak akan terjadi: (:NH3, :PH3, :PR3).
Contoh molekul sederhana mengikuti Hukum Halferich. Spesies AX4 akan tetrahedral jika A tidak mempunyai LP. Atau dengan LP, struktur planar akan terjadi.
Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi (VSEPR) Teori pembentukan ikatan ini menyatakan bahwa baik pasangan elektron dalam ikatan kimia ataupun pasangan elektron yang tidak dipakai bersama (yaitu pasangan elektron'mandiri) saling tolak menolak. Pasangan elektron cenderung untuk berjauhan satu sama lain.
Variasi Sudut Ikatan Sudut ikatan pada suatu spesies bergantung pada: 1. tolakan antar-atom van der Waals di antara atom-atom tak berikatan 2. tolakan coulomb yang disebabkan oleh muatan parsial terhadap atom yang disebabkan oleh perbedaan elektronegativitas 3. tolakan diantara pasangan elektron terhadap atom berpasangan
Bentuk-Bentuk Molekul yang Mengandung Pasangan Sendirian Faktor yang mempengaruhi geometri spesies adalah: 1. jumlah keseluruhan pasangan elektron pada kulit valensi dari atom pusat 2. ketersediaan orbital berenergi rendah 3. pasangan sendirian (LP)
Struktur dengan Ikatan Kovalen Ganda. Satu cara untuk menangani struktur dengan ikatan ganda adalah dengan menganggap ikatan ganda merupakan ikatan tunggal, yang berisi hanya sepasang elektron tunggal didalam ikatan. Geometri molekul Contoh:untuk ini (sesuai dengan AX2E) adalah bentuk sudut
Kelemahan Teori VSEPR1. teori ini tidak memberikan struktur yang tepat untuk XeF6 atau SbF63 (oktahedron tak beraturan dimana LP mencoba untuk muncul dari permukaan triangular
Kelemahan Teori VSEPR.2. teori tersebut tidak menjelaskan secara memuaskan sifat paramagnetik dari banyak spesies
Pendekatan Double Quartet dari Linnett (Teori NPSO) bahwa teori NPSO (nonpaired spatial orbital ) adalah pertengahan antara VBT dan MOT. Teori ini dapat divisualisasikan dengan mudah dan teori ini mengurangi penekanan pada perpasangan elektron.
Contoh teori NPSO Molekul nitrogen monoksida
Teori Orbital Molekul
Perbandingan Model-Model untuk Pembentukan Ikatan Kovalen Model VSEPR yang paling sederhana terlalu menekankan tolakan antar elektron, yang tidak pernah disebutkan pada VBT atau MOT VBT menggunakan hibridisasi untuk menjelaskan banyak fakta, tetapi ketika atom mempunyai lebih dari delapan elektron pada kulit valensinya, teori ini mendalilkan keterlibatan setidaknya satu orbital d.
Perbandingan Model-Model untuk Pembentukan Ikatan Kovalen. Secara teoetis, orbital d luar tidak dapat membuat kontribusi penuh seperti itu bagi pembentukan ikatan sebagaimana orbital p kulit valensi. Teori MOT terlalu rumit untuk senyawa kovalen seperti PF5 atau SF6. Tetapi, MOT mempunyai pendekatan paling fleksibel.
