makalah kovalen kereen

BAB IPENDAHULUAN

A. LATAR BELAKANG

Dalam kehidupan sehari-hari sering kali kita menerima begitu saja dunia sekitar kita

beserta perubahan-perubahan yang terjadi di dalamnya tanpa mempertanyakan misalnya, apa itu

air, apa itu bensin, mengapa bensin bisa terbakar sedangkan air tidak? Apakah arti terbakar?

Mengapa besi dapat berkarat sedangkan emas tidak?Apa itu karet dan bagaimana membuat

karet tiruan?

Pertanyaan-pertanyaan diatas adalah sebagian dari masalah yang dibahas dalam dalam

ilmu kimia.Oleh karena itu, ilmu kimia dapat di definisikan sebagai ilmu yang mempelajari

segala sesuatu tentang materi, seperti hakekat, susunan, sifat-sifat, perubahan serta energi yang

menyertai perubahannya.

Suatu atom bergabung dengan atom lainnya melalui ikatan kimia sehingga dapat

membentuk senyawa, baik senyawa kovalen maupun senyawa ion. Senyawa ion terbentuk

melalui ikatan ion, yaitu ikatan yang terjadi antara ion positif (atom yang melepaskan electron)

dan ion negative (atom yang menangkap electron). Akibatnya, senyawa ion yang terbentuk

bersifat polar.

Dalam setiap senyawa, atom-atom terjalin secara terpadu oleh suatu bentuk ikatan

antaratom yang deiebut ikatan kimia. Seorang ahli kimia dari Amerika serikat, yaitu Gilbert

Newton Lewis ( 1875- 1946) dan Albrecht Kosel dari Jerman ( 1853- 1972) menerangkan

tentang konsep 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 menyelediki cara terbentuknya ikatan kimia. Daya

tarik kedua atom terjadi karena adanya elektron pada kulit terluar. Elektron pada kulit ini

mempunyai kecenderungan menyamai konfigurasi elektron gas mulia, dengan cara menerima

atau memberikan elektron pada atom lain.

Pada makalah ini penulis akan memfokuskan cakupan materi terkait terbentuknya

senyawa melalui ikatan kovalen yang akan penulis paparkan dari segi teori ikatan, hukum,

struktur maupun sifat dan parameternya.

1

B. Rumusan Masalah

Berdasarkan latar belakang diatas maka penyusun merumuskan masalah yang hendak

dibahas dalam makalah ini ialah sebagai berikut:

1. Bagaimana syarat terbentuknya ikatan kovalen pada suatu senyawa?

2. Bagaimana pembentukan struktur resonansi pada senyawa kovalen?

3. Bagaimana proses pembentukan ikatan kovalen menurut Hukum Fajans?

4. Bagaimana struktur dan sifat senyawa kovalen?

5. Bagaimana pembentukan orbital sigma dan orbital phi pada senyawa kovalen?

C. Tujuan

Tujuan penulisan makalah ini ialah sebagai berikut:

1. Mengetahui syarat terbentuknya ikatan kovalen pada suatu senyawa

2. Mengetahui pembentukan struktur resonansi pada senyawa kovalen

3. Mengetahui proses pembentukan ikatan kovalen menurut Hukum Fajans

4. Mengetahui struktur dan sifat senyawa kovalen

5. Mengetahui pembentukan orbital sigma dan orbital phi pada senyawa kovalen

D. Metode Penulisan

Dalam menyelesaikan makalah ini, penulis menggunakan metode jelajah (browsing)

internet dan studi pustaka. Metode ini merupakan pengumpulan berbagai sumber data dari

internet dan buku referensi yang relevan,lalu menganalisanya, membandingkan dengan sumber

data lainnya (mencari titik temu dari beberapa konsep yang berbeda) dan akhirnya

menginterpretasikan data tersebut dalam bentuk makalah.

2

BAB II

PEMBAHASAN

A. Sejarah Ikatan Kovalen

Gagasan ikatan kovalen dapat ditilik beberapa tahun sebelum 1920 oleh Gilbert N.

Lewis yang pada tahun 1916 menjelaskan pembagian pasangan elektron di antara atom-

atom. Dia memperkenalkan struktur Lewis atau notasi titik elektron atau struktur titik

Lewis yang menggunakan titik-titik di sekitar simbol atom untuk mewakili elektron valensi

terluar atom. Pasangan elektron yang berada di antara atom-atom mewakili ikatan kovalen.

Pasangan berganda mewakili ikatan berganda, seperti ikatan rangkap dua dan ikatan

rangkap tiga. Terdapat pula bentuk alternatif lainnya di mana ikatan diwakili sebuah garis.

Gambar 1. Konsep awal ikatan kovalen berawal dari gambar molekul metana sejenis ini.

Ikatan kovalen tampak jelas pada struktur Lewis, mengindikasikan

pembagian elektron-elektron di antara atom-atom.

Ketika gagasan pembagian pasangan elektron memberikan gambaran kualitatif yang efektif

akan ikatan kovalen, mekanika kuantum diperlukan untuk mengerti sifat-sifat ikatan seperti ini

dan memprediksikan struktur dan sifat molekul sederhana. Walter Heitler dan Fritz London

sering diberi kredit atas penjelasan mekanika kuantum pertama yang berhasil menjelaskan

ikatan kimia, lebih khususnya ikatan molekul hidrogen pada tahun 1927. Hasil kerja mereka

didasarkan pada model ikatan valensi yang berasumsi bahwa ikatan kimia terbentuk ketika

terdapat tumpang tindih yang baik di antara orbital-orbital atom dari atom-atom yang terlibat.

Orbital-orbital atom ini juga diketahui memiliki hubungan sudut spesifik satu sama lain,

sehingga model ikatan valensi dapat memprediksikan sudut ikatan yang terlihat pada molekul

sederhana dengan sangat baik.

3

A.1 Orde Ikatan

Derajat ikat atau orde ikat adalah sebuah bilangan yang mengindikasikan jumlah

pasangan elektron yang terbagi di antara atom-atom yang membentuk ikatan kovalen. Istilah ini

hanya berlaku pada molekul diatomik. Walaupun demikian, ia juga digunakan untuk

mendeskripsikan ikatan dalam senyawa poliatomik.

Gambar 2. Orde ikatan kovalen

1. Ikatan kovalen yang paling umum adalah ikatan tunggal dengan hanya satu pasang elektron

yang terbagi di antara dua atom. Ia biasanya terdiri dari satu ikatan sigma. Semua ikatan

yang memiliki lebih dari satu pasang elektron disebut sebagai ikatan rangkap atau ikatan

ganda.

2. Ikatan yang berbagi dua pasangan elektron dinamakan ikatan rangkap dua. Contohnya

pada etilena. Ia biasanya terdiri dari satu ikatan sigma dan satu ikatan pi.

3. Ikatan yang berbagi tiga pasang elektron dinamakan ikatan rangkap tiga. Contohnya

pada hidrogen sianida. Ia biasanya terdiri dari satu ikatan sigma dan dua ikatan pi.

A.2 Teori Saat Ini

Saat ini model ikatan valensi telah digantikan oleh model orbital molekul. Dalam model

ini, setiap atom yang berdekatan akan memiliki orbital-orbital atom yang saling berinteraksi

membentuk orbital molekul yang merupakan jumlah dan perbedaan linear orbital-orbital atom

tersebut. Orbital-orbital molekul ini merupakan gabungan antara orbital atom semula dan

biasanya berada di antara dua pusat atom yang berikatan.

Dengan menggunakan mekanika kuantum, adalah mungkin untuk menghitung struktur

elektronik, arah energi, sudut energi, jarak ikat, momen dipol, dan spektrum elektromagnetik

dari molekul sederhana dengan akurasi yang sangat tinggi. Jarak dan sudut ikat dapat dihitung

seakurat yang diukur. Untuk molekul-molekul kecil, perhitungan tersebut cukup akurat untuk

digunakan dalam menentukan kalor pembentukan termodinamika dan energi aktivasi kinetika.

4

B. Teori Orbital Molekul (Molecular Orbital Theory) Pada Ikatan Kovalen

Teori orbital molekul merupakan teori yang paling lengkap karena menganggap dalam

pembentukan senyawa kompleks melibatkan interaksi elektrostatik maupun interaksi kovalen.

Teori orbirtal molekul menyatakan bahwa pembentukan senyawa kompleks terjadi interaksi

antara orbital-orbital dari atom pusat dengan orbital-orbital dari ligan membentuk orbital-

orbital molekul. Orbital-orbirtal molekul senyawa kompleks dianggap merupakan hasil

kombinasi linear dari orbital-orbital atom pusat dan orbital-orbital ligan yang perbedaan tingkat

energinya besar dapat diabaikan, sehingga dalam menggambarkan orbital molekul senyawa

kompleks cukup digambarkan orbital-orbital elektron valensinya. Teori orbital molekul dapat

menjelaskan fakta-fakta tentang sifat magnetik dan warna senyawa kompleks.

Setiap penggabungan orbital atom menjadi orbital molekul akan menghasilkan orbital

bonding (orbital ikatan) dan orbital antibonding (orbital anti ikatan).

B.1 PEMBENTUKAN ORBITAL σ

Pembentukan ikatan melalui orbital σ yang paling sederhana dapat dicontohkan dalam

pembentukan ikatan antar atom hidrogen dalam molekul H2.

Gambar 3. Pembentukan Orbital σ pada molekul H2

Dari diagram di atas dapat dilihat bahwa tiap atom H memiliki masing-masing satu buah

elektron pada orbital 1s. kedua orbital atom H tersebut kemudian bergabung membentuk orbital

molekul σ, sehingga terbentuk dua macam orbital, orbital σ yang merupakan orbital bonding,

dan orbital σ* yang merupakan orbital antibonding. Sesuai dengan aturan Hund, maka mula-

mula elektron dari salah satu atom H mengisi orbital molekul σ yang terbentuk, kemudian

5

orbital σ* (orbital molekul antibonding)

orbital σ (orbital molekul bonding)

HH

H2

elektron dari atom H yang lain juga mengisi orbital σ tersebut. Dengan terbentuknya orbital

molekul yang diisi oleh elektron dari kedua atom H, maka terbentuklah ikatan antar atom H

tersebut menjadi molekul H2. Molekul H2 ini merupakan molekul yang stabil, karena elektron-

elektronnya berada pada orbital molekul σ yang tingkat energinya lebih rendah dibandingkan

tingkat energi orbital atom pembentuknya.

Pembentukan orbital molekul ini dapat digunakan untuk menjelaskan ketidakstabilan

dari molekul He2. Perhatikan diagram berikut :

Gambar 4. Pembentukan Orbital σ pada molekul He2

Setiap atom Helium memiliki dua elektron pada setiap orbital 1s. saat orbital-orbital

atom 1s dari kedua atom Helium tersebut membentuk orbital molekul, terbentuk 2 macam

orbital molekul pula, orbital σ dan σ*. Elektron-elektron mula-mula mengisi orbital bonding σ

yang tingkat energinya lebih rendah, kemudian mengisi orbital antibonding σ*. Karena baik

orbital bonding maupun orbital antibonding sama-sama terisi elektron, maka keduanya akan

saling meniadakan, sehingga molekul He2 menjadi sangat tidak stabil.

Kedua contoh diatas menunjukkan pembentukan orbital molekul untuk molekul

diatomik yang heterogen, sehingga orbital atom yang digunakan dalam pembentukan orbital

molekul memiliki tingkat energi yang sama. Pada molekul diatomik yang heterogen, atom yang

lebih elektronegatif orbital atomnya memiliki tingkat energi yang lebih rendah. Perbedaan

tingkat energi antar orbital atom dari dua atom berbeda yang saling berikatan merupakan ukuran

dari sifat ionik ikatan yang terbentuk antara kedua atom tersebut. Sedangkan perbedaan tingkat

energi antara orbital bonding molekul yang terbentuk dengan orbital atom (dari atom yang 6

orbital σ* (orbital molekul antibonding)

orbital σ (orbital molekul bonding)

He He

He2

tingkat energinya lebih rendah) merupakan ukuran sifat kovalen ikatan yang terbentuk. Untuk

lebih jelasnya, perhatikan ilustrasi yang diberikan dalam diagram berikut :

Gambar 5. Ilustrasi diagram orbital sifat ikatan kovalen

Pada diagram tersebut, atom B memiliki tingkat energi yang lebih rendah dibandingkan

orbital atom A. Oleh karena itu, orbital molekul (OM) σ yang terbentuk memiliki karakteristik

yang lebih mirip dengan orbital atom B. Selisih energi antara orbital atom A dan orbital atom B,

dinotasikan dengan a, menunjukkan ukuran sifat ionik ikatan yang terbentuk antara A dan B.

Sedangkan selisih energi antara OM σ dengan orbital atom B, dinotasikan dengan b,

menunjukkan sifat kovalen ikatan AB.

B.2 PEMBENTUKAN ORBITAL π

Sebagaimana telah disebutkan sebelumnya, orbital σ dapat terbentuk antar orbital atom

dengan simetri yang sama. Adapun orbital π dapat terbentuk antara orbital px, py, pz, dxy, dxz, dan

dyz dari logam dengan orbital atom dari ligan yang tidak searah dengan orbital logam. Salah

satu contoh bagaimana orbital π dapat terbentuk antara orbital atom dari logam dengan orbital

atom yang dimiliki ligan ditunjukkan dalam gambar berikut :

7

1s

1s

A

B

AB

orbital σ

orbital σ*

a

b

Gambar 6. Kombinasi orbital dxz dari logam dengan orbital py dan pz dari ligan

Dari Gambar (6) di atas dapat dilihat bahwa orbital dxz berada sejajar dengan orbital py

dan pz dari ligan, sehingga kombinasi dari orbital atom logam dan orbital atom ligan tersebut

dapat menghasilkan orbital molekul π.

Selain dari penggabungan orbital dxz dari logam dengan orbital py dan pz, orbital molekul π juga

dapat terbentuk dari penggabungan antara orbital pz dari logam dengan orbital pz dari ligan.

Ilustrasi kedua orbital atom tersebut dapat dilihat pada gambar di bawah ini.

Gambar 7. Posisi orbital atom pz dari logam dan orbital pz ligan berada dalam posisi yang

sejajar, sehingga juga dapat bergabung dan menghasilkan orbital molekul π.

Adanya ikatan π akan memperkuat ikatan antara logam dengan ligan, sehingga

meningkatkan kestabilan kompleks. Selain itu, konsep mengenai pembentukan ikatan π juga

dapat menjelaskan urutan kekuatan ligan dalam Deret Spektrokimia.

8

C. Resonansi

Resonansi adalah delokalisasi elektron pada molekul atau ion poliatomik tertentu

dimana ikatannya tidak dapat dituliskan dalam satu struktur Lewis. Kebanyakan ikatan dapat

dideskripsikan dengan menggunakan lebih dari satu struktur Lewis yang benar (misalnya pada

ozon, O3). Dalam diagram lewis (LDS: Lewis dot structure) O3, atom pusat akan memiliki

ikatan tunggal dengan satu atom dan ikatan rangkap dua dengan satu atom lainnya. Diagram

LDS tidak dapat memberitahukan kita atom mana yang berikatan rangkap; atom pertama dan

kedua yang berikatan dengan atom pusat memiliki probabilitas yang sama untuk memiliki

ikatan rangkap. Dua struktur yang memungkinkan ini disebut sebagai struktur resonansi. Pada

kenyataannya, struktur ozon adalah hibrid resonansi antara dua struktur resonansi yang

memungkinkan. Daripada satu ikatan tunggal dan satu ikatan rangkap dua, sebenarnya terdapat

dua ikatan 1,5 dengan kira-kira tiga elektron pada setiap atom.

Kasus resonansi yang khusus terlihat pada atom-atom yang membentuk cincin aromatik

(contohnya benzena). Cincin aromatik terdiri dari atom-atom yang tersusun menjadi lingkaran

(dihubungkan dengan ikatan kovalen) dan menurut LDS akan memiliki ikatan tunggal dan

rangkap dua yang saling bergantian. Dalam kenyataannya, elektron-elektron cenderung secara

merata berada di seluruh ruang cincin. Pembagian elektron pada struktur aromatik seringkali

diwakili dengan cincin di dalam lingkaran atom. Resonansi dalam kimia diberi simbol garis

dengan dua arah panah (↔).

Gambar 8. Struktur resonansi ozon

Pada ozon, terdapat perpindahan elektron antar inti yang dijelaskan dengan anak panah.

Gambar 9. Perpindahan elektron antar inti

C.1 Sifat umum resonansi

Molekul atau ion yang dapat beresonansi mempunyai sifat-sifat berikut:

9

1. Dapat dituliskan dalam beberapa struktur Lewis yang disebut dengan struktur resonan.

Tetapi tidak satupun struktur tersebut melambangkan bentuk asli molekul yang

bersangkutan.

2. Di antara struktur yang saling beresonansi bukanlah isomer. Perbedaan antar struktur

hanyalah pada posisi elektron, bukan posisi inti.

3. Masing-masing struktur Lewis harus mempunyai jumlah elektron valensi dan elektron

tak berpasangan. yang sama.

4. Ikatan yang mempunyai orde ikatan yang berbeda pada masing-masing struktur tidak

mempunyai panjang ikatan yang khas.

5. Struktur yang sebenarnya mempunyai energi yang lebih rendah dibandingkan energi

masing-masing struktur resonan

D. Polarisasi menurut Aturan Fajans

Pada umumnya, senyawa yang terbentuk akibat penggabungan antar  logam dengan

nonlogam memiliki sifat senyawa ionik. Akan tetapi, tidak semua senyawa dari penggabungan

ini bersifat ionik. Senyawa ini dapat lebih mengarah ke sifat kovalen ketika elektron terluar dari

anion ditarik kuat oleh kation, sehingga rapatan anion akan mengalami distorsi/penyimpangan

terhadap kation. Distorsi ini dapat dilihat dari rapatan elektron yang mulanya digambarkan

seperti bola akan menjadi lonjong (elektron terluar dari anion ditarik kuat oleh kation).

Akibat dari distorsi ini maka senyawa yang mulanya bersifat ionik akan berubah

menjadi kovalen dan akan terjadi polarisasi. Semakin besar sifat polarisasinya maka semakin

besar pula derajat ikatan kovalensinya. Menurut Kasimir Fajans, ahli kimia, terdapat beberapa

aturan perihal polarisasi tersebut, antara lain :

1. Suatu kation akan lebih mudah mengalami polarisasi ketika ukuran kation tersebut kecil

dengan muatan positif yang besar.

10

Gambar

Mn2O7 memiliki muatan positif lebih besar dibandingkan dengan muatan positif pada MnO

sehingga Mn2O7 lebih bersifat kovalen polar daripada bersifat ionik.

2. Suatu anion akan lebih mudah mengalami polarisasi ketika ukuran dan muatan negatif yang

dimiliki anion tersebut besar.

AlI3 memiliki muatan negatif yang sama namun dengan ukuran anion yang lebih besar jika

dibandingkan dengan AlF3sehingga AlI3 lebih mengarah untuk membentuk ikatan kovalen

yang polar dibandingkan dengan AlF3 yang tidak bersifat polar.

3. Kation yang tidak memiliki konfigurasi gas mulia lebih mudah mengalami polarisasi.

Kation K+ pada senyawa KCl memiliki konfigurasi gas mulia yaitu [Ar] sedangkan kation

Ag+ pada AgCl tidak memiliki konfigurasi gas mulia yaitu [Kr]4d10, sehingga kation

Ag+ lebih mudah mengalami polarisasi daripada kation K+.

Salah satu cara yang paling mudah untuk membedakan sifat ionik dari sifat kovalen

suatu spesies yaitu dengan membandingkan titik lelehnya; senyawa ionik (dan juga jaringan

senyawa kovalen) cenderung mempunyai titik leleh tinggi, dan senyawa kovalen sederhana

mempunyai titk leleh rendah. Sebagai contoh, senyawa AlF3 dan AlI3, masing-masing

mempunyai titik leleh yang sangat berbeda yaitu secara berurutan 1290 dan 1900C. Ion fluorida

mempunyai jari-jari ionik 117 pm, jauh lebih kecil daripada jari-jari ionik iodida, 206. Data jari-

jari ini menghasilkan ukuran volume anion iodida sebesar kira-kira 5 ½ atau 2063/1173 kali

volume ion fluorida. Tingginya titik leleh aluminium fluorida menyarankan bahwa senyawa ini

lebih bersifat ionik, dan ini berarti bahwa ion fluorida karena kecilnya ukuran tidak atau sukar

terpolarisasi oleh ion Al3+, sehingga senyawa yang terbentuk, yaitu AlI3, lebih bersifat kovalen

dengan titik leleh yang jauh lebih rendah. Bandingkan dengan titik leleh senyawa KI (6850C),

demikian pula KF (8570C).

Karena jari-jari ionik dengan sendirinya bergantung pada muatan ionnya, maka

besarnya muatan kation yang sering merupakan petunjuk yang baik untuk menentukan derajat

kovalensi spesies (sederhana) yang bersangkutan. Kation dengan muatan +1 dan +2, biasanya

mendominasi sifat ionik, sedangkan kation dengan muatan +3 membentuk senyawa ionik hanya

dengan anion yang sangat sukar terpolarisasi seperti ion fluorida. Kation dengan muatan teoritik

+4 atau yang lebih tinggi sesungguhnya tidak dikenal sebagai ion, dan senyawanya sering

diperhitungkan sebagai senyawa yang didominasi oleh sifat kovalen. Sebagai contoh, MnO

mempunyai titik leleh 17850C tetapi Mn2O, berupa cair pada temperatur kamar. Hasil penelitian

menunjukkan bahwa Mn(II) membentuk kisi kristal ionik dalam MnO, tetapi Mn(VII)

11

membentuk molekul kovalen dalam Mn2O7. Perhitungan rapatan muatan menghasilkan harga 84

C mm-3 untuk ion Mn2+ dan 1240 C mm-3 untuk ion Mn7+ (andaikata ion ini ada). Ion ini (Mn7+)

sangat tinggi (rapatan) muatan positifnya, demikian juga ukurannya tentu jauh lebih kecil

daripada ukuran ion Mn2+, sehingga mempunyai daya mempolarisasi yang sangat kuat terhadap

anion oksida; akibatnya, senyawaan yang terbentuk bersifat kovalen sebagaimana ditunjukkan

oleh rendahnya titik leleh.

Aturan Fajans yang ke tiga, berkaitan dengan kationn yang mempunyai konfigurasi

elektronik bukan gas mulia. Sebagai contoh yaitu kation Ag+ (dengan konfigurasi [Ar] 4d10),

demikian juga Cu+, Sn2+, dan Pb2+. Senyawaan perak halida, AgF, AgCl, AgBr, dan AgI,

masing-masing mempunyai titik leleh 435, 455, 430, dan 5580C, yang secara berurutan lebih

rendah kira-kira 3000C dari pada titik leleh kalium halida. Dengan demikian, kation perak

mempunyai daya mempolarisasi yang lebih kuat daripada kation K+, sehingga senyawaan perak

halida lebih bersifat kovalen dari pada senyawaan kalium halida. Petunjuk lain perihal sifat

kovalensi halida perak yaitu kenyataannya bahwa halida perak (kecuali fluorida) sukar larut

dalam air. Proses pelatutan dalam pelerut polar disebabkan adanya interaksi antara molekul air

(polar) dengan muatan ion; menurunnya sifat ionik atau naiknya sifat kovalen halida perak

mengakibatkan melemahnya interaksi tersebut hingga cenderung sukar larut. Untuk perak

fluorida, kecilnya ukuran ion fluorida menyebabkan kurangnya sifat terpolarisasi oleh kation

perak hingga senyawa ini paling bersifsat ionik daripada halida perak yang lain, dan akibatnya

mudah larut dalam air.

Contoh lain yaitu perbandingan sifat oksida- dan sulfida- natrium dengan tembaga (I).

Kedua kation ini mempunyai jari – jari yang hampir sama. Oksida maupun sulfida natrium

bersifat ionik dan larut bereaksi dengan air, tetapi oksida dan sulfida tembaga (I) tidak larut

dalam air. Menurut aturan Fajans ke tiga, kation Cu)I) dengan konfigurasi elektronik bukan gas

mulia mempunyai daya daya mempolarisasi yang lebih kuat hingga mempunyai kecenderungan

lebih kovalen. Hal ini paralel dengan besarnya perbedaan elektronegativitas yaitu ~2,5 untuk

natrium oksida yang berarti lebih bersifat ionik, dan ~1,5 untuk tembaga (I) oksida yang berarti

lebih bersifat kovalen.

E. Struktur dan Parameter Ikatan Kovalen

12

Penggunaan bersama pasangan electron digambarkan oleh Lewis menggunakan titik electron. Rumus Lewis merupakan tanda atom yang di sekeklilingnya terdapat titik (.), silang (x), atau bulatan kecil (º). Tanda ini menggambarkan electron valensi atom yang bersangkutan. Oleh karena itu, rumus ini sering disebut sebagai rumus electron atau titik electron.Berdasarkan bentuk ikatannya, ikatan kovalen dibedakan menjadi empat, yaitu:

1. Ikatan kovalen tunggalKovalen tunggal terbentuk apabila maisng-masing atom yang berikatan memberikan maisng-masing satu electron. Contohnya ikatan kovalen, Ikatan dalam molekul hydrogen (H2), masing-masing atom H memberikan 1 elektron yang digunakan untuk berpasangan.

Gambar 11. Struktur ikatan Kovalen H2

2. Ikatan kovalen rangkap duaIkatankovalenrangkapduaterbentukkarenamasing-masing atom yang beirkatanmemberikanduaeletronnyauntukberikatan.Contohnyaikatanpadamolekuloksigen (O2)

3. IkatankovalenrangkaptigaIkatankovalenrangkaptigaterbentukkarenamasing-masing atom yang yangberikatanmemberikantigaelektronnyauntukdigunaknabersama.Contohnyaikatankovalendalammolekul N2.

13

4. IkatankovalenkoordinasiIkatankovalenkoordinasiadalahikatan yang dibentukdaripemakaianpasangan electron bersama, tetapipasangan electron tersebutberasalhanyadarisalahsatu atom yang berikatan, sedangkan atom ataugugus yang lain tidakmemberikan electron.Contohsenyawakovalenkoordinasiterdapatdalammolekul H2SO4, NH3BF3.

Berdasarkanpolaritasnya, ikatankovalendibagimenjadiduajenisyaituikatankovalen polar dan non polar.

Perbedaankeelektronegatifandua atom menimbulkankepolaransenyawa.Adanyaperbedaankeelektronegatifantersebutmenyebabkanpasangan electron ikatanlebihtertarikkesalahsatuunsursehinggamembentukdipol.Adanyadipolinilah yang menyebabkansenyawamenjadi polar.

PadasenyawaHCl, pasangan electron milikbersamaakanlebihdekatpadaClkarenadayatarikterhadapelektronnyalebihbesardibanding H. Hal itumenyebabkanpolarisasipadaikatan H – Cl. Atom Cllebih negative daripada atom H, haltersebutmenyebabkanterjadinyaikatankovalen polar.

Contoh :1. Senyawakovalenpolar :HCl, HBr, HI, HF, H2O, NH3.2. Senyawakovalen non polar : H2, O2, Cl2, N2, CH4, C6H6, BF3.

Padaikatankovalen yang terdirilebihdariduaunsur ,kepolaransenyawanyaditentukanbeberapahalberikut.1. Jumlahmomendipol .Jikajumlahmomendipol = 0, senyawanyabersifat nonpolar.

Jikamomendipoltidaksamadengan 0 makasenyawanyabersifat polar. Besarnyamomendipolsuatusenyawadapatdiketahuidengan :

14

keterangan :µ = momendipoldalam Debye (D)d = muatandalamsatuanelektrostatis (ses)l = jarakdalam cm

2. Bentukmolekul.Jikabentukmolekulnyasimetrismakasenyawanyabersifat nonpolar, sedangkanjikabentukmolekulnyatidaksimetrismakabiasanyasenyawanyabersifat polar.

3. Jikamolekulterdiriatasduabuahunsur.a. Jikakeduaunsuritusejenis, ikatannya non polar.

Contoh : H2, O2

b. Jikakeduaunsuritutidaksejenis, biasanyaikatannya polar.Contoh :HCl, HBr

4. Jikamolekulterdiriatastigabuahataulebihunsur yang berbeda.a. Jika atom yang berada di tengahmolekul (atom pusat) mempunyaipasangan electron

bebassehinggapasangan electron berikatanakantertarikkesalahsatu atom, ikatannya polar.Contoh : H2O, NH3

b. Jika atom pusattidakmempunyaipasangan electron bebassehinggapasanganelektornikatantertariksamakuatkeseluruh atom, ikatannya nonpolar.Contoh : CH4, CO2

E.1 Sifat-sifatsenyawakovalen

1) Padasuhukamarumumnyaberupa gas (missal H2, O2, N2, Cl2, dan CO2), cair (missal H2O danHCl), ataupunberupapadatan.

2) Titikdidihdantitiklelehnyarelatirendah, karenagayatarikmenarikantarmolekulnyalemahmeskipunikatanantaratomnyakuat.

3) Larutdalampelarut nonpolar, danbeberapadapatberinteraksidenganpelarut polar.4) Larutannyadalam air ada yang menghantarkanaruslistrik (misalHCl)

tetapisebagianbesartidakdapatmenghantarkanaruslistrik, baikpadatan, leburan, ataularutannya.

Jarakantaraduainti atom yang berdekatandisebutpanjangikatan, sedangkan energy yang diperlukanuntukmemutuskanikatandisebut energy ikatan.Padapasanganunsur yang sama, ikatantunggalmerupaknaikatan yang paling lemahdan paling panjang. Semakinbanyakpasangan electron milikbersamamakasemakinkuatikatannya, tetapipanjangikatannyasemakinpendek.

15

µ = d x lµ = d x l

DAFTAR PUSTAKA

Effendy. (2008) Teori VSEPR, Kepolaran, dan Gaya Antarmolekul, p. 159

G. L. Miessler and D. A. Tarr “Inorganic Chemistry” 3rd Ed, Pearson/PrentButt holes suckice

Hall publisher. ISBN 0-13-035471-6.

House, J. E dan Kathleen A. House. (2010) Descriptive Inorganic Chemistry Second Edition, p.

64

Langmuir, I. (1919). J. Am. Chem. Soc.; 1919; 41; 868-934.

March, J. “Advanced Organic Chemistry” 4th Ed. J. Wiley and Sons, 1991: New York. ISBN 0-

471-60180-2.

Merriam-Webster - Collegiate Dictionary (2000).

Rayner, Geoff dan Tina Overton (2010). Descriptive Inorganic Chemistry Fifth Edition, p.96

W. Heitler and F. London, Zeitschrift für Physik, vol. 44, p. 455 (1927). English translation in

H. Hettema, Quantum Chemistry, Classic Scientific Papers, World Scientific, Singapore (2000).

http://yanesrampengan.blogspot.com/2010/12/ikatan-ionik, Diakses pada hari selasa, 28

Oktober 2014, pukul 19.48 WIB

http://www.ilmukimia.org/2013/05/resonansi.html Diakses pada hari selasa, 28 Oktober 2014,

pukul 19.48 WIB

16

Bab III

KESIMPULAN

Dari uraian materi di atas maka dapat disimpulkan hal-hal sebagai berikut :

Teori orbital molekul merupakan teori yang paling lengkap karena menganggap dalam

pembentukan senyawa kompleks melibatkan interaksi elektrostatik maupun interaksi

kovalen.

Pada senyawa kompleks, orbital molekul σ terbentuk sebagai gabungan/kombinasi dari

orbital atom logam dengan orbital atom dari ligan. Orbital atom logam dapat bergabung

dengan orbital atom ligan jika orbital-orbital atom tersebut memiliki simetri yang sama.

orbital π dapat terbentuk antara orbital px, py, pz, dxy, dxz, dan dyz dari logam dengan

orbital atom dari ligan yang tidak searah dengan orbital logam.

Ligan dapat berperan sebagai akseptor π atau donor π, tergantung keterisian orbital π

yang dimiliki oleh ligan tersebut.

17

DAFTAR PUSTAKA

Sarfudin, Kasimir. 2012. Kimia Anorganik Fisik. Prodi Kimia FKIP Undana Kupang

18