Ikatan kimia adalah daya tarik-menarik antara atom yang menyebabkan suatu senyawa kimia dapat bersatu. Kekuatan daya tarik-menarik ini menentukan sifat-sifat kimia dari suatu zat, clan cara ikatan kimia berubah jika suatu zat bereaksi digunakan untuk mengetahui jumlah energi yang dilepas atau diabsorbsi selama terjadinya reaksi.

Macam-macam ikatan kimia yang dibentuk oleh atom tergantung dari struktur elektron atom. Misalnya, energi ionisasi dan kontrol afinitas elektron dimana atom menerima atau melepaskan elektron, seperti yang telah dipelajari pada bagian sebelumnya, sifat- sifat ini tergantung dari struktur elektron dan letak unsur itu dalam susunan berkala. Ikatan kimia dapat dibagi menjadi dua kategori besar: ikatan ion dan ikatan kovalen. Disebut terbentuk ikatan ion jika terjadinya perpindahan elektron di antara atom untuk membentuk partikel yang bermuatan listrik clan mempunyai daya tarik-menarik. Daya tarik-menarik di antara ion-ion yang bermuatan berlawanan merupakan suatu ikatan ion. Ikatan kovalen terbentuk dari terbaginya (sharing) elektron di antara atom-atom. Dengan perkataan lain, daya tarik menarik inti atom pada elektron yang terbagi di antara elektron itu merupakan suatu ikatan kovalen.

Pengikatan Dalam Ikatan Ion

Logam cenderung bereaksi dengan nonlogam membentuk ikatan ion. Kita telah mempelajari juga bagaimana menggunakan susunan berkala untuk membantu mengingat muatan ion yang dibentuk oleh suatu unsur. Yang belum kita pelajari adalah uraian mengenai mengapa senyawa ion terbentuk dan mengapa unsur-unsur ini membentuk ion. Inilah yang merupakan tujuan kita sekarang, yaitu mempelajari terbentuknya senyawa ion, mempelajari bagaimana struktur elektron atom mempengaruhi jumlah elektron yang dapat berpindah, demikian juga kemampuan atom membentuk senyawa ion.

Jika litium dan ' fluor bereaksi, unsur-unsur ini membentuk senyawa ion, LiF, yang mengandung ion Li' dan F. Konfigurasi elektron dari atom Li dan F adalah

Li 1 s²2s¹ dan

F 1 s²2s²2p⁵

Lepasnya satu elektron litium dan bertambahnya satu elektron fluor menghasilkan perubahan konfigurasi elektron seperti berikut

Li (1 s²2s¹) à Li⁺ (I s²) + e^‑

F (1 s²2s²2p⁵) + e^- à F^- (1 s²2s²2p⁶)

Perhatikan bahwa setiap ion yang terbentuk dalam reaksi ini mempunyai konfigurasi elektron sama seperti gas mulia. Litium mempunyai konfigurasi seperti helium dan fluor seperti neon.

Sama seperti reaksi di atas, atom kalsium dan atom oksigen bereaksi membentuk senyawa ion CaO. Perubahan konfigurasi elektron atom yang terjadi dalam reaksi ini adalah

Ca (ls²2S²2p⁶3S²3p⁶4S²) à Ca²⁺ (Is²2S²2p⁶3S²3p⁶) + 2e‑

0 (ls²2S²2p⁴) + 2e- à O^2- (Is²2S²2p⁶)

Sekah lagi, ion yang terbentuk mempunyai konfigurasi elektron sama seperti gas mulia, argon untuk Ca²⁺ dan neon untuk O^2-.

Untuk menerangkan reaksi ini, kita membutuhkan beberapa jawaban dari beberapa pertanyaan. Pertama, mengapa logam seperti Li dan Ca melepas elektron dan mengapa nonlogam seperti F dan 0 menerimanya? Kedua, mengapa elektron lepas dan elektron diterima mengikuti konfigurasi elektron gas mulia?

Mula-mula adalah perubahan energi potensial yang mengontrol pembentukan ion dalam senyawa seperti LiF dan CaO. Untuk senyawa ion agar dapat stabil, pembentukan ion dari unsur harus eksoterm, yang berarti energi potensial dari senyawa itu harus lebih rendah dari unsurnya. Selanjutnya, hal ini berarti setiap kontribusi endotermik perubahan energi harus lebih kecil dari kontribusi eksoterm.

Logam membentuk kation karena logam melepas elektron relatif mudah. Seperti yang telah dipelajari dalam bagian sebelumnya, energi ionisasi logam lebih sedikit dari pada nonlogam. Untuk logam, representatif, hilangnya elektron, menyebabkan valensi kulit kosong, karena pecah membentuk inti gas mulia yang lebih ke dalam sangat sukar (karena membutuhkan sejumlah energi yang sangat besar).

Kebanyakan nonlogam, penambahan elektron ke dalam atom terjadi reaksi eksoterm, jadi mendorong pembentukan anion oleh nonlogam. Dengan demikian, pembentukan anion dengan muatan 2– atau lebih besar, selalu reaksinya endoterm.

Jika energi ionisasi dan affinitas (daya tarik) elektron yang menjadi faktor untuk mempengaruhi senyawa ion, maka sangat sedikit senyawa yang dapat memenuhi ketentuan ini. Hampir semua pembentukan ion, energi yang dibutuhkan untuk melepas elektron dari logam lebih besar dari pada energi yang dilepas pada pembentukan anion, jadi pembentukan ion dari atom yang netral hampir selalu endoterm. Jadi, apa yang menyebabkan senyaw ion terbentuk?

Energi Kisi

Alasan utama yang menyebabkan senyawa ion stabil adalah adanya daya tarik-menarik antara ion, yang terjadi bila senyawa kimia terbentuk dan menghasilkan berkurangnya energi potensial. Untuk mengetahui hal ini, marilah kita perhatikan energi potensial pada dua situasi berik-ut: situasi pertama adalah kumpulan atom netral dan situasⁱ kedua kumpulan ion. Perhatikan bagaimana energi benibah jika kita pisahkan atom netral dan disatukan kembali partikel-pertikel itu sebagai ion.

Daya tarik-menarik atom netral sangat lemah. (Sebetulnya menurut apa yang telah saudara pelajari sebelumnya, tidak ada alasan untuk percaya bahwa ada daya tarik-menarik antara atom netral). Karena daya tarik-menarik ini sangat lernah, maka untuk memisahkan atom-atom itu, hanya membutuhkan sedikit kenaikan energi potensialnya. Tetapi sebaliknya, jika partikel-parlikel ini dijadikan satu kembali sebagai ion, yang mempunyai daya tarik-menarik yang kuat, maka energi potensialnya turun besar sekali. Sebagai hasil akhir adalah ion dalam, bentuk kristal mempunyai energi potensial yang lebih rendah dari pada atom netral. Energi potensial yang rendah ini disebut energi kisi (lattice energy) dan jumlahnya lebih besar dari pada kenaikan energi potensial yang dibutuhkan untuk membentuk ion. Sebagai hasilnya, pembentukan senyawa ion adalah eksotermik.

Sekarang barulah kita dapat mengerti mengapa demikian banyak ion cenderung membentuk konfigurasi elektron gas mulia. Konfigurasi ini tidak membutuhkan banyak energi untuk mengosongkan kulit valen suatu logam, jadi energi kisi yang eksotermik sudah cukup untuk mengkompensasi kontribusi endotermik pada seluruh perubahan energi. Meskipun demikian, masuk ke dalam inti gas mulia di bawah kulit terluar membutuhkan sangat banyak energi, lebih banyak dan energi kisi eksotermik yang dapat dihasilkan. Sebagai hasilnya, lepasnya elektron terhenti segera setelah munculnya inti gas mulia.

Untuk nonlogam, penambahan elektron ke kulit valensi dapat dalam bentuk eksotermik atau sedikit endotermik. Meskipun demikian, segera setelah kulit valensi terisi penuh, setiap elektron yang ditambahkan terpaksa harus memasuki kulit yang lebih tinggi berikutnya. Masuknya elektron ke kulit berikutnya ini juga membutuhkan energi yang sangat banyak, lebih banyak dari energi yang dapat dipenuhi oleh energi kisi. Sebagai hasilnya, unsur nonlogam tidak pemah mencapai elektron yang cukup yang dapat menjadi konfigurasi sempuma ns ²np⁶ konfigurasi ^"gas mulia".

Tendensi ion dari banyak unsur-unsur tertentu dapat memiliki konfigurasi gas mulia, dengan 8 elektron pada kulit terluar, merupakan dasar rumus oktet. Bila logom dan nonlogam dari golongan A bereaksi, senyawa ini cenderwig mengambil atau melepaskan elektron sampai ada delapan elektron pada kulit terluarnya. Seperti dapat kita lihat selanjutnya, rumus ini sangat bermanfaat dalam aplikasinya pada ikatan kovalen di antara atom-atom.

Kegagalan rumus oktet

Kecuali untuk logam pada golongan IA dan 11A dan aluminuim, rumus oktet tidak begitu tepat untuk kation. Bila unsur transisi atau unsur postransisi (unsur yang terletak di sebelah kanan deret unsur transisi, misalnya timah putih atau timah hitam) membentuk ion positif, konfigurasi elektron pada kulit terluar pada umumnya tidak sama dengan gas mulia.

Agar diingat kembali ion positif dibentuk dari suatu atom, elektron yang dilepas selalu dimulai dari kulit yang mempunyai nilai n terbesar. Ini berarti unsur transisi selalu kehilangan elektron dari subkulitnya yang terluar sebelum elektron lainnya lepas dari subkulit d yang terluar. Misalnya, ion seng, Zn²⁺, dibentuk dari atom seng yang kehilangan elektron 4s terluar

Zn (Ar 3d¹⁰4S²) à Zn²⁺ (Ar 3d¹⁰)+ 2e‑

Konfigurasi elektron ion Zn¹⁺ juga dapat ditulis kembali sebagai Zn²⁺ (Ne 3d¹⁰3p⁶3d¹⁰)

dan dapat kita lihat bahwa kulit terluarnya 3s'3p⁶3d¹⁰, tidak mempunyai konfigurasi seperti gas mulia yang pada umumnya, ns^lnp^l. Meskipun demikian hanya satu hal yang umumnya sama dengan konfigurasi gas mulia, yaitu semua subkulit pada kulit terluar lengkap. Karena kesamaan konfigurasi ini, konfigurasi ns'np'nd" disebut konfigurasi pseudogas-mulia.

Kebanyakan logam transisi dan post-transisi membentuk ion tanpa konfigurasi gas inulia maupun konfigurasi pseudo gas mulia. Sebagai contoh adalah besi, yang membentuk ion Fe" dan Fe". Tergantung dari situasi sekelilingnya, atom besi melepaskan elektron sampai dibutuhkan energi ekstra yang lebih besar untuk mengambil satu lagi elektron bila dibandingkan dengan energi kisi yang tersedia untuk melaksanakannya. Untuk besi, kadang-kadang menghasilkan Fe" kadangkadang Fe⁺³. (Meskipun kita mengerti mengapa hal ini terjadi pada unsur seperti besi, dengan anggapan apa yang akan terjadi pada setiap logam tertentu yang tidak mungkin terjadi, dengan demikian formula ion untuk unsur transisi hanya perlu dipelajari, seperti yang telah kita bicarakan pada Bab 4).

SIMBOL/LAMBANG LEWIS

Biasanya sangat berguna untuk menempatkan label pada kulit' valensi elektron dari atom, bila atom-atom ini bergabung membentuk ikatan kimia. Sistim untuk melengkapinya diperkenalkan oleh Gilbert N.Lewis (1875-1946), seorang ahli kimia Amerika yang sangat terkenal. Sistim yang menggunakan tanda khusus ini disebut Simbol Lewis.

Seperti terlihat pada Bal, sehclumnya. vatermi adalah istilah yang kadang-ka_ijang dikaitkan dengan ikatan kimia yang hiasanya iocrigganiharkan kemanipuan penihentukan ikatan khma suatu atorn.

Untuk menyusun simbol Lewis pada suatu unsur, kita tulis simbol atomnya dengan memberi sejumlah titik mengelilingi atomnya (atau X atau lingkaran dan sebagainya), setiap titik mewakili satu elektron yang ada pada kulit valensi atom tersebut. Misalnya hidrogen, yang mempunyai satu elektron dalam kulit valensinya, simbol Lewisnya menjadi H. Dengan demikian, setiap atom yang mempunyai satu elektron pada kulit terluarnya mempunyai simbo; Lewis yang sama. Kesamaan simbol ini termasuk setiap unsur yang ada pada Golongan IA dari susunan berkala, jadi adi unsur Li, Na, K, Rb, Cs dan Fr mempunyai simbol Lewis yang dapat ditulis secara. umum X^. (dimana X = Li, Na, dan seterusnya). Pada umumnya simbol Lewis untuk menggambarkan unsur dapat dilihat pada Tabel 8. 1.

Tabel 8.1 Simbol Lewis untuk unsur Golongan A

Golongan IA IIA IIIA IVA VA VIA VILA 0

Simbol X• -X• -X- - -X- - -X:

Pada umumnya jumlah elektron valensi suatu atom dan unsur tertentu sama dengan nomor golongan. Oleh sebab itu, dapat kita lihat bahwa nomor golongan juga sama dengan jumlah titik pada simbol Lewis. Hal ini berguna untuk mengingatnya, karena menuliskan simbol

digu- Lewis untuk suatu unsur sangat sederhana. Perhatikan Tabel 8. 1, jumlah

'Isi, elektron yang tidak berpasangan untuk atom-atom dalam Golongan IIA, IIIA IVA tidak mengilcuti perkiraan yang akan saudara tulis untuk konfigurasi elektronnya. Simbol Lewis ditulis dengan cara seperti ini, hanya untuk atom-atom yang membentuk ikatan, atom-atom ini berlaku seolah-olah mempunyai sejumlah elektron yang tidak berpasangan yang dapat dilihat pada simbol Lewis.

CONTOH 8.1 TULISKAN SIMBOL LEWIS UNTUK Sum ATOM

SOAL: Bagaimana simbol Lewis untuk germanium (Z = 32)?

PENYELESAIAN: Germanium berada pada Golongan IVA dan oleh sebab itu mempunyai empat elektron valensi. Simbol Lewisnya mempunyai empat titik yang kita susun simetris mengelilingi simbol kimianya

Simbol Lewis digunakan untuk menggambarkan ikatan kimia antara atom. Rumus kimia/formula yang kita tulis menggunakan simbol Lewis disebut struktur Lewis atau formula titik elektron. Formula ini sangat berguna untuk memperlihatkan ikatan kovalen, tetapi formula ini juga dapat digunakan pada diagram untuk memperlihatkan apa yang terjadi bila atom bergabung membentuk senyawa ion. Misalnya reaksi antara atom litium dengan fluor dapat dilihat sebagai berikut:

Tanda kurung pada fluor di sebelah kanan digunakan untuk menunjukkan keempat pasang elektronnya merupakan sifat khusus ion fluorida. Perhatikan dengan memindahkan satu elektron dari litium ke fluor, Wit valensi litium kosong dan ion fluorida diakhiri dengan simbol Lewis yang sama dengan gas mulia. Dengan'cara yang sama kita dapat juga membuat diagram reaksi pembentukan CaC1₂ dan L'20'

mendekat, elektron Is yang tinggal pada setiap atom tersebut mulai merasa ada gays tarik-menafik di antara kedua inti. Oleh sebab An kepadatan elektron mulai bergeser ke daerah di antara kedua inti, seperti terlihat pada Gambar 8.1.

Bila kita pelajari perubahan energi yang tedadi pada pembentukan ikatan, kita jumpai bahwa bila atom mendekat, maka energi mulai berkurang. Hal ini disebabkan oleh elektron yang mendekat ke inti positif atom lain, dimana elektronnya juga ditarik (ingat bagaimana energi potensial berubah antara partikel masing-masing saling tarikmenarik). Kurva energi untuk molekul dapat dilihat pada Gambar 8.2. Perhatikan bahwa pada jarak antara inti yang kecil, energi naik tajam. Hal ini disebabkan oleh penolakan di antara kedua inti. Jarak yang paling stabil (energi terendah) di antara kedua inti terjadi bila energi minimum. Pada titik ini daya tarik-menarik dan daya tolak-menolak dalam keadaan seimbang. Kedalaman minimum ini merupakan jumlah energi yang

hares disediakan untuk memisahkan atom-atom dan disebut energi ikatan. Jarak antara inti bila energi dalam keadaan minimum disebut panjang ikatan atau jarak ikatan.

Bila dua atom seperti hidrogen membagi bersama sepasang elektron, perputaran elektron menjadi sepasang. Hal ini merupakan aspek yang penting dari kreasi ikatan kovalen. Setiap atom H menyemputnakan kulit valensinya dengan mendapatkan bagian elektron dari atom lain. Kita dapat menunjukkan pembentukan H, menggunakan simbol Lewis, seperti

H-+H^. -+ H:H

dimana sepasang elektron dalam ikatan terlihat sebagai sepasang titik di antara dua atom H. Kadang-kadang digunakan garis sebagai pengganti sepasang titik, jadi molekul H₂ dapat ditulis sebagai H-11.

Sering kita jumpai merupakan suatu hal yang penting menghitung jumlah elektron kepunyaan masing-masing atom dalam molekul yang terikat bersama oleh ikatan kovalen. Untuk ^H2¹pasangan elektron dalam ikatan terbagi diantara kedua atom, jadi kita dapat menentukan kedua elektron sebagai milik kedua atom tersebut. Perhatikan, bahwa dengan pembentukan ikatan kovalen, kedua atom H dalam efek menghasilkan konfigurasi gas mulia

2 elektron

Ikatan kovalen kadang-kadang disebut ikatan pasangan elektron

Sate garis mewakili dua elektron dengan perputarannya yang berpasangan.

Jumlah ikatan kovalen yang dibentuk oleh suatu atom Bering mudah dihitung dengan cars menjumlah elektron yang dibutuhkan untuk mencapai konfigurasi gas mulia. Misalnya, atom karbon mempunyai empat elektron dalam kulit valensinya. Untuk mencapai konfigurasi gas mulia, biasanya dibutuh1kan melalui pembagian bersama (sharing) empat elektron tambahan. Oleh sebab itu, atom karbon biasanya membentuk empat ikatan kovalen dengan hidrogen.

REFERENSI :