TERMOKIMIA

TERMOKIMIA

Manfaat dari Termokimia
Manfaat positif dari termokimia, yaitu:
1)Dapat mempelajari suatu bentuk energi yang dibutuhkan oleh manusia untuk bergerak dalam bentuk energi kinetik dan tambahan-tambahan dalam melakukan proses fotosintesis yang membutuhkan eergi dari sinar matahari.
2)Dapat mempelajari suatu sistem atau bagian alam semasta yang menjadi objek penelitian serta lingkungan atau bagian alam semesta yang berinteraksi dengan satu sistem.
Manfaat negatif dari termokimia, yaitu: Semakin mempelajari energi dalam skala yang lebih besar, dapat menjadikan sumber kehancuran dunia. Contohnya mempelajari energi nuklir.

Materi Pembelajaran
A.Sistem dan lingkungan
Sistem adalah bagian dari alam yang dipelajari atau yang manjadi pokok perhatian dalam termokimia yang dipelajari, yaitu perubahan energinya.
Lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem, dengan apa sistem melakukan dan mengadakan pertukaran energi.

B.Energi
Energi adalah kapasitas atau kemampuan untuk melakukan kerja atau usaha. Energi hanya dapat diubah bentuknya dari bentuk yang satu dengan yang lainnya. Misalnya pada pembangkit tenaga uap, perubahan energi dimulai dari energi panas yang terbentuk di boiler berubah menjadi energi mekanik pada turbin, dan energi mekanik diubah menjadi energi listrik pada generator.
Bentuk energi antara lain:
1)Energi kimia atau energi potensial: adalah energi yang terismpan di dalam zat atau energi ikatan kimia antar atom.
Contohnya: energi dari gaya tarik antar molekul, energi dari gerakan transisi molekul dan energi bentuk lain yang terdapat di dalam zat.
2)Enegi listrik adalah bentuk energi mekanik.
Contohnya: energi mekanik pada turbin yang terbentuk dari energi panas yang diubah menjadi energi listrik pada generator dan penel solar mengubah energi matahari menjadi listrik.
3)Energi mekanik atau energi kinetik adalah suatu bentuk energi gerak.
Contohnya: manusia bergerak membutuhkan energi kinetik dan tumbuh-tumbuhan dalam melakukan proses fotosintesis membutuhkan energi dari sinar matahari.

C.Entalpi
Entalpi adalah jumlah total dari semua bentuk energi yang dipunyai terdapat dari suatu materi atau zat yang mempunyai isi kalor tertentu, dengan simbol (H) yang berasal dari bahasa Yunani: Enthalpein yang berarti menghangatkan.
Besarnya entalpi (H) dari suatu zat tidak dapat diukur, akan tetapi perubahan entalpi (∆H) yang dapat ditentukan, yaitu perubahan kalor yang terjadi dalam suatu reaksi kimia. Dengan demikian, besarnya entalpi dari suatu zat hanya bisa diketahui dari perubahannya.

D.Perubahan Entalpi (∆H)
Entalpi dari suatu materi tidak dapat dihitung, sedangkan yang dapat dihitung adalah perubahan entalpinya. Istilah perubahan entalpi merujuk pada perubahan kalor selama suatu proses yang dilakukan pada suatu tekanan yang konstan.

Ada dua macam perubahan entalpi, yaitu:
1)Reaksi eksoterm (penurunan entalpi)
Yaitu terjadi perubahan panas dari sistem ke lingkungan, sehingga suhu lingkungan akan naik, sehingga ∆H berharga negatif (-).
A= H dari pereaksi
B= H dari zat hasil
Hpereaksi > Hzat hasil atau HA > HB
Sehingga: ∆H = Hzat hasil - Hpereaksi
= HB - HA

2)Reaksi endoterm (kanaikan entalpi)
Yaitu perpindahan panas dari lingkungan kedalam sistem, sehingga suhu lengkungan akan turun, sehingga ∆H berharga pisotif (+)

Reaksi eksoterm
Terlihat bahwa kalor dibebaskan dalam reaksi yang ditunjukkan oleh produk / hasil reaksi yang mempunyai kalor / entalpi yang lebih rendah dari pada pereaksi.
Reaksi endoterm
Terlihat dari hasil reaksi yang mempunyai kalor yang lebih tinggi dari pada pereaksi.

E.Jenis-jenis perubahan entalpi standar (∆Ho)
Jenis perubahan entalpi yang dialami oleh suatu zat kimia bergantung pada jenis reaksi/perubahan yang terjadi pada zat kimia tersebut. Jadi, Perubahan entalpi standar adalah perubahan kalor yang terjadi pada suatu reaksi yang berlangsung pada keadaan standar, yaitu pada suhu 298 k ( 25 C) dan tekanan 1 atm.

1)Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo)
Yaitu perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat dari unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar 298 K dan 1 atm.

2)Entalpi penguraian standar (∆Hdo )
Yaitu perubahan entalpi dari suatu reaksi penguraian 1 mol zat menjadi unsur-unsurnya pada keadaan standar 298 K dan 1 atm.

3)Entalpi pembakaran standar (∆Hco)
Yaitu perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol zat dengan gas O2 membentuk zat hasil pada keadaan standar 298 K dan 1 atm.

F.Penentuan harga perubahan entalpi.
1)Perhitungan besarnya energi.
Penentuan besarnya energi tidak bisa dilakukan secara langsung, tetapi hanya bisa diukur perubahan suhu akibat adanya transfer energi.
q = kalor (energi)
m = massa air
c = kalor jenis air = 1 kalori/gramoC = 4,184 Joule /gram oC.
∆t = perubahan suhu = t2 – t1
C = kapasitas panas.
2) Kalorimetri
Yaitu proses pemgukuran kalor reaksi melalui percobaan dengan alat kalorimeter dengajn cara mengukur perubahan suhunya.
Rangkuman
1)Sistem adalah bagian dari alam yang dipelajari atau yang menjadi pokok dalam termokimia yang sedang dipelajari perubahan energinya.
2)Lingkungan adalah segala sesuatu di luar sistem, dengan apa sistem melakukan dan mengadakan pertukaran energi.
3)Energi adalah kapasitas atau kemampuan untuk melakukan kerja atau usaha.
4)Berdasarkan perpindahan panas, maka sifat reaksi terbagi atas:
­Reaksi eksoterm, yaitu reaksi terjadi karena perpindahan panas dari sistem ke lingkungan (energi dibebaskan).
Tanda ∆H < 0 (negatif) ­Reaksi endoterm, yaitu reaksi yang terjadi karena perpindahan panas dari lingkungan ke sistem. (energi diserap atau diperlukan). Tanda ∆H > 0 (positif)
5)Peruahan entalpi (∆H) standar adalah besarnya perubahan kalor yang terjadi pada suatu reaksi yang berlangsung pada keadaan standar, yaitu suhu 25oC (289oK) 1 atm.
-perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo) adalah besarnya kalor yang dilepaskan atau yang diserap pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya.
-Perubahan entalpi penguraian standar (∆Hdo) adalah besarnya kalor yang dilepaskan atau yang diserap pada pembentukan 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya.
-Perubahan entalpi pembakaran standar (∆Hco) adalah kalor yang dilepaskan (selalu eksoterm) pada perubahan 1 mol zat (unsur atau senyawa).
6)Kalori meter adalah alat untuk mengukur besarnya energi yang dilepaskan atau siserap suatu reaksi. Penentuannya dilakukan dengan cara mengukur perubahan suhu pada air.

Glosarium
1)Kalor adalah perpindahan energi yang terjadi akibat adanya perbedaan suhu.
2)Energi adalah kapasitas untuk melakukan kerja atau menghasilkan panas (kalor)
3)Entalpi (H) adalah perpindahan energi dalam bentuk kalor yang tersimpan dalam suatu sistem.
4)Eksoterm adalah perpindahan panas dari sistem ke lingkungan, sehingga suhu lingkungan akan naik.
5)Endoterm adalah perpindahan panas dari lingkungan ke dalam sistem, sehingga suhu lingkungan akan turun.

KESETIMBANGAN DALAM INDUSTRI

KESETIMBANGAN DALAM INDUSTRI

Banyak proses kimia dalam indusrti merupakan reaksi kesetimbamgan . Untuk memoeroleh hasil berkualitas tinggi dalam jumlah yang banyak dengan menggunakan proses yang efesien dan efektif . Pengetahuan tentang kesetimbangan kimia sangat dibutuhkan oleh beberapa industri kimia, misalnya industri pembuatan ammonia dan asam sulfat.

1.Peoses ammonia
Dari semua macam senyawa nitrogen, amonia adalah senyawa nitogen yang paling penting. Amonia merupakan salah satu senyawa dasar nitogen yang dapat direaksikan dengan berbagai senyawa yang berbeda selain proses pembuatan amonia yang sudah terbukti ekonomis dan efisiensinya yang sampai sekarang terus ditingkatkan. Sebagian besar amonia diperoleh dengan cara pembuatan sintetis di pabrik dan sebagian kecilnya diperoleh dari hasil samping suatu reaksi

Pembuatan ammonia terdieri dari enam tahap:
1.Pembuatan gas-gas pereaksi
2.Pemurnian
3.Kompresi
4.Reaksi katalik
5.Resikulasi

2.Proses asam sulfat
Asam sulfat secara besar-besaran dapat di hasilkan dengan proses kontak ,bahan yang dipakai adalah belerang murni yang di baker di udara dengan reaksi:
S(s)+O2(g) SO2(g)
SO2 yang terbentuk dioksidasi di udara dengan memakai katalisator . Reaksinya merupakan reaksi kesetimbangan.

2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)
Untuk mendapatkan SO3dalam jumlah besar ,dengan temperatur rendah dan tekanan tinggi,agar kesetimbamgan bergeser kearah SO3,reaksi baru dapat berlangsung pada temperature 4000C. Dengan katalis vanadium pentaoksida(V2O5),reaksi berlangsung dengan baik,yaitu 98% sempurna dan tidak memerlukan tekanan tinggi .
Belerang trioksida (SO3)dicampur dengan asam sulfat padat (H2SO4),sehingga diadsobsi oleh asam tersebutmembentuk asam pirosulfat (H2S2O7) yang disebut juga dengan oleum,dengan reaksi:

SO3(g)+H2SO4 H2S2O7(l)

Asam pirosulfat itu diubah menjadi asam sulfat dangan menambah kan air,dengan reaksi:
H2S2O7 (l)+H2O(l) 2H2SO4(l)
Asam yang dihasilkan dari proses itu adalah 100%.
Asasm sulfat merupakan bahan penting karena karena kegunaannya yang luas sepertin untuk industripupuk ,cat,rayon ,bahan peledak dan untuk berbagai bahan lainserta untuk pemurnian minyak bumi disanping digunakan untuk air aki.

•Sains
•Teknologi
•Lingkungan
Dampak positif : Dari hasil industri berupa pupuk dapat menghasilkan yang maksomal.
Dampak negatif : Pencemaran lingkungan akibat pembuangan limbah beracun /berbahaya.
•masyarakat
Dampak negative:
Kegiatan industri yang banyak mengeluarkanbahan pencenar ke lingkungn air oleh limbah domestic akibatnya kesehatan masyarakat terganggu,pencemaranfecal terhadap air minummenyebabkan penyakit yang telanh membunasakan penduduk kota.
Dampak positif:Dengan adanya kesetimbangan dalam industri melalui proses Haber- Bosch dan proses kontak industri dapat memper oleh hasil dalam jumlah banyak dan memiliki kualitas tinggi sehingga masyarakat dapat menikmati.

Ikatan Kimia dan Bentuk Molekul

Ikatan kimia terbentuk karena adanya gaya tarik kuat yang menyatukan atom-atom atau ion-ion. Ikatan yang terbentuk antara ion positif dan ion negative yang membentuk senyawa disebut ikatan ion, sedangkan ikatan yang terbentuk antara atom-atom dalam suatu molekul disebut ikataan kovalen.

Pada bagian ini pembahasan dititikberatkan pada pengaruh ikatan terhadap bentuk molekul, serta gaya-gaya yang bekerja antara molekul satu dengan molekul yang lainnya yang mempengaruhi sifat-sifat zat tersebut, terutama sifat fisis. Gaya yang bekerja antara molekul satu dengan molekul lainnya disebut gaya antar molekul.

1.Bentuk Molekul
Bentuk molekul menggambarkan kedudukan atom-atom di dalam suatu molekul, yaitu kedudukan atom-atom dalam ruang tiga dimensi dan besarnya sudut-sudut ikatan yang dibentuk dalam suatu molekul, serta ikatan yang terjadi pada molekul tersebut yang dibentuk oleh pasangan-pasangan elektron.

Teori Domain Elekton menjelaskan susunan elektron dalam suatu atom yang berikatan. Posisi elektron ini akan mempengaruhi bentuk geometri molekulnya dan bentuk geometri ini akan dijelaskan melalui teori VSEPR. Teori VSEPR agaknya lebih mudah untuk digunakan dalam menjelaskan bentuk molekul-molekul sederhana,sehingga pembahasan selanjutnya akan digunakan teori VSEPR ini. Menurut teori ini, meskipun kedudukan pasangan elektron dapat tersebar diantara atom-atom tersebut, tetapi secara umum terdapat pola dasar kedudukan pasangan-pasangan elektron akibat adanya gaya tolak-menolak yang terjadi antara pasangan elektron.

Teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)
Penggambaran bentuk molekul dengan bantuan VSEPR didasari oleh penggambaran struktur Lewis sebagai model 2 dimensi
Dalam teori VSEPR atom pusat akan menempatkan secara relatif grup (bisa berupa atom atau pasangan elektron) pada posisi tertentu
Prinsip dasarnya: masing-masing grup elektron valensi ditempatkan sejauh mungkin satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan.
Notasi yang dipakai: A = atom pusat, X = atom sekitar yang berikatan dan E = grup elektron valensi yang tidak berikatan (sunyi)
Atom-atom dalam berikatan untuk membentuk molekul melibatkan alektron-elektron pada kulit terluar. Ikatannya terbentuk karena pemakaian bersama pasangan elektron (ikatan kovalen). Oleh sebab itu bentuk molekul ditentukan oleh kedudukan pasangan-pasangan elektron tersebut.
Di dalam molekul senyawa umumnya terdapat atom yang dianggap sebagai atom pusat. Misalnya pada senyawa H2O sebagai atom pusat adalah atom oksigen dan pada molekul PCl3 atom fosforus sebagai atom pusatnya. Pasangan elektron yang berada pada di sekitar atom pusatnya dapat dibedakan menjadi dua,yakni pasangan elektron ikatan (p.e.i) dan pasangan elektron bebas (p.e.b). Pasangan elektron bebas mempunyai gaya tolak yang lebih besar dari pada pasangan elektron ikatan. Hal itu terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom sehingga gerakannya lebih leluasa. Urutan kekuatan tolak-menolak di antara pasangan elektron adalah sebagai berikut :
Tolakan antar pasangan elektron bebas > tolakan antara pasangan elektron bebas dengan pasangan elektron ikatan > tolakan antara pasangan elektron ikatan.
Pasangan-pasangan elektron dalam suatu molekul akan menempatkan diri, sehingga gaya tolak-menolak pasangan elektron itu serendah mungkin. Agar kedudukan pasangan elektron tersebut menghasilkan gaya tolak-menolak yang paling rendah, maka pasangan elektron tersebut akan berada pada jarak yang saling berjauhan satu sama lain. Berdasarkan hal tersebut, kedudukan pasangan-pasangan elektron mempunyai pola dasar sebagai berikut :
a.Linier
Dalam molekul linier, atom-atom tertata pada suatu garis lurus. Sudut yang dibentuk oleh dua ikatan ke arah atom pusat akan saling membentuk sudut 180o. sudut itu disebut sudut ikatan. Contoh molekul yang berbentuk linier adalah BeCl2.

b.Segitiga Planar
Atom-atom dalam molekul berbentuk segitiga tertata dalam bidang datar,tiga aton akan berada pada titik sudut segitiga sama sisi dan dipusat segitiga terdapat atom pusat. Sudut ikatan antara atom yang mengelilingi atom pusat membentuk sudut 120o. Contoh molekul segitiga sama sisi adalah BCl3.
c.Tetrahedron
Atom-atom dalam molekul yang berbentuk tetrahedron akan berada dalam suatu ruang piramida segitiga dengan keempat bidang permukaan segitiga sama sisi. Atom pusat terletak pada pusat tetrahedron dan keempat atom lain akan berada pada keempat titik sudut yang mempunyai sudut ikatan 109,5o. Contoh molekul tetrahedron adalah CH4.
d.Trigonal Bipiramida
Dalam molekul trigonal bipiramidal atom pusat terdapat pada bidang sekutu dari dua buah limas segitiga yang saling berhimpit, sedangkan kelima atom yang mengelilinginya akan berada pada sudut-sudut limas segitiga yang dibentuk. Sudut ikatan masing-masing atom tidak sama, antara setiap ikatan yang terletak pada bidang segitiga mempunyai sudut 120o, sedangkan antara sudut bidang datar ini dengan dua ikatan yang vertikal akan bersudut 90o. Contoh molekul yang mempunyai bentuk trigonal bipiramidal adalah PCl5.
e.Oktahedron
Oktahedron adalah suatu bentuk yang terjadi dari dua buah limas alas segi empat, dengan bidang alasnya saling berhimpit, sehingga membentuk delapan bidang segitiga. Pada molekul yang berbentuk octahedron atom pusatnya berada pada pada pusat bidang segiempat dari dua limas yang berhimpit tersebut, sedang enam atom yang mengelilinginya akan berada pada sudut-sudut limas tersebut. Sudut ikatan yang dibentuk 90o. Contoh molekul yang mempunyai bentuk oktahesron adalah SF6.

Untuk memberikan gambaran yang lebih jelas tentang bentuk-bentuk molekul, kita dapat membayangkan bentuk-bentuk molekul sebagai berikut :
Bentuk molekul Linear diumpamakan seperti garis lurus. Bentuk molekul segitiga sama sisi, atom pusat terletak pada pusat diagonal sisi-sisi segitiga, Sedangkan atom yang berikatan dengan atom pusat terletak pada sudut-sudut segitiga. Bentuk molekul tetrahedron dapat dibayangkan seperti limas yang alasnya berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas.
Bentuk molekul bipiramidal trigonal dapat Anda bayangkan seperti dua buah tetrahedron yang ditumpuk, satu menghadap ke atas sedangkan yang lain menghadap ke bawah. Dan bentuk molekul oktahedron dapat dibayangkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah.
Kegiatan 1.
Bentuk Molekul Tetrahedron dan Oktahedron
Bentuk molekul tetrahedron digambarkan seperti sebuah limas yang alasnya berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas. Sedangkan molekul oktahedron digambarkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah.
Alat dan bahan :
a.Kawat
b.Bola pimpong
c.Gunting
Cara kerja :
1.Membuat limas segitiga (tetrahedron)
a.Siapkanlah :
1.Potonglah 3 buah kawat A cm untuk alas
2.Potonglah 3 buah kawat B cm untuk sisi miring
3.Potonglah 3 buah kawat C cm untuk diagonal ruang
4.Bola pimpong 1 buah
b.Satukanlah kawat A menjadi bentuk segitiga sama sisi sebagai alas
c.Ikatkanlah kawat B pada masing-masing sudut alas segitiga dan hubungkanlah ujung kawat B yang lainnya ke atas dan satukanlah, sehingga membentuk limas
d.Ikatkanlah bola pimpong dan satu buah kawat C dan letakkan bola pimpong yang terikat dengan kawat dengan ujung puncak limas, 1/3 dari alas segitiga
e.Ikatkanlah sudut-sudut alas segitiga dengan bola pimpong

2.Membuat limas segiempat (Oktahedron)
a.Siapkanlah :
1.Potonglah 4 buah kawat A cm untuk alas
2.Potonglah 4 buah kawat B cm untuk sisi miring
3.Potonglah 4 buah kawat C cm untuk diagonal ruang
4.Bola pimpong 1 buah
b.Satukanlah kawat A menjadi bentuk segiempat sama sisi sebagai alas
c.Ikatkanlah kawat B pada masing-masing sudut alas segitiga dan hubungkanlah ujung kawat B yang lainnya ke atas dan jadikan satu, sehingga membentuk limas
d.Ikatkanlah bola pimpong dan satu ubuah kawat C dan letakkan bola pimpong yang terikat dengan kawat dengan ujung puncak limas, 1/4 dari alas segiempat
e.Ikatkanlah sudut-sudut alas segiempat dengan bola pimpong
Jika digambarkan sebagai berikut :
Seperti contoh jika semua sudut limas mengikat atom lain, maka bentuk molekul seperti pada kegiatan 1 yang telah dibuat. Tetapi bila salah satu sudut limas tidak mengikat atom lain dan merupakan elektron bebas maka terjadi perubahan sudut antar atom yang berikatan. Perhatikan gambar berikut untuk membedakan sudut ikatan pada molekul CH4, NH3, dan H2O.

Fakta ini menunjukkan bahwa tolakan pasangan elektron berikatan dalam orbital ikatan lebih kecil daripada orbital pasangan elektron bebas. Dengan adanya pasangan elektron bebas inilah, maka bentuk molekul dari atom-atom yang berikatan tidak sama dengan bentuk geometri yang merupakan susunan ruang elektron .
2.Merumuskan Bentuk Molekul
Tipe molekul merupakan suatu notasi yang menyatakan jumlah pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat dari suatu molekul, baik elektron bebas maupun elektron ikatan. Tipe molekul ditentukan dengan cara berikut :
Atom pusat dinyatakan dengan lambang A. atom ini melambangkan atom yang mengikat beberapa atom pendatang
Setiap pasangan elektron ikatan dinyatakan dengan X
Setiap pasangan elektron bebas dinyatakan dengan E
Contoh : molekul IF3 yang terdiri dari 3 pasangan elektron ikat dan 2 elektron bebas dirumuskan sebagai AX3E2.
Tipe molekul dapat ditentukan dengan langkah-langkah sebagai berikut :
a)Senyawa Biner Berikatan Tunggal
Jika atom pusat hanya berikatan tunggal, maka setiap ikatan hanya menggunakan satu elektron dari atom pusat. Dengan demikian, jumlah pasangan elektron bebas (E) sesuai dengan rumus berikut :
EV = jumlah elektron valensi atom pusat
X = jumlah pasangan elektron ikatan
E = jumlah pasangan elektron bebas

Dengan demikian, tipe molekul dapat ditentukan dengan urutan sebagai berikut :
1.Tentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV )
2.Tentukan jumlah pasangan elektron ikatan ( X )
3.Tentukan jumlah pasangan elektron bebas
Contoh :
Menentukan tipe molekul air (H2O)
Jumlah elektron valensi atom pusat (oksigen) = 6
Jumlah pasangan elektron ikatan (X) = 2
Jumlah pasangan elektron bebas (E) = ( 6 – 2 ) : 2 = 2
Tipe molekulnya adalah AX2E2.
b)Senyawa Biner Berikatan Rangkap atau Ikatan Kovalen Koordinat
Jika atom pusat membentuk ikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinat, maka tiap ikatan akan menggunakan 2 elektron valensi dari atom pusatnya.
Dengan demikian, jumlah pasangan elektron bebas akan sesuai dengan rumus :

Contoh :
Menentukan tipe molekul belerang trioksida (SO3)
Ikatan antara atom belerang dengan atom oksigen dalam SO3 merupakan ikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinat.
Jumlah elektron valensi atom pusat = 6
Jumlah pasangan elektron ikatan (X) = 3, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat 3 x 6 = 6
Jumlah pasangan elektron bebas (E) = ( 6 – 6 ) : 2 = 0
Tipe molekulnya adalah AX3
3.Cara Meramalkan Bentuk Molekul
Untuk meramalkan bentuk molekul pertama-tama harus diketahui terlebih dahulu jumlah pasangan-pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat seperti yang telah dijelaskan di atas dan juga dapat dengan menggambar runus titik elektronnya.
Perhatikan langkah berikut :
a. Buatlah struktur Lewis
b. Tentukan pasangan elektron berikatan pada atom pusat
c. Tentukanlah pasangan elektron bebas pada atom pusat
d. Tentukanlah bentuk molekulnya
Contoh :
1. Bentuk molekul CCl4
Konfigurasi elektron
6C = 2 4
17Cl = 2 8 7
Elektron Valensi C = 4 Cl = 7
Jumlah elektron valensi
(1 x 4) + (4 x 7) = 32 buah
Jumlah Pasangan Elektron Valensi (PEV) = 32 = 16 pasang
Pasangan Elektron Berikatan (PEI) = 4 pasang
Pasangan Elektron Bebas (PEB) = 16 – 4 = 12 pasang
Disebarkan sekitar atom pusat secara merata sehingga memenuhi kaidah oktet, jika masih ada sisa letakkan pada atom pusat
Struktur Lewis :
Atom C sebagai atom pusat, atom Cl yang mengelilingi atom C

Perhatikan pasangan elektron pada atom pusat
Pasangan elektron atom pusat = 4
Pasangan elektron atom berikatan = 4
Pasangan elektron atom bebas = 0
Sehingga susunan ruang elektronnya :Tetrahedron.
Bentuk molekulnya : Tetrahedral
2. Bentuk molekul H2O
Konfigurasi elektron
1H = 1
8O = 2 6
Elektron Valensi H = 1 dan O = 6
Jumlah elektron Valensi (1 x 1) + (2 x 6) = 8
PEV = = 4 pasang.
PEI = 2 pasang
PEB = 4 – 2 = 2 pasang
Struktur Lewis
Jumlah pasangan elektron pada atom pusat = 4 pasang
Jumlah pasangan elektron berikatan = 2 pasang
Jumlah pasangan elektron bebas = 2 pasang
Susunan ruang elektronnya = Tetrahedron
Bentuk molekulnya = Huruf V

4.Bentuk Molekul dan Hibridisasi
Ikatan kimia melibatkan elektron-elektron valensi, dimana elektron-elektron tersebut berada pada orbital-orbital dengan bentuk tertentu. Pada molekul CH4, ikatan terjadi karena terbentuknya pasangan elektron antara elektron yang terdapat pada orbital s atom H dengan elektron yang terdapat pada orbital p atom C. Bentuk orbital s seperti bola dan bentuk orbital p seperti dumbbell. Sedangkan bentuk molekul CH4 adalah tetrahedron. Bagaimana bentuk tetrahedron dari pasangan elektron orbital s yang berbentuik bola dan elektron orbital p yang berbentuk dumbbell dapat terjadi ? salah satu pendekatan yang dapat digunakan untuk menjelaskan pertanyaan tersebut adalah konsep hibridisasi orbital.
Menurut Linus Pauling, orbital-orbital pada elektron valensi dapat membentuk orbital campuran atau orbital hibrida. Dengan menggunakan konsep hibridisasi orbital, keterkaitan antara bentuk orbital dengan bentuk molekul dapat dijelaskan. Bila dalam suatu atom, beberapa orbital yang tingkat energinya berbeda (tidak ekivalen) bergabung membentuk orbital baru dengan energi yang setingkat guna membentuk ikatan kovalen, maka orbital gabungan tersebut dinamakan orbital hibrida. Peristiwa pembentukan orbital hibrida yang dilakukan oleh suatu atom (biasanya atom pusat) disebut proses hibridisasi.
a.Hibridisasi sp
Menurut Teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) atau teori tolakan pasangan elektron, bentuk molekul BeCl2 adalah linier. Bagaimana bentuk molekul tersebut dapat dijelaskan dan dikaitkan dengan konsep orbital hibrida? Bila diamati lebih lanjut, elektron atom Be dan elektron atom Cl yang belum berpasangan merupakan elektron pada subkulit p yang mempunyai bentuk orbital seperti dumbbell. Atom pusat dari molekul BeCl2 adalah atom Be yang mempunyai konfigurasi electron Be4 : 1s2 2s2 2p0.Diagram orbital elektron valensi Be pada keadaan dasar (ground state) dapat digambarkan :
_ _ _ _
Karena orbital 2s sudah berpasangan, ia tidak mungkin akan membentuk pasangan elektron dengan elektro dari atom Cl, sehingga elektron pada 2s harus tidak berpasangan agar dapat membentuk pasangan dengan elektron dari atom Cl. Untuk itu, elektron dari 2s mengalami promosi ke orbital 2p.
_ _ _ _

Elektron–elektron tersebut selanjutnya membentuk pasangan elektron dengan elektron atom Cl yang terjadi pada orbital 2s dan 2p, yang membentuk orbital baru yang disebut orbital hibrida sp.
_ _ _ _

: elektron dari atom Be
: elektron dari atom Cl
Kedua orbital hibrida tersebut mempunyai arah orientasi yang berlawanan,sehingga terjadilah bentuk molekul linier.
b.Hibridisasi sp2
Hibridisasi sp2 terjadi apanbila orbital s membentuk orbital hibrda dengan dua buah orbital p. berdasarkan VSEPR, molekul BF3 berbentuk segitiga datar (trigonal planar). Hibridisasi yang terjadi pada BF3 dapat dijelaskan sebagai berikut :
Elektron valensi atom boron adalah 5, sehingga konvigurasi elektronnya: 1s2 2s2 2p1. diagram elektron valensi :
_ _ _ _
Oeh karena elektron pada orbital 2s sudah berpasangan, maka agar dapat membentuk ikatan, sebuah elektron dari orbital 2s tersebut harus promosi ke orbital 2p yang masih kosong.
_ _ _ _
Maka orbital hibrida dari satu s dan dua orbital p adalah membentuk orbital hibrida sp2 yang tingkat energinya sama.
_ _ _ _
Selanjutnya orbital hibrida yang belum berpasangan ini, akan berpasangan dengan elektron dari 3 atom F yang berada di orbital sp2.
_ _ _ _

: elektron dari atom B
: elektron dari atom F
Tiga orbital hasil hibridisasi tersebut mempunyai arah orientasi pada tiga arah yang saling berlawanan, sehingga membentuk ruang segitiga sama sisi (trigonal planar).
c.Hibridisasi sp3
Hibridisasi sp3 terjadi apabila sebuah orbital membentuk orbital hibrida dengan orbital p. berdasarkan teori VSEPR, molekul CH4 mempunyai bentuk tetrahedron. Proses hibrisdisasi yang terjadi pada CH4 adalah sebagai berikut :
Atom C dengan nomor atom 6 mempunyai konfigurasi elektron ; 1s2 2s2 2p4 dan diagram elektron valensi :
_ _ _ _

Untuk membentuk molekul CH4, keempat elektron valensi atom karbon harus membentuk pasangan elektron dengan elektron-elektron dari keempat atom hidrogen yang diikatnya. Karena sudah berpasangan, elektron pada orbital 2s tidak mungkin digunakan untuk berpasangan dengan elektron atom hidrogen. Oleh karena itu, sebuah elektron dari orbital 2s tersebut harus dipromosikan ke orbital 2p.
_ _ _ _
Dengan dipromosikannya, masing-masing elektron akan membentuk pasangan elektron bersama dengan 4 elektron dari keempat atom hidrogen. Bila ditinjau secara teoritis, tingkat energi keempat pasangan pasangan elektron tidaklah sama. Namun dalam pengamatan spektrum menunjukkan bahwa keempat ikatan pada CH4 adalah identik. Ini berarti tingkat energi keempat pasang elektron tersebut setingkat. Oleh karena itu, dapat disimpulkan bahwa orbital yang terjadi pada ikatan CH4 terbentuk dari sebuah atom s dan tiga orbital p membentuk orbital sp3 yang tingkat energinya sama.
_ _ _ _
Selanjutnya orbital hibrida yang belum berpasangan ini, akan berpasangan dengan elektron–elektron dari keempat atom H yang berada di orbital sp3.
_ _ _ _
: elektron dari atom C
: elektron dari atom F
Empat orbital hasil hibridisasi sp3 tersebut mempunyai arah orientasi pada empat ruang yang dibatasi oleh empat bidang atau tetrahedron.
d.Hibridisasi orbital s, orbital p, dan orbital d.
Dalam membentuk orbital hibrida beberapa olekul senyawa dari unsure-unsur periode ketiga tidak hanya melibatkan orbital s dan orbital p saja, namun juga orbital d. seperti contoh SF6 yang membentuk molekul octahedron. Atom belerang dengan nomar atom 16 (sebagai atom pusat) mempunyai konfigurasi electron : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d0 dan mempunyai diagram oirbital valensi :
_ _ _ _ _ _ _ _ _
Untuk dapat mengikat 6 atom F, atom s harus mempunyai 6 elektron yang tidak berpasangan, sehingga electron dari orbital 3s dan 3p yang sudah berpasangan dipromosikan ke orbital 3d.
_ _ _ _ _ _ _ _ _
Orbital-orbital yang terisi electron ini selanjutnya membentuk orbital hibrida dan digunakan dengan electron dari atom F. orbital hibrida yang terjadi dibentuk dari sebuah orbital s, tiga buah orbital p, dan dua buah orbital d. orbital hibrida yang terbentuk adalah sp3d2.
_ _ _ _ _ _ _ _ _
: elektron dari atom S
: elektron dari atom F
Bentuk orbital hibrida adalah octahedron, yaitu bangun berisi 8 bi9dang yang beraturan.

5.Molekul Polar dan Non Polar
Salah satu pengaruh bentuk molekul terhadap sifat zat adalah pada sifat kepolaran molekul. Suatu molekul dikatakan bersifat nonpolar jika distribusi rapatan electron dalm molekul tersebar secara merata. Dean sebaliknya molekul dikatakan polar jika distribusi rapatan electron tersebar secara tidak merata, sehingga adadi salah satu bagian molekul yang distribusi rapatan elekltronnya lebih besar sementara sisi lainnya lebih rendah. Sisi yang rapatannya lebih besar menjadi lebih negative, sedangkan sisi lainnya menjadi lebih positif. Dengan kata lain molekul polar mempunyai dwi kutub karena pusat muatan atau dipole positif terpisah dari pusat muatan atau dipole negatif. Suatu molekul bersifat polar jika memenuhi dua syarat berikut :
a.Ikatan dalam molekul bersifat polar. Secara umum, ikatan antar atom yang berbeda dapat dianggap polar.
b.Bentuk molekul tidak simetris, sehingga pusat muatan positif tidak berimpit dengan pusat muatan negatif.
Molekul diatomic yang terdiri dari dua atom yang sama seperti contoh H2, CL2, dan O2 bersifat nonpolar. Sementara itu molekul diatomic yang terdiri dari dua atom yang berbeda keelektronegatifannya bersifat polar. Seperti contoh HCl.
Perhatikanlah contoh berikut :


Molekul senyawa yang terdiri dari tiga atom atau lebih seperti H2O dan CCl4 kepolarannya dapat diperkirakan dari bentuk molekulnya. Berikut Contoh meramalkan kepolaran molekul :


a.Meramalkan kepolaran H2O
Bentuk molekul H2O adalah bentuk V atau bengkok. Keelektronegatifan atom Orang tua lebih besar dari pada keelektronegatifan atom H maka ikatan antara O-H adalah polar. Oleh karena kedua ikatan O-H yang berbentuk V mengarah ke pusat Orang tua maka menghasilkan momen dipole yang lebih besar dari nol sehingga molekul H2O adalah polar.
b.Meramalkan kepolaran CCl4
Bentuk molekul CCl4 adalah tetrahedral. Keelektronegatifan atom klor lebih besar dari p[ada keelektronegatifan atom karbon, maka ikatan C-Cl adalah polar. Keempat ikatan C-Cl yang polar tersusun dalam bentuk tetrahedral sehingga akan menghasilkan momen dipole sama dengan nol. Maka molekul CCl4 bersifat nonpolar.
c.Meramalkan kepolaran BeCl2
Bentuk molekul BeCl2 adalah linear. Atom Cl lebih elektronegatif dari atom Be. Maka ikatan antara Be-Cl adalah polar.

Harga vector kedua ikatan antara Be-Cl adalah sama, tetapi arahnya berlawanan. Hal tersebut menghasilkan jumlah harga momen dipole sama dengan nol maka molekul BeCl2 dalah nonpolar.


6.Gaya Antar Molekul
Molekul kovalen dibedakan menjadi molekul polar dan molekul non polar. Molekul non polar adalah molekul dimana elektron-elektronnya tersebar merata sehingga tidak memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif dalam molekulnya. Hal ini terjadi pada molekul-molekul yang berbentuk simetris, seperti molekul H2, O2, N2, CCl4, dan CO2.
Molekul polar adalah molekul yang memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif yang disebut dipol (dua polar) dalam molekulnya. Dipol terjadi karena perbedaan sifat keelektronegatifan antara dua atom yang berikatan sehingga penyebaran elektron dalam molekul tidak merata, misalnya molekul HF, HCl, HI, NH3, dan H2O. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan, maka semakin polar molekul tersebut.
Kepolaran suatu molekul dapat diketahui dari harga momen dipolnya. Momen dipol adalah hasil kali muatan dan jarak antara kedua atom yang berikatan, yang dirumuskan sebagai:
µ = q x d
Di mana, µ = momen dipol (Debye)
q = muatan (ses)
d = jarak (Ao)
Semakin besar harga momen dipol, maka semakin polar molekul tersebut. Molekul non polar memiliki momen dipol nol.

Antar molekul kovalen terdapat gaya yang bekerja untuk mengikat molekul-molekul, ini disebut gaya antarmolekul. Gaya ini akan bekerja efektif bila jarak antarmolekul sudah sangat dekat, sehingga bila molekul-molekul gas dikompresi dan didinginkan dan jarak antar molekul tersebut menjadi sangat dekat maka molekul-molekul gas tersebut akan segera berubah menjadi zat cair. Jika jarak antar molekul tersebut semakin dekat, maka gaya antar molekul tersebut akan semakin kuat dan dapat menjadikan zat cair tersebut membeku menjadi padat.
Satu molekul dapat melepaskan diri dari tetangganya jika memiliki energi yang dapat mengalahkan gaya tarik antar molekulnya. Makin kuat ikatan antar molekulnya, makin besar energi yang dibutuhkan untuk mengalahkan gaya antar molekul itu. Hal itu berarti, titik didihnya makin tinggi. Dari sini terlihat ada hubungan gaya tarik antar molekul dengan sifat fisis zat, misalnya titik didih, titik cair, tekanan uap, dan kelarutan.
a.Gaya Van der Walls
Gaya Van Der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol.
Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini.
Gas mempunyai sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls.
Van der walls (1873) mengenali adanya gaya tarik dan gaya tolak yang lemah di antara molekul-molekul gas dan menjadikannya alasan adanya penyimpangan dari rumus:
PV = n RT.
Gaya Van der walls sangat lemah jika dibandingkan gaya ikatan antar atom (ikatan ion dan ikatan kovalen). Untuk memutuskan gaya tersebut diperlukan energi sekitar 0,4 – 40 kJ mol-1, sedangkan untuk ikatan kovalen diperlukan sekitar 400 kJ mol-1. Gaya van der walls ini bekerja bila jarak antarmolekul sudah sangat dekat, tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antar atom. Misalnya, pada suhu -160°C molekul Cl2 akan mengkristal dalam lapisan-lapisan tipis, dan gaya yang bekerja untuk menahan lapisan-lapisan tersebut adalah gaya van der walls.
Gaya antarmolekul yang berperan dalam terjadinya gaya van der walls, yaitu gaya dipol-dipol, gaya imbas, dan gaya dispersi (gaya London).
1.Gaya Dipol-Dipol
Gaya dipol-dipol terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar.

Antaraksi antara kutub positif dari satu molekul dengan kutub negatif dari molekul yang lain akan menimbulkan gaya tarik-menarik yang relatif lemah. Kekuatan gaya dipol-dipol ini akan semakin besar bila molekul-molekul tersebut mengalami penataan dengan ujung negatif dari molekul yang lain. Misalnya, pada molekul-molekul HCl.

Gaya antar dipol terjadi antara molekul-molekul dipol atau polar, seperti H2O, HCl, dan C2H5OH. Gaya antar dipol ini tidak sekuat gaya antar molekul ionik tetapi cukup berarti untuk menaikkan titik didih dipol-dipol ini dibandingkan dengan molekul lain yang massa molekulnya hampir sama. Contohnya adalah dipol H2O dibandingkan dengan CH4 yang non polar.

Gambar 3. Molekul tri atom polar dan non polar
Arah vektor menuju ke atom yang lebih elektronegatif ujung plus menunjukkan ke atom yang kurang elektronegatif. Gaya tarik antar dua molekul polar disebut Gaya tarik dipol-dipol. Tarikan ini lebih kuat dari pada tarikan antara molekul-molekul non polar.
2.Gaya Imbas
Suatu molekul polar mempunyai dipol permanen. Dipol permanen ini menginduksi (mengimbas) awan elektron molekul non polar sehingga terbentuk dipol terinduksi (terimbas).

Gaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantar aksi dengan molekul dipol sesaat. Adanya molekul-molekul polar dengan dipol permanen akan menyebabkan imbasan dari kutub molekul polar kepada molekul non polar, sehingga elektron-elektron dari molekul non polar tersebut mengumpul pada salah satu sisi molekul (terdorong atau tertarik), yang menimbulkan terjadinya dipol sesaat pada molekul non polar tersebut.

Terjadinya dipol sesaat akan berakibat adanya gaya tarik-menarik antardipol tersebut yang menghasilkan gaya imbas.


3.Gaya Dispersi (gaya London)
Seorang ahli fisika dari Jerman Fritz London, tahun 1930 menguraikan terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat yang kemudian dikenal Gaya London. Terjadinya tarikan antar elektron satu molekul dan inti molekul yang lain dapat dibayangkan sebagai akibat menggesernya posisi atau getaran (Vibrasi) elektron dan inti-inti itu. Suatu getaran dalam sebuah molekul mengimbas (menginduksi) suatu geseran elektron-elektron suatu molekul yang disebelahnya.

Gaya London atau gaya dispersi ini terjadi pada setiap molekul maupun zat ionik, hanya pada senyawa ionik tidak begitu besar pengaruhnya. Akan tetapi, pada molekul-molekul kovalen non polar gaya dispersi sangat besar pengaruhnya.

Menurut London terjadinya gaya dispersi pada molekul non polar akibat adanya pergerakan elektron mengelilingi inti secara acak, sehingga pada suatu saat elektron-elektron tersebut akan mengumpul pada salah satu sisi atom molekul. Pengumpulan elektron pada salah satu sisi atom molekul ini mengakibatkan terjadinya dipol. Pada sisi yang banyak elektron tersebut menjadi bermuatan negatif, sedangkan pada sisi yang lain terjadi kutub positif. Dipol yang terjadi ini akan menghilang atau berganti tempat (sisi) seiring dengan terus berputarnya elektron. Oleh karena sifatnya yang hanya sesaat maka disebut derngan dipol sesaat.
Semakin banyaknya elektron dalam atom atau molekul akan memperbesar gaya tarik dispersi, sehingga kekuatan gaya intermolekuler inilah yang menentukan titik leleh dan titik didih suatui senyawa. Semakin kuat gaya intermolekuler semakin tinggi titik leleh maupun titik didihnya.
Bentuk molekul juga yang menentukan kekuatan gaya dispersi. Molekul yang kompak atau mampat hanya akan mengalami sedikit pergeseran muatan, sedangkan molekul memanjang akan mengalami pergeseran yang lebih besar sehingga mempunyai titik didih yang lebih tinggi.
Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C4H10, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang.

Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek 2-metilpropan.
Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl3, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan daya tarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya.
Dilain pihak, tetraklorometan, CCl4, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - ini pada semua arah. CCl4 hanya bergantung pada gaya dispersi. Karena itu yang memiliki titik didih yang lebih tinggi adalah CCl4 tentunya, karena CCl4 molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol.
Dari tabel dapat dilihat bahwa HI memiliki titik didih yang lebih tinggi daripada HCl sehingga lebih polar dari HI. Massa molekul relatif HI lebih besar daripada HCl sehingga titik didih HI lebih tinggi dari HCl. Hal ini menunjukkan bahwa Gaya London lebih dapat digunakan dalam membandingkan sifat zat dengan massa molekul relatif yang jauh berbeda.
b.Ikatan Hidrogen
Ikatan hidrogen merupakan gaya lemah antar molekul yang menghubungkan antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif pada molekul lain. Gaya ikatan hidrogen ini relatif lebih kuat daripada ikatan van der Walls, dan berbeda dengan gaya van der walls sebab ikatan hidrogen mempunyai arah yang jelas.
Kutub positif pada arah kedudukan atom H berikatan dengan kutub negatif pada arah kedudukan atom yang memiliki keelektronegatifan besar, seperti florin, oksigen, dan nitrogen dalam molekul HF,H2O, dan NH3.

Tarikan antar molekul yang luar biasa kuatnya, dapat terjadi antara molekul-molekul, jika satu molekul mempunyai sebuah atom hidrogen yang terikat pada sebuah atom berelektronegativitas besar, dan molekul sebelahnya mempunyai sebuah atom berelektronegativitas tinggi yang mempunyai sepasang elektron menyendiri.
Inti hidrogen, yakni proton ditarik oleh sepasang elektron yang bersebelahan bolak-balik antara kedua atom tersebut. Tarikan antara dua molekul yang menggunakan bersama-sama sebuah proton disebut Ikatan Hidrogen.
Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Contohnya pada ikatan antara dua molekul air,

Ikatan hidrogen memiliki kekuatan sepersepuluh rata-rata ikatan kovalen, dan secara konstan diputushubungkan pada molekul air. Tiap molekul air dapat berpotensi membentuk empat ikatan hidrogen dengan molekul air disekelilingnya. Terdapat jumlah hidrogen + yang pasti dan pasangan mandiri karena itu tiap masing-masing molekul air dapat terlibat dalam ikatan hidrogen.
Hal inilah yang menjadi sebab kenapa titik didih air lebih tinggi dibandingkan amonia atau hidrogen fluorida. Pada kasus amonia, jumlah ikatan hidrogen dibatasi oleh fakta bahwa tiap atom nitrogen hanya mempunyai satu pasang elektron mandiri. Pada golongan molekul amonia, tidak terdapat cukup pasangan mandiri untuk mengelilinginya untuk memuaskan semua hidrogen.
Pada hidrogen fluorida, masalah yang muncul adalah kekurangan hidrogen. Pada molekul air, hal itu terpenuhi dengan baik. Air dapat digambarkan sebagai sistem ikatan hidrogen yang sempurna.
Contoh soal 2:
Apakah Ikatan Hidrogen dapat mempengaruhi titik didih propana dan etanol?
Ya, dapat mempengaruhi karena Etanol memiliki titik didih yang sangat tinggi dibandingkan dengan propana walaupun massa molekul relatif (Mr) keduanya tidak jauh berbeda. Hal ini terjadi karena dalam molekul etanol terdapat ikatan hidrogen sedangkan propana tidak. Perhatikan rumus struktur etanol dan propana berikut ini :

Ikatan hidrogen dapat terjadi inter molekul dan intra molekul. Jika Ikatan hidrogen terjadi diantara molekul-molekul yang berbeda maka disebut ikatan hidrogen intermolekul atau antar molekul seperti senyawa 1,4 – dihidroksi benzena. Sedangkan bila ikatan hidrogen terjadi antara atom-atom dalam molekul yang sama maka disebut ikatan hidrogen intramolekul atau didalam molekul seperti senyawa 1,2 – dihidroksi benzena.

Senyawa 1,2 – Dihidroksi benzena memiliki ikatan hidrogen Intra molekul karena atom H dan atom O letaknya berdekatan dalam satu molekul. Berbeda halnya dengan 1,4 – Dihidroksi benzena letaknya gugus hidroksi (OH) saling berjauhan sehingga tidak memiliki ikatan hidrogen intramolekul. Perhatikan gambar 9 dan gambar 10.

Ikatan hidrogen tidak hanya berpengaruh pada titik didih dan titk leleh suatu zat tetapi juga kelarutannya dalam suatu pelarut. Senyawa yang berikatan hidrogen mudah larut dalam senyawa lain yang juga berikatan hidrogen. Contohnya NH3 dalam H2O seperti pada gambar di bawah ini.

Senyawa organik-alkohol, asam karboksilat, amina, glukosa larut dalam air karena membentuk ikatan hidrogen dengan molekul air.

Contoh soal 3:
Gaya tarik-menarik utama apakah yang terjadi antara molekul-molekul dalam zat berikut! a. air b. asam klorida c.karbon dioksida
a. Ikatan hidrogen karena pada molekul air terdapat ikatan antara H dan O.
b. Gaya tarik dipol-dipol karena HCl adalah molekul polar.
c. Gaya London atau dispersi karena CO2 adalah molekul non polar.


Rangkuman
1.Bentuk molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul.
2.Molekul diatomik bentuk molekulnya adalh linier, molekul triatomik dapat berbentuk linier atau bengkok (V), molekul tetraatomik ada yang berbentuk planar (datar sebidang), ada pula yang piramida. Semakin banyak atom penyusun molekul, semakin komplek pula bentuk molekulnya.
3.Atom pusat dinyatakan dengan lambang A, pasangan elektron ikat dilambangkan X, dan pasangan electron bebas dilambangkan dengan E.
4.Bentuk molekul dapat ditentukan dengan teori VSEPR dan juga teori hibridisasi.
5.Bentuk molekul mempengaruhi sifat kepolaran molekul.
6.Kepolaran senyawa selain dipengaruhi oleh perbedaan keelektronegatifan juga dipengaruhi oleh bentuk molekulnya.
7.Kepolaran suatu molekul dapat diketahui dari harga momen dipolnya.
8.Molekul kovalen dibedakan menjadi molekul polar dan molekul non polar.
9.Molekul non polar adalah molekul dimana elektron-elektronnya tersebar merata sehingga tidak memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif dalam molekulnya.
10.Molekul polar adalah molekul yang memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif yang disebut dipol (dua polar) dalam molekulnya.
11.Momen dipol dirumuskan sebagai: µ = q x d
12.Antar molekul kovalen terdapat gaya yang bekerja untuk mengikat molekul-molekul, ini disebut gaya antarmolekul.
13.Gaya tarik dan gaya tolak yang lemah yang bekerja di antara molekul-molekul gas dikenal sebagai gaya Van der Walls.
14.Gaya Van der Walls mempunyai rumus : PV = n RT.
15.Gaya antarmolekul yang berperan dalam terjadinya gaya van der walls, yaitu gaya dipol-dipol, gaya imbas, dan gaya dispersi (gaya London).
16.Gaya dipol-dipol terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar.
17.Gaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantar aksi dengan molekul dipol sesaat.
18.Terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat yang kemudian disebut dengan gaya London atau dispersi.
19.Ikatan hidrogen merupakan gaya lemah antar molekul yang menghubungkan antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif pada molekul lain.
EVALUASI SKALA SIKAP
POKOK BAHASAN IKATAN KIMIA

Evaluasi 1
Soal pilihan ganda
1.Jika atom pusat dinyatakan dengan A, pasangan electron ikatan dengan X, dan pasangan electron bebas dengan E, manakah diantara molekul berikut yang tergolong tipe AX4E ?
c.SCl2 c. PF3 e. SF4
d.H2O d. NH3
2.Diantara senyawa berikut manakah senyawa yang bersifat polar ?
a.CO2 c. CH4 e. O2
b.BF3 d. NH3


3.Bentuk molekul BCl2 adalah … .
a. Trigonal bipiramidal d. Oktahedral
b. Segitiga planar e. Tetrahedron
c. Linier
4.Unsur Pasal (nomor atom 15) bersenyawa dengan Cl (nomor atom 17) membentuk PCl3. Berapa banyak pasangan elektron bebas pada atom pusat dalam senyawa PCl3 ?
a. 0 c. 2 e. 4
b. 1 d. 3
Soal Uraian
1.Tentukan tipe molekul berikut :
a. BF3 b. POCl3 c. XeO4
2.Ramalkan bentuk molekul berikut :
a. BeF2 b. PCl5
3.Ramalkan kepolaran molekul berikut:
a. BCl3
b. NH3
4.Molekul PCl5 berbentuk bipiramidal trigonal. Buatlah hibridisasi pembentukan molekul senyawa tersebut !




Evaluasi 2
Soal pilihan ganda
1.Titik didih metana (CH2) lebih tinggi daripada neon (Ne), karena…
a. Massa molekul metana lebih besar dari neon.
b. Molekul metana mempunyai lebih banyak elektron daripada neon.
c. Polarisabilitas metana lebih besar dari neon.
d. Molekul metana membentuk ikatan hidrogen, neon tidak.
e. Molekul metana polar, neon tidak.
2.Diantara pasangan senyawa berikut yang mempunyai Gaya London adalah…
a. CCl4
b. H2O
c. CH4
d. CO2
e. NH3
3.Senyawa yang mempunyai ikatan hidrogen adalah…
a. HCl
b. H2S
c. H2O
d. HBr
e. HI
4.Diantara senyawa berikut ini yang di ramalkan mempunyai titik didih tertinggi adalah…
a. C2H6
b. C2H2Cl
c. C2­H5OH
d. CH3COOH
e. CH3OCH3

5.Ikatan yang terdapat dalam molekul (antara atom C dengan H) dan antar molekul CH4 adalah…
a. Kovalen dan Gaya London
b. Ion dan Gaya Dispersi
c. Kovalen dan Ikatan Hidrogen
d. Kovalen dan Gaya Van der Waals
e. Ion dan Ikatan Hidrogen
Soal Uraian
6.Jelaskan apa yang kamu ketahui tentang!
a. Gaya London atau dispersi
b. Gaya Van der Walls
7.Bagaimana terjadinya gaya dipol-dipol dan gaya imbas?
8.Etanol dan metoksimetana, manakah titik didihnya yang lebih tinggi jika dikaitkan dengan ikatan hidrogennya?
9.Manakah gaya Londonnya yang lebih kuat, molekul iod atau molekul flour?
10.Gambarkan terjadinya ikatan hidrogen pada molekul air dan ion klorida!

GLOSARIUM

Alkohol :
1.Berasal dari istilah Arab:al-kuhul (sesuatu yang mudah menguap).
2.Minuman yang mengandung alkohol.
3.Sebutan umum (sehari-hari) untuk etanol atau etil-alkohol.
4.Beberapa senyawa yang serupa dengan etanol dalam hal sifat atau adanya gugus hidroksil, -OH sebagai nama golongan. Golongan alkohol mencakup: alkanol, alkandiol, alkantriol, alkohol polihidroksi.
Amina :
Senyawa organik sebagai turunan dari amoniak, NH3 yakni dengan penggantian satu atau lebih atom H dari NH3 oleh gugus R (alkil atau aril).
Asam karboksilat :
Asam organik yang mempunyai hanya sebuah gugus karboksil, -COOH (sebagai gugus fungsinya) dengan rumus umum R-COOH dimana R dapat berupa gugus H, alkil, atau gugus aril.
Atom :
Partikel terkecil dari suatu unsur.
Benzena :
Senyawa siklik yang mempunyai rumus molekul C6H6
Dipol :
Dua kutub muatan listrik yang besarnya sama tetapi berlawanan tanda yang terpisah pada jarak yang amat kecil, biasanya terjadi pada molekul polar.
Dipol sesaat :
Getaran dan pergerakan elektron dapat meyebabkan pergeseran awan elektron dalam molekul.
Elektron :
Partikel subatom, bermuatan listrik negatif, memiliki massa 9,11 x 10 -31 kg.
Elektronegatif :
1.Lebih memiliki sifat bukan logam.
2.Menunjukkan bahwa suatu atom unsur stabil berada sebagai ion negatif dengan cara mengikat elektron.
3.Menunjukkan bahwa suatu atom di dalam molekulnya bermuatan lebih negatif dari atom yang diikatnya.
Gaya :
Sesuatu yang dapat menggerakan benda diam, atau mempercepat/memperlambat benda yang bergerak dengan arah tertentu.
Gaya antarmolekul :
Gaya yang bekerja untuk mengikat antar molekul kovalen.
Gaya dipol-dipol :
Gaya yang terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar
Gaya imbas :
Gaya yang terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantar aksi dengan molekul dipol sesaat.
Gaya London atau dispersi :
Gaya yang terjadi karena tarikan lemah yang disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat.
Gaya Van der Walls :
Gaya tarik dan gaya tolak yang lemah yang bekerja di antara molekul-molekul gas.
Glukosa :
Salah satu tipe monosakarida dengan rumus molekul C6H12O6, padatan kristal berwarna putih dan berasa manis.
Hibridisasi :
Pembentukan orbital baru yang menjadi orbital ikatan dari hasilpenggabungan antar orbital atom yang membentuk ikatan.
Ikatan hidrogen :
Gaya lemah antar molekul yang menghubungkan antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif pada molekul lain
Ikatan intramolekul :
Ikatan yang terjadi antara atom-atom dalam molekul yang sama.
Ikatan intermolekul :
Ikatan yang terjadi antara atom-atom dalam molekul yang berbeda.
Ikatan ion :
1.Ikatan yang terbentuk antara atom berelektropositif tinggi dan atom berafinitas elektron tinggi
2.Ikatan yang terbentuk antara ion positif (atom yang mudah melepaskan elektron) dan ion negatif (atom yang mudah mengikat elektron).
Ikatan kovalen :
Ikatan yang terjadi karena pemilikan bersama pasangan elektron. Ikatan yang merupakan sumbangan dari kedua atom atau salah satu atom yang berikatan.
Kelarutan :
Daya larut suatu zat di dalam sejumlah pelarut pada suhu dan tekanan tertentu.
Massa molekul relatif :
Massa keseluruhan sebagai hasil penjumlahan dari massa atom relatif dari atom-atom yang membentuk molekul itu.
Molekul :
1.Hasil penggabungan 2 atau lebih atom secara kimia.
2.Partikel terkecil dari senyawa atau unsur poliatom.
Molekul kovalen :
Molekul yang terbentuk melalui iakatan kovalen. Ada 2 tipe molekul kovalen yaitu molekul non polar dan molekul polar.
Molekul non polar :
Molekul kovalen yang bersifat tidak polar atau tidak memiliki kutub muatan listrik.
Molekul polar :
Molekul kovalen yang bersifat polar atau memiliki kutub muatan listrik sebagai akibat adanya perbedaan keelektronegatifan atau resultan momen dipolnya tidak nol.
Momen dipol :
Adalah hasil kali muatan dan jarak antara kedua atom yang berikatan.
Orbital :
suatu daerah dalam ruang (tiga dimensi) ada yang mempunyai bentuk bola, balon berpilin ataupun bentuk lainnya.
Senyawa :
1.Zat yang bersifat tunggal dapat terurai secara kimia menjadi zat-zat yang lebih sederhana.
2.Zat yang terdiri dari molekul-molekul yang terbentuk dari 2 atau lebih unsur beda jenis.
Simetris :
Sifat dari bentuk atau pola geometri sebuah struktur molekul atau objek lain yang jika dilakukan operasi tertentu akan diperoleh struktur semula.
Tekanan uap :
Tekanan yang dihasilkan oleh zat cair atau zat padat.
Titik didih :
Suhu dimana tekanan uap cairan atau zat cair sama dengan tekanan udara luar.
VSEPR :
Teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (teori tolakan pasangan electron kulit valensi)


EVALUASI 1
Soal Pilihan Ganda
1. e 2. d 3. c 4. a
Soal Uraian
1.
a.BF3
Jumlah electron valensi atom pusat (boron) = 3.
Jumlah pasangan electron ikatan (X) = 3.
Jumlah pasangan electron bebas (E) = = 0
Tipe molekul AX3
b.POCl3
Jumlah electron valensi atom pusat = 5.
Jumlah pasangan electron ikatan (X) = 4, tetapi jumlah electron yang digunakan atom pusat = 3 x 1 (untuk Cl) + 1 x 2(untuk oksigen) = 5.
Jumlah pasangan electron bebas (E) = = 0
Tipe molekul AX4


c.XeO4
Jumlah electron valensi atom pusat = 8.
Jumlah pasangan electron ikatan (X) =4, tetapi jumlah electron yang digunakan atom pusat 4 x2 = 8.
Jumlah pasangan electron bebas (E) = = 0
Tipe molekul AX4
2.
a.Bentuk molekul BeF2
Dalam molekul BeF2 atom pusat Be mengikat 2 atom F.
4Be (2,2) electron valensi = 2(semua digunakan untuk ikatan)
9F (2,7) electron valensi = 7 (untuk ikatan digunakan satu electron)
Untuk molekul BeF2 =
Jumlah electron valensi Be = 2.
Jumlah electron dari 2 atom F = 2
Jumlah electron = 4
Jumlah pasangan electron = = 2
Jumlah pasangan electron ikat = 2.
Bentuk molekul BeF2 adalah linier.

b.Bentuk molekul PCl5
15P (2,8,5) electron valensi = 5
17Cl (2,8,7) electron valensi = 7
Untuk molekul PCl5=
Jumlah electron valensi P = 5
Jumlah electron dari 5 atom Cl = 5
Jumlah electron = 10
Jumlah pasangan electron = = 5
Jumlah pasangan electron ikat = 5
Jumlah pasangan electron bebas = 0
Bentuk molekul PCl5 adalah trigonal bipiramidal.
3.a. BCl3
Bentuk molekul BCl3 adalah segitiga datar, atom Cl lebih elektronegatif dari atom B. maka ikatan B-Cl adalah polar. Ketiga ikatan B-Cl yang polar membentuk vector dipole sama kuat sehingga menghasilkan momen dipol sama dengan 0. molekul BCl3 bersifat non polar.
b. NH3
Bentuk molekul NH3 adalah trigonal piramida, atom N lebih elektronegatif dari atom H. maka ikatan N-H adalah polar. Oleh karena bentuk NH3 trigonal piramida dan ikatan N-H yang polar mengarah ke atas pusat N maka momen dipolnya tidak sama dengan 0 sehingga bersifat polar.
4. P (nomor atom =15) konfigurasi elektronnya sama dengan [Ne] 3s2 3p3
Supaya dapat membentuk 5 ikatan kovalen, Maka satu electron dari orbital 3s harus dipromosikan ke orbital 3d. selanjutnya orbital 3s, 3orbital 3p, dan 1 orbital 3d mengalami hibridisasi membentuk orbital hibrida sp3d yang berbentuk bipiramida trigonal.
_ _ _ _ _ _ _ _ _
Promosi menjadi
_ _ _ _ _ _ _ _ _
Hibridisasi sp3d
_ _ _ _ _ _ _ _ _
: elektron dari atom P
: elektron dari atom Cl
EVALUASI 2

a. Gaya London atau dispersi adalah terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau dipol sesaat. Terjadinya gaya dispersi pada molekul non polar akibat adanya pergerakan elektron mengelilingi inti secara acak, sehingga pada suatu saat elektron-elektron tersebut akan mengumpul pada salah satu sisi atom molekul.
b. Gaya Van der Walls adalah gaya tarik dan gaya tolak yang lemah yang bekerja di antara molekul-molekul gas. Gaya Van der Walls mempunyai rumus : PV = n RT.
7
Gaya dipol-dipol terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar. Sedangkan gaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantar aksi dengan molekul dipol sesaat.
8
Etanol, CH3CH2-O-H, dan metoksimetana, CH3-O-CH3, keduanya memiliki rumus molekul yang sama, C2H6O.

Etanol memiliki atom hirogen yang tertarik secara langsung pada oksigen - dan oksigen tersebut masih memiliki dua pasangan mandiri seperti pada molekul air. Ikatan hidrogen dapat terjadi antara molekul etanol, meskipun tidak seefektif pada air. Ikatan hidrogen terbatas oleh fakta bahwa hanya ada satu atom hidrogen pada tiap molekul etanol dengan cukup muatan +. Pada metoksimetana, pasangan mandiri pada oksigen masih terdapat disana, tetapi hidrogen tidak cukup + untuk pembentukan ikatan hidrogen.
Titik didih etanol 78.5°C lebih tinggi dibandingkan metoksimetana -24.8°C ini menunjukkan pengaruh yang dramatis bahwa ikatan hidrogen lebih melekat pada molekul etanol.
9
Molekul iod karena dengan distribusi / penyebaran elektron yang besar dan baur ke segala arah saling menarik lebih kuat dari pada molekul – molekul flour yang elektronnya lebih kuat terikat. Molekul iod yang besar itu saling tarik – menarik dengan lebih kuat dari pada molekul flour yang lebih kecil. Sehingga gaya London molekul iod lebih kuat daripada molekul flour.

ikatan kimia

Ikatan Ionik (Elektrovalen)
Tinjauan sederhana mengenai ikatan ionik

Pentingnya struktur gas mulia

Seberapa penting struktur gas mulia adalah terletak pada struktur elektronik gas mulia seperti neon atau argon yang memiliki delapan elektron pada tingkat energi terluarnya (atau dua elektron pada kasus helium). Struktur gas mulia tersebut merupakan gagasan secara keseluruhan dalam suatu cara gyang diinginkanh untuk menjelaskan atom supaya dimengerti.

Kamu mungkin akan menangkap kesan yang kuat bahwa ketika atom-atom bereaksi, atom-atom tersebut berusaha untuk mengorganisasi sesuatu hal tertentu seperti tingkat energi terluarnya supaya terisi penuh atau kosong sama sekali.Ikatan ionik pada natrium klorida

Natrium (2,8,1) memiliki satu elektron lebih banyak dibandingkan struktur gas mulia (2,8). Jika natrium tersebut memberikan kelebihan elektron tersebut maka natrium akan menjadi lebih stabil.

Klor (2,8,7) memiliki satu elektron lebih sedikit dibandingkan struktur gas mulia (2,8,8). Jika klor tersebut memperoleh satu elektron dari tempat yang lain maka klor juga akan menjadi lebih stabil.

Jawabannya sangatlah jelas. Jika atom natrium memberikan satu elektron ke atom klor, maka keduanya akan menjadi lebih stabil

Natrium telah kehilangan satu elektron, karena itu natrium tidak lagi memiliki jumlah elektron dan proton yang sebanding. Karena natrium memiliki jumlah proton satu lebih banyak dibanding jumlah elektron, maka natrium memiliki muatan 1+. Jika elektron dihilangkan dari sebuah atom, maka terbentuk ion positif.

Ion positif kadang-kadang disebut dengan kation.

Klor memperoleh sebuah elektron, karena itu klor memiliki jumlah elektron satu lebih banyak dibanding jumlah proton. Karena itu klor memiliki muatan 1-. Jika elektron diperoleh oleh sebuah atom, maka terbentuk ion negatif.

Ion negatif kadang-kadang disebut anion.
Khuluk (sifat alami) ikatan

Ion natrium dan ion klorida berikatan satu sama lain melalui dayatarik elektrostatik yang kuat antara muatan positif dengan muatan negatif.

Rumus kimia natrium klorida

Kamu membutuhkan satu atom natrium untuk menyediakan kelebihan elektron bagi satu atom klor, karena itu keduanya bergabung secara bersamaan dengan perbandingan 1:1. Karena itu rumus kimianya adalah NaCl.

Contoh yang lain mengenai ikatan ionik

magnesium oksida

Sekali lagi, terbentuk struktur gas mulia, dan magnesium oksida berikatan satu sama lain melalui dayatarik yang sangat kuat antara kedua ion. Ikatan ionik yang terbentuk lebih kuat dibandingkan dengan ikatan ionik pada natrium klorida karena pada kondisi ini kamu memiliki ion 2+ yang menarik ion 2-. Muatan lebih besar, dayatarik lebih besar.

Rumus kimia magnesium oksida adalah MgO.

kalsium klorida

Saat ini kamu membutuhkan dua atom klor untuk digunakan oleh dua elektron terluar pada kalsium. Karena itu rumus kimia kalsium klorida adalah CaCl2.

kalium oksida

Sekali lagi, terbentuk struktur gas mulia. Dibutuhkan dua atom kalium untuk mensuplai kebutuhan elektron oksigen. Rumus kimia kalium oksida adalah K2O.

Tinjauan Mengenai Ikatan Ionik
Elektron ditransferkan dari satu atom ke atom yang lain sebagai hasil pembentukan ion positif dan ion negatif.
Dayatarik elektrostatik antara ion positif dan ion negatif mengikat senyawa secara bersama-sama.
Jadi apa yang baru? Pada intinya - tidak. Yang perlu diubah adalah tinjauan dimana terdapat suatu yang menarik mengenai struktur gas mulia. Banyak sekali ion yang tidak memiliki struktur gas mulia dibandingkan dengan yang memiliki struktur gas mulia.

Beberapa ion yang lazim dijumpai yang tidak memiliki struktur gas mulia

Kamu dapat menjumpai beberapa ion berikut pada pelajaran tingkat dasar. Semua ion tersebut bersifat sangat stabil, tetapi tidak satupun yang memiliki struktur gas mulia.

Gas mulia (kecuali helium) memiliki struktur elektronik terluar ns2np6.
Selain beberapa unsur pada permulaan deret transisi (skandium membentuk Sc3+ dengan struktur argon, sebagai contohnya), semua unsur transisi dan setiap logam mengikuti deret transisi (seperti timah dan timbal pada golongan 4, sebagai contohnya) akan memiliki struktur seperti yang disebutkan diatas.

Hal itu berarti bahwa hanya unsur-unsur yang terletak pada golongan 1 dan golongan 2 pada tabel periodik (terlepas dari hal aneh seperti skandium) dan alumunium pada golongan 3 saja yang dapat membentuk ion positif dengan struktur gas mulia (boron pada golongan 3 tidak dapat membentuk ion).

Ion negatif lebih teratur! Unsur-unsur yang terletak pada golongan 5,6 dan 7 yang membentuk ion negatif sederhana semuanya memiliki struktur gas mulia.

Jika unsur-unsur tidak membentuk struktur gas mulia ketika membentuk ion, bagaimana cara menentukan seberapa banyak elektron yang ditransferkan? Jawabannya terletak pada proses energetika pembentukan senyawa.
Bagaimana cara menentukan muatan yang terdapat pada ion?

Unsur-unsur bergabung untuk membentuk senyawa yang se-stabil mungkin - senyawa yang menghasilkan energi paling besar pada saat proses pembentukannya. Lebih besar muatan ion positif yang dimiliki, menghasilkan dayatarik yang lebih besar terhadap ion negatif. Daya tarik yang lebih besar, maka lebih banyak energi yang dilepaskan ketika ion-ion bergabung.

Hal ini berarti bahwa selama unsur membentuk ion positif akan cenderung untuk memberikan elektron sebanyak mungkin.

Dibutuhkan energi untuk menghilangkan elektron dari atom. Energi ini disebut dengan energi ionisasi. Semakin banyak elektron yang kamu hilangkan, total energi ionisasi menjadi semakin besar. Pada akhirnya energi ionisasi total yang dibutuhkan menjadi sangat besar yang mana energi yang dilepaskan ketika terjadi dayatarik antara ion positif dan ion negatif tidak cukup besar untuk menutupinya.

Unsur-unsur membentuk ion yang menghasilkan senyawa yang paling stabil - yaitu senyawa yang melepaskan energi paling banyak secara keseluruhan (over-all).

Sebagai contoh, kenapa kalsium klorida CaCl2 lebih mudah terbentuk dibandingkan dengan CaCl atau CaCl3?

Jika satu mol CaCl (mengandung ion Ca+) terbentuk dari unsurnya, sesuatu hal yang memungkinkan untuk memperkirakan bahwa dihasilkan kalor sekitar 171 kJ.

Akan tetapi, pembuatan CaCl2 (mengandung ion Ca2+) melepaskan lebih banyak kalor. Kamu dapat memperoleh 795 kJ. Kelebihan jumlah kalor yang dihasilkan menjadikan senyawa lebih stabil, hal inilah yang menyebabkan kenapa kamu akan lebih mudah memperoleh CaCl2 dibandingkan CaCl.

Bagaimana dengan CaCl3 (mengandung ion Ca3+)? Untuk membuat satu mol senyawa ini, kamu dapat memperkirakan bahwa kamu membutuhkan 1342 kJ. Hal ini menjadikan senyawa menjadi sangat tidak stabil. Kenapa begitu banyak energi yang dibutuhkan untuk membuat CaCl3? Hal ini karena energi ionisasi ketiga (energi yang diperlukan untuk menghilangkan elektron yang ketiga) sangat tinggi (4940 kJ mol-1) karena elektron yang dihilangkan berasal dari tingkat-3 dibandingkan daripada elektron dari tingkat-4. Karena elektron lebih dekat ke inti dibandingkan dua elektron pertama yang dihilangkan, hal ini menghasilkan tarikan yang lebih kuat.
Argumentasi yang sama digunakan untuk ion negatif. Sebagai contoh, oksigen dapat lebih mudah membentuk ion O- dibandingkan ion O- atau ion O3-, karena senyawa yang mengandung ion O2- menjadikan senyawa tersebut paling stabil secara energetik.

Ikatan Kovalen - Ikatan Tunggal
Tinjauan sederhana mengenai ikatan kovalen

Pentingnya struktur gas mulia

Pada tingkatan yang sederhana seberapa penting struktur gas mulia terletak pada struktur elektronik gas mulia seperti neon atau argon yang memiliki delapan elektron pada tingkat energi terluarnya (atau dua elektron pada kasus helium). Struktur gas mulia tersebut merupakan gagasan secara keseluruhan dalam suatu cara "yang diinginkan" untuk menjelaskan atom supaya dimengerti.

Kamu mungkin akan memperoleh kesan yang kuat bahwa ketika atom-atom bereaksi satu sama lain, atom-atom tersebut berusaha untuk mencapai struktur gas mulia.

Setelah dicapai struktur gas mulia melalui pen-transfer-an elektron dari satu atom ke atom yang lainnya seperti pada ikatan ionik, hal ini juga memungkinkan bagi atom untuk mencapai struktur yang stabil melalui pembagian (sharing) elektron untuk menghasilkan ikatan kovalen.

Beberapa molekul kovalen yang sangat sederhana

Klor

Sebagai contoh, dua atom klor dapat mencapai struktur stabil melalui pembagian (sharing) elektron tunggal yang tidak berpasangan yang mereka miliki seperti pada diagram.

Kenyataan bahwa satu atom klor digambarkan dengan elektron yang ditulis dengan tanda silang dan atom yang lainnya dengan tanda titik adalah bentuk penyederhanaan untuk menunjukkan dari mana saja semua elektron itu berasal. Pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya.

Dua atom klor dapat dikatakan bergabung malalui ikatan kovalen. Alasan bahwa kedua atom klor tetap bersatu adalah pasangan elektron yang sudah dibagikan (shared) ditarik menuju inti kedua atom klor.
.
Hidrogen

Atom hidrogen hanya mambutuhkan dua elektron pada level terluarnya untuk mencapai struktur gas mulia helium. Sekali lagi, ikatan kovalen mengikat dua atom secara bersamaan karena pasangan elektron ditarik menuju kedua inti.
Hidrogen klorida

Hidrogen memiliki struktur helium, dan klor memiliki struktur argon.

Ikatan kovalen

Kasus yang terjadi disini tidak berbeda dari tinjauan yang sederhana

Satu hal yang perlu diubah adalah terlalu tergantung pada konsep struktur gas mulia. Kebanyakan dari molekul sederhana yang kamu gambarkan pada faktanya seluruhnya memiliki atom dengan struktur gas mulia.

Sebagai contoh:

Setara dengan molekul yang lebih rumit seperti PCl3, tidak terdapat masalah. Pada kasus ini, hanya elektron terluar saja yang ditunjukkan untuk tujuan penyederhanaan. Tiap atom pada struktur ini memiliki elektron pada lapisan yang lebih dalam 2,8. Sekali lagi, semuanya yang ada memiliki struktur gas mulia.

Kasus dimana tinjauan sederhana melepaskan permasalahan

Boron trifluorida, BF3

Sebuah atom boron hanya memiliki 3 elektron pada tingkat terluarnya, dan kondisi ini tidak memungkinkan bagi boron untuk untuk mencapai struktur gas mulia melalui sharing elektron yang sederhana. Apakah ini suatu masalah? Tidak. Boron membentuk jumlah ikatan yang maksimum yang dapat dilakukannya pada keadaan ini, dan struktur ini merupakan struktur yang benar.

Sejumlah energi dilepaskan ketika terbentuknya ikatan kovalen. Karena energi menghilang dari sistem maka hal ini menjadikannya lebih stabil setelah terbentuknya seluruh ikatan kovalen. Hal ini diikuti, oleh karena itu, atom akan cenderung untuk membentuk ikatan kovalen sebanyak mungkin. Pada kasus boron dalam BF3, tiga ikatan yang terbentuk merupakan suatu kemungkinan yang maksimum karena boron hanya memiliki 3 elektron untuk dibagikan ke yang lain.
Fosfor(V) klorida, PCl5
Pada kasus fosfor lima ikatan kovalen adalah sesuatu hal yang memungkinkan - seperti pada PCl5.

Fosfor membentuk dua senyawa klorida - PCl3 and PCl5. Ketika fosfor dibakar dalam klor keduanya dapat terbentuk - produk utama yang dihasilkan tergantung pada seberapa banyak klor yang digunakan. Kita sudah melihat struktur dari PCl3.

Diagram PCl5 (seperti diagram PCl3 sebelumnnya) hanya menunjukkan elektron terluarnya saja.

Harus diperhatikan bahwa fosfor sekarang memiliki 5 pasang elektron pada tingkat terluarnya - tentu saja tidak memenuhi struktur gas mulia. Kamu dapat menggambarkan PCl3 pada tingkatan GCSE dengan memuaskan, tetapi akan terlihat menghkawatirkan untuk menggambarkan PCl5.

Kenapa kadang-kadang fosfor melepaskan diri dari struktur gas mulia dan membentuk lima ikatan? Supaya dapat menjawab pertanyaan tersebut kita perlu menjelajahi terlebih dahulu batas-batas A'level syllabuses. Hal ini jangan dijadikan penghalang! Hal ini tidak terlalu sulit, dan ini sangat berguna jika kamu mencoba untuk memahami ikatan pada beberapa senyawa organik yang penting.

Tinjauan yang lebih rumit mengenai ikatan kovalen

Ikatan pada metana, CH4
Apakah ada yang salah dengan gambar titik-silang ikatan pada metana?

Kita memulainya dengan metana karena metana merupakan kasus yang paling sederhana yang menggambarkan ringkasan dari proses yang rumit. Kamu akan mengingat bahwa gambar titik-silang metana akan tampak seperti berikut.

Terdapat ketidakcocokan yang cukup serius antara struktur diatas dan struktur modern dari karbon,, 1s22s22px12py1. Struktur modern menunjukkan bahwa terdapat 2 elektron tidak berpasangan untuk dibagikan (share) kepada hidrogen, sebagai pengganti 4 elektron yang dibutuhkan.


Kamu dapat melihat hal berikutnya dengan lebih mudah yaitu dengan menggunakan notasi elektron dalam kotak. Hanya tingkat-2 saja yang ditunjukkan. Elektron 1s2 terletak terlalu kedalam atom untuk dilibatkan dalam ikatan. Hanya elektron 2p yang secara langsung dapat digunakan untuk sharing elektron. Kemudian kenapa metana bukan CH2?
Promosi elektron
Ketika ikatan terbentuk, energi dilepaskan dan sistem menjadi lebih stabil. Jika karbon lebih membentuk 4 ikatan dibanding 2 ikatan, dua kali lipat energi dilepaskan dan karena itu molekul yang dihasilkan menjadi lebih stabil.

Hanya terdapat perbedaan energi yang kecil antara orbital 2p dan 2s, dan karena itu menjadikan karbon untuk menyediakan sejumlah kecil energi untuk mempromosikan elektron dari 2s ke 2p yang kosong untuk memberikan 4 elektron tidak berpasangan. Kelebihan energi dilepaskan ketika pembentukan ikatan lebh dari sekedar untuk menggantikan energi yang masuk.
Sekarang kita memiliki 4 elektron tak berpasangan yang siap untuk berikatan, muncul masalah yang lain. Pada metana semua ikatan karbon-hidrogen adalah identik, akan tetapi elektron yang kita miliki berada pada dua orbital yang berbeda. Kamu tidak akan memperoleh empat ikatan yang identik kecuali kamu memulainya dari empat orbital yang identik.
Hibridisasi
Elektron tersusun kembali dengan sendirinya dalam proses yang disebut dengan hibridisasi. Proses hibridisasi mereorganisasi elektron menjadi empat orbital hibrida yang identik yang disebut dengan orbital hibrida sp3 (karena orbital hibrida tersebut berasal dari satu orbital s dan tiga orbital p). Kamu harus membaca "sp3" dengan "s p tiga" - bukan "s p kubik".
Orbital hibrida sp3 terlihat sedikit seperti setengah bagian orbital p, dan orbital-orbiatal tersebut tersusun kembali dengan sendirinya dalam jarak tertentu karena itu terpisah sejauh mungkin. Kamu dapat menggambarkan inti pada pusat tetrahedron (piramida dasar segitiga) dengan orbital-orbital yang mengarah ke sudut. Supaya lebih jelas, inti digambarkan dengan ukuran yang jauh lebih besar dari ukuran sebenarnya.
Apa yang terjadi ketika ikatan terbentuk?
Harus diingat bahwa elektron yang dimiliki oleh hidrogen terletak pada orbital 1s ? jarak daerah simetris berbentuk bola di sekeliling inti dimana terdapat kemungkinan (katakanlah 95%) untuk menemukan elektron. Ketika ikatan kovalen terbentuk, orbital atomik (orbital pada tiap atom) bergabung untuk menghasilkan orbital molekul yang baru yang mengandung pasangan elektron yang menimbulkan ikatan.

Empat orbital molekul terbentuk, terlihat seperti hibrida sp3, tetapi dengan inti hidrogen melekat pada tiap cuping. Tiap orbital mengikat 2 elektron yang telah kita gambarkan sebelumnya dengan tanda titik dan silang.

Prinsipnya meliputi - promosi elektron jika dibutuhkan, kemudian hibridisasi, diikuti dengan pembentukan orbital molekul - dapat diaplikasikan pada tiap molekul yang berikatan kovalen.
Ikatan pada fosfor klorida, PCl3 dan PCl5

Apakah ada yang salah dengan tinjauan sederhana mengenai PCl3?

Diagram berikut hanya menunjukkan elektron (ikatan) terluar saja

Tidak ada yang salah dalam hal ini! (meskipun tidak ada catatan untuk bentuk molekul sebagaimana mestinya). Jika kamu meninjau hal ini dengan tinjauan yang lebih modern, alasannya akan seperti ini:

Fosfor memiliki struktur elektronik 1s22s22p63s23px13py13pz1. Jika kita hanya memperhatikan elektron terluar seperti gelektron dalam kotakh maka:

Terdapat tiga elektron tak berpasangan yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan dengan tiga atom klor. Keempat orbital tingkat-3 mengalami hibridisasi untuk menghasilkan empat hibrida sp3 yang sebanding seperti pada karbon - kecuali salah satu diantara orbital hibrida tersebut mengandung pasangan elektron mandiri.

Masing-masing dari ketiga atom klor tersebut kemudian membentuk ikatan kovalen dengan menggabungkan orbital atomik yang mengandung elektron tak berpasangan dengan salah satu elektron yang tak berpasangan yang dimiliki fosfor untuk membentuk 3 orbital molekul.
Kamu mungkin heran apakah semuanya ini cukup menyulitkan! Sebenarnya tidak! Kesulitan ini hanya dengan PCl5 saja.

Apakah ada yang salah dengan tinjauan sederhana tentang PCl5?

Kamu akan mengingat bahwa gambar titik-silang PCl5 terlihat aneh karena fosfor tidak berakhir pada kondisi yang sama dengan struktur gas mulia. Diagram berikut juga hanya menunjukkan elektron terluar saja.

Pada kasus ini, tinjauan yang lebih modern membuat sesuatu kelihatan lebih baik dengan menghilangkan segala sesuatu yang menimbulkan kekhawatiran tentang struktur gas mulia.
Jika fosfor membentuk PCl5 maka yang pertama dilakuakan adalah menurunkan 5 elektron tak berpasangan. Hal ini berlangsung melalui promosi salah satu elektron pada orbital 3s ke orbital yang memiliki energi lebih tinggi berikutnya.
Orbital yang memiliki energi lebih tinggi yang mana? Salah satu orbital 3d. Kamu mungkin mengira hal tersebut menggunakan orbital 4s karena orbital ini yang pertama diisi sebelum 3d ketika atom disusun dari awal. Tidak begitu! Berbeda ketika kamu menyusun atom pada tempat pertama, orbital 3d selalu dihitung sebagai orbital yang memiliki energi lebih rendah.

Hal ini membiarkan fosfor dengan susunan elektron:

Sekarang elektron tingkat-3 disusun ulang (terhibridisasi) dengan sendirinya untuk memberikan orbital hibrida, semuanya memiliki energi yang setara. Orbital-orbital tersebut disebut dengan hibrida sp3d karena menunjukkan asal mula orbital hibrida tersebut.

Elektron di tiap orbital tersebut kemudian berbagi (share) ruang dengan elektron dari lima atom klor untuk membuat lima orbital molekul yang baru - dan karena itu terbentuk lima ikatan kovalen.

Kenapa fosfor membentuk kelebihan dua ikatan? Ini berawal dari penggunaan sejumlah energi untuk mempromosikan elektron, yang mana lebih disukai daripada mengantinya kembali ketika terjadi pembentukan ikatan yang baru. Secara sederhana, hal ini menguntungkan secara energetik bagi fosfor untuk membentuk kelebihan ikatan.

Keuntungan dari pendapat seperti ini terletak pada suatu jalur yang mengabaikan pertanyaan secara menyeluruh apakah kamu dapat memperoleh struktur gas mulia, dan karena itu kamu tidak perlu khawatir tentang hal ini.

Senyawa non-eksis - NCl5

Nitrogen berada pada golongan yang sama dengan fosfor pada tabel periodik, dan kamu mungkin mengira bahwa nitrogen membentuk senyawa yang sama. Pada faktanya, tidak terbentuk! Sebagai contoh, keberadaan senyawa NCl3 itu ada, tetapi tidak dengan NCl5.

Nitrogen memiliki struktur elektronik 1s22s22px12py12pz1. Alasan kenapa NCl5 tidak eksis adalah nitrogen membentuk lima ikatan, nitrogen dapat mempromosikan salah satu elektron 2s. Masalahnya adalah tidak terdapat orbital 2d untuk mempromosikan elektron ke dalamnya - dan perbedaan energi ke tingkat berikutnya (orbital 3s) terlalu besar.

Pada kasus ini, kemudian, energi dilepaskan ketika kelebihan ikatan yang terbentuk tidak cukup untuk menggantikan energi yang diperlukan untuk mempromosikan elektron - dan karena itu promosi elektron tidak terjadi.
Atom akan membentuk banyak ikatan sebanyak yang mungkin dan ini menguntungkan secara energetik.

Elektronegatifitas
Halaman ini menjelaskan apakah yang dimaksud dengan elektronegatifitas itu, dan juga bagaimana dan mengapa elektronegatifitas itu bervariasi pada tabel periodik. Perbedaan ini dapat dilihat bahwa perbedaan elektronegatifitas sebagai akibat dari tipe ikatan dan menjelaskan perbedaan ini melalui ikatan polar dan molekul polar.

Apakah elektronegatifitas itu?

Definisi

Elektronegatifitas adalah suatu ukuran kecenderungan atom untuk menarik pasangan elektron ikatan.

Skala pauling merupakan skala yang paling umum digunakan. Fluor (unsur yang paling elektronegatif) diberikan skala Pauling dengan harga 4.0, dan harganya menurun sampai cesium dan fransium yang setidaknya hanya memiliki elektronegatifitas pada skala 0.7.

Apa yang terjadi jika dua atom yang memiliki elektronegatifitas setara saling berikatan?

Meninjau ikatan antara dua atom, A dan B. Tiap atom dapat membentuk ikatan satu sama lain seperti yang ditunjukkan berikut - tetapi ikatan ini tidak relevan dengan alasannya.

Jika atom-atom memiliki elektronegatifitas yang setara, keduanya memiliki kecenderungan yang sama untuk menarik pasangan elektron ikatan, dan karena itu akan ditemukan setengah rata-rata antara kedua atom. Untuk memperoleh jenis ikatan seperti ini, A dan B harus selalu merupakan atom yang sama. Kamu akan menemukan ikatan seperti ini, sebagai contoh, pada molekul H2 atau Cl2 .
Ikatan seperti ini dapat dikatakan sebagai ikatan kovalen "murni" - dimana elektron dibagikan secara rata antara dua atom.

Apa yang terjadi jika B sedikit lebih elektronegatif dibandingkan dengan A?

B akan lebih menarik pasangan elektron daripada yang dilakukan oleh A.

Hal ini berarti bahwa ujung ikatan B lebih memberikan kerapatan elektron dibandingkan dengan A dan karena itu menjadikannya sedikit negatif. Pada waktu yang bersamaan, ujung A (lebih pendek elektron) menjadi sedikit positif. Pada diagram, "" (dibaca "delta") berarti "sedikit" - dimana + berarti "sedikit positif".
.
Pendefinisian ikatan polar

Berikut ini digambarkan ikatan polar. Ikatan polar merupakan ikatan kovalen yang mana terdapat pemisahan muatan antara ujung yang satu dengan ujung yang lain - dengan kata lain salah satu ujung sedikit positif dan ujung yang lainnya sedikit negatif. Contohnya termasuk kebanyakan ikatan kovalen. Ikatan hidrogen-klor pada HCl atau ikatan hidrogen-oksigen pada air adalah ikatan yang khas.

Apa yang terjadi jika B lebih elektronegatif dibandingkan dengan A?

Pada kasus ini, pasangan elektron digeser ke sebelah kanan sampai ujung ikatan B. Praktis, A kehilangan kontrol atas elektron, dan B mengontrol sepenuhnya kedua atom. Terjadilah pembentukan ion.

gSpektrumh ikatan

Implikasi dari semua ini adalah tidak adanya batasan yang jelas antara ikatan kovalen dan ikatan ionik. Pada ikatan kovalen murni, elektron diikat pada setengah rata-rata diantara kedua atom. Pada ikatan polar, elektron sedikit bergeser ke salah satu ujung ikatan.

Seberapa jauh pergeseran terjadi sebelum ikatan dinyatakan sebagai ikatan ionik? Tidak ada jawaban yang nyata dengan pertanyaan tersebut. Biasanya kamu berfikir natrium klorida sebagai padatan ionik yang khas, akan tetapi disini natrium tidak sepenuhnya kehilangan kontrol elektronnya. Karena sifat natrium klorida, bagaimanapun, kita cenderung menghitungnya dengan ionik murni.
Litium iodida, di lain pihak, akan digambarkan sebagai "ionik dengan beberapa karakter kovalen". Pada kasus ini, pasangan elektron tidak bergerak masuk secara keseluruhan ke ujung ikatan iodium. Litium iodida, sebagai contoh, larut dalam pelarut organik seperti etanol - secara normalnya tidak satupun sesuatu yang bersifat ionik akan seperti ini.

Ringkasan
Tidak adanya perbedaan elektronegatifitas antara dua atom berperan penting pada ikatan kovalen non-polar murni.
Perbedaan elektronegatifitas yang kecil berperan penting pada ikatan kovalen polar.
Perbedaan elektronegatifitas yang besar berperan penting pada ikatan ionik
Ikatan polar dan molekul polar

Pada molekul yang sederhana seperti HCl, jika ikatan yang terjadi adalah polar, maka secara keseluruhan molekul juga barsifat polar. Bagaimana dengan molekul yang lebih rumit?

Pada CCl4, tiap ikatan adalah polar.

Molekul secara keseluruhan, bagaimanapun, tidak polar - dalam arti bahwa molekul tersebut tidak memiliki ujung (atau sisi) yang sedikit negatif dan salah satu yang lain sedikit positif. Secara keseluruhan molekul bersifat negatif, tetapi tidak terdapat pembagian muatan dari bagian atas ke bawah, atau dari kanan ke kiri.

Sebaliknya, CHCl3 adalah polar.

Hidrogen pada bagian atas molekul kurang elektronegatif dibandingkan karbon dan karena itu hidrogen sedikit positif. Hal ini berarti bahwa sekarang molekul sedikit positif gpada bagian atash dan sedikit negatif gpada bagian bawahh, dan secara keseluruhan molekul bersifat polar.

Molekul polar akan gberat sebelahh
Pola susunan elektronegatifitas pada Tabel Periodik

Unsur yang paling elektronegatif adalah fluor. Jika kamu mengingat fakta tersebut, semuanya menjadi mudah, karena elektronegatifitas selalu naik kearah fluor pada tabel periodik.

Kecenderungan elektronegatifitas sepanjang perioda

Jika kamu membentangkan suatu perioda maka elektronegatifitas akan meningkat. Grafik menunjukkan harga elektronegatifitas dari natrium sampai klor - kamu dapat mengabaikan argon. Argon tidak memiliki elektronegatifitas, karena argon tidak membentuk ikatan.

Kecenderungan harga elektronegatifitas seiring dengan menurunnya posisi unsur pada sebuah golongan

Seiring dengan turunnya posisi dalam sebuah grup, elektronegatifitas menurun. (jika elektronegatifitas meningkat ke arah fluor, elektronegatifitas harus menurun seiring dengan turunnya posisi). Grafik menunjukkan pola susunan elektronegatifitas pada golongan 1 dan 7.

Penjelasan pola susunan elektronegatifitas
Daya tarik yang dirasakan oleh pasangan elektron ikatan untuk inti yang khusus tergantung pada
Jumlah proton pada inti;
Jarak dari inti;
Banyaknya rintangan oleh olektron yang lebih dalam
Mengapa elektronegatifitas meningkat sepanjang perioda?

Dengan menganggap natrium pada permulaan perioda 3 dan klor pada bagian akhirnya (mengabaikan gas mulia, argon). Pikirkan jika natrium klorida berikatan secara kovalen.

Natrium dan klor memiliki elektron ikatan pada tingkat-3. Pasangan elektron dirintangi dari kedua inti oleh elektron-elektron 1s, 2s dan 2p, tetapi inti klor memiliki 6 proton lebih. Hal ini tidak mengherankan pasangan elektron digeser sejauh mungkin ke arah klor yang membentuk ion.

Elektronegatifitas meningkat sepanjang perioda karena jumlah muatan pada inti juga meningkat. Hal itu menarik pasangan elektron ikatan dengan lebih kuat.

Mengapa elektronegatifitas menurun sejalan dengan menurunnya pososi unsur pada sebuah golongan?

Pikirkanlah mengenai hidrogen fluorida dan hidrogen klorida

Pasangan ikatan terlindungi dari inti fluor hanya oleh elektron 1s2. Pada kasus klor pasangan ikatan terlindungi oleh semua elektron 1s22s22p6 .
Pada tiap kasus terdapat tarikan dari pusat fluor atau +7 klor. Akan tetapi fluor memiliki pasangan ikatan pada tingkat-2 dibandingkan tingkat-3 seperti pada klor. Jika lebih dekat ke inti, dayatarik semakin besar.

Seiring dengan menurunnya posisi pada suatu golongan, elektronegatifitas menurun karena pasangan elektron ikatan menjauh dari jangkauan dayatarik inti.

Kemampuan polarisasi ion positif

Apakah yang kami maksud gkemampuan polarisasi (polarising ability)h?

Dalam diskusi sejauh ini, kita berfikiran ion dibangun dari perubahan bentuk dari ikatan kovalen. Kamu juga akan berfikir seperti itu pada hal yang lain.

Padatan adalah kovalen. Malahan dibayangkan bahwa Alumunium klorida adalah ionik. Karena alumunium klorida mengandung ion Al3+ dan Cl-.
Ion alumunium berukuran sangat kecil dan dibungkus oleh tiga muatan positif - karena itu gdensitas muatanh sangat tinggi. Dengan mempertimbangkan efek pada setiap elektron terdekat.

Pada kasus alumunium klorida, pasangan elektron digeser ke arah alumunium sedemikian rupa sehingga ikatan menjadi kovalen.

Faktor-faktor yang mempengaruhi kemampuan polarisasi

Ion positif dapat memiliki pengaruh untuk mempolarisasi (distorsi - perubahan bentuk - secara elektrik) ion negatif terdekat. Kemampuan polarisasi tergantung pada densitas muatan pada ion positif.

Kemampuan polarisasi meningkat sejalan dengan ion positif yang mengecil dan jumlah muatan yang membesar.

Selama ion negatif membesar, ion negatif tersebut menjadi lebih mudah untuk dipolarisasi. Sebagai contoh, pada ion iodida, I-, elektron terluar terletak pada tingkat-5 - relatif renggang dari inti.

Ion positif akan lebih efektif dalam menarik pasangan elektron dari ion iodida dibandingkan dengan ion yang sama, katakanlah, ion fluorida yang mana lebih dekat ke inti.

Alumunium iodida adalah kovalen karena pasangan elektron lebih mudah untuk dipaksa pergi dari ion iodida. Dilain pihak, alumunium fluorida adalah ionik karena ion alumunium tidak bisa mempolarisasi ion fluorida yang berukuran kecil dengan cukup untuk membentuk ikatan kovalen

Bentuk-bentuk Molekul dan Ion
Halaman ini menjelaskan bagaimana caranya menyusun bentuk molekul dan ion yang hanya mengandung ikatan tunggal.

Teori tolakan pasangan elektron

Bentuk molekul dan ion ditentukan oleh penataan pasangan elektron disekeliling atom pusat. Semua yang kamu butuhkan untuk menyusunnya adalah seberapa banyak pasanganelektron yang berada pada tingkat ikatan, dan kemudian tertatanya untuk menghasilkan jumlah tolakan minimum antara pasangan elektron. Kamu juga perlu memasukkan pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron mandiri.

Bagaimana cara menyusun jumlah pasangan elektron

Kamu dapat melakukannya dengan menggambar titik-silang, atau dengan menyusun atom-atom dengan menggunakan elektron dalam kotak dan mengkhawatirkan tentang promosi, hibridisasi dan yang lainnya. Akan tetapi hal ini sangat membosankan! Kamu dapat memperoleh informasi yang sama dengan tepat dengan cara yang lebih mudah dan cepat untuk contoh-contoh yang akan kamu temukan.
Hal pertama yang perlu kamu susun adalah seberapa banyak elektron yang terdapat pada sekeliling atom pusat:
Tuliskan jumlah elektron pada tingkat terluar dari atom pusat. Hal ini akan sama dengan nomor grup pada tabel periodik, kecuali pada kasus gas mulia yang membentuk senyawa, ketika jumlah elektron terluar menjadi delapan.
Tambahkan satu elektron untuk tiap ikatan yang terbentuk. (Hal ini diperbolehkan untuk elektron yang berasal dari atom yang lain).
Berikan muatan untuk tiap ion. Sebagai contoh, jika ion memiliki muatan 1-, tambahkan satu kelebihan elektron. Untuk muatan 1+, hilangkan satu elektron
Sekarang susun seberapa banyak pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron mandiri yang ada:
Dengan membagi dua untuk menemukan jumlah total pasangan elektron disekeliling atom pusat.
Susun seberapa banyak pasangan ikatan, dan seberapa banyak pasangan elektron mandiri. Kamu tahu seberapa banyak pasangan elektron ikatan yang ada karena kamu mengetahui seberapa banyak atom yang lain yang bergabung dengan atom pusat (dengan asumsi bahwa hanya terbentuk ikatan tunggal).
Sebagai contoh, jika kamu mempunyai 4 pasangan elektron tetapi hanya terdapat 3 ikatan, hal itu harus ada 1 pasangan elektron mandiri selain tiga pasangan elektron ikatan
Akhirnya, kamu dapat menggunakan informasi ini untuk menyusun bentuk molekul atau ion:
Susunlah semua pasangan elektron pada jarak yang mengalami tolakan minimum. Bagaimana caranya melakukan hal ini akan menjadi jelas pada contoh-contoh berikut.
Dua pasangan elektron disekeliling atom pusat
Kasus yang paling sederhana adalah berilium klorida, BeCl2. Perbedaan elektronegatifitas antara berilium dan klor tidak cukup untuk menghasilkan pembentukan ion.
Berilium memiliki dua elektron terluar karena terletak pada golongan dua. Berilium membentuk ikatan kepada dua klor, tiap atom klor menambhkan elektron yang lain ke tingkat terluar dari berilium. Tidak terdapat muatan ionik yang perlu ditakutkan, karena itu terdapat 4 elektron yang bersama-sama - 2 pasang.
Hal ini membentuk 2 ikatan dan karena itu tidak terdapat pasangan elektron mandiri. Dua pasangan ikatan tertata dengan sendirinya pada sudut 180o satu sama lain, karena hal ini sebagai yang paling jauh yang dapat mereka capai. Molekul digambarkan dengan linear.

Tiga pasangan elektron disekeliling atom pusat

Kasus yang paling sederhana adalah BF3 atau BCl3.

Boron terletak pada golongan 3, karena itu dimulai dengan 3 elektron. Tidak terdapat muatan, karena itu totalnya 6 elektron - 3 pasang.

Karena boron membentuk 3 ikatan maka tidak terdapat pasangan elektron mandiri. Tiga pasang ikatan tertata dengan sendirinya sejauh mungkin. Semuanya terletak dalam suatu bidang yang memiliki sudut 120° satu sama lain. Susunan seperti ini disebut trigonal planar.

Pada diagram, elektron yang lain pada fluor dapat dihilangkan karena tidak relevan dengan ikatan
Empat pasangan elektron disekeliling atom pusat
Terdapat banyak contoh untuk ini. Yang paling sederhana adalah metana, CH4.
Karbon terletak pada golongan 4, dan karena itu memiliki 4 elektron terluar. Karbon membentuk 4 ikatan dengan hidrogen, penambahan 4 elektron yang lain - seluruhnya 8, dalam 4 pasang. Karena membentuk 4 ikatan, semuanya harus menjadi pasangan ikatan.

Empat pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada jarak yang disebut susunan tetrahedral. Tetrahedron adalah piramida dengan dasar segitiga. Atom karbon terletak di tengah-tengah dan hidrogen pada empat sudutnya. Semua sudut ikatan adalah 109.5°.

Contoh lain dengan empat pasang elektron disekeliling atom pusat
Amonia, NH3
Nitrogen terletak pada golongan 5 dan karena itu memiliki 5 elektron terluar. Tiap-tiap atom hidrogen yang tiga menambahkan elektron yang lain ke elektron nitrogen pada tingkat terluar, menjadikannya total 8 elektron dalam 4 pasang. Karena nitrogen hanya membentuk tiga ikatan, satu pasang harus menjadi pasangan elektron mandiri. Pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada bentuk tetrahedral seperti metana.

Pada kasus ini, Faktor tambahan masuk. Pasangan elektron mandiri terletak pada orbital yang lebih pendek dan lebih bulat dibandingkan orbital yang ditempati pasangan elektron ikatan. Karena hal ini, terjadi tolakan yang lebih besar antara pasangan elektron mandiri dengan pasangan elektron ikatan dibandingkan antara dua pasangan elektron ikatan
Gaya pasangan elektron ikatan tersebut sedikt rapuh ? terjadi reduksi sudut ikatan dari 109.5o menjadi 107o. Ini tidak terlelu banyak, tetapi penguji akan mengharapkan kamu mengetahuinya
Ingat ini:
Tolakan paling besar

pasangan mandiri - pasangan mandiri


pasangan mandiri - pasangan ikatan
Tolakan paling kecil

pasangan ikatan - pasangan ikatan
Hati-hati ketika kamu menggambarkan bentuk amonia. Meskipun pasangan elektron tersusun tetrahedral, ketika kamu menggambarkan bentuknya, kamu hanya memperhatikan atom-atomnya. Amonia adalah piramidal - seperti piramida dengan tiga hidrogen pada bagian dasar dan nitrogen pada bagian puncak.
Air, H2O

Mengikuti logika yang sama dengan sebelumnya, kamu akan menemukan bahwa oksigen memiliki empat pasang elektron, dua diantaranya adalah pasangan mandiri. Air juga akan mengambil susunan tetrahedral. Saat ini sudut ikatan lebih sempit dari 104°, karena tolakan dua pasangan mandiri.
Bentuknya tidak dapat digambarkan dengan tetrahedral, karena kita hanya gmelihath oksigen dan hidrogen ? bukan pasangan mandiri. Air digambarkan dengan bengkok atau bentuk V.
Ion amonium, NH4+
Nitrogen memiliki 5 elektron terluar, ditambah 4 elektron dari empat hidrogen ? sehinga totalnya jadi 9.
Tetapi hati-hati! Ion amonium adalah ion positif. Ion ini memiliki muatan +1 karena kehilangan satu elektron. Sehingga tinggal 8 elektron pada tingkat terluar nitrogen. Karena itu menjadi 4 pasangan, yang semuanya berikatan karena adanya empat hidrogen
Ion amonium memiliki bentuk yang sama dengan metana, karena ion amonium memiliki susunan elektronik yang sama. NH4+ adalah tetrahedral

Metana dan ion amonium dikatakan isoelektronik. Dua spesi (atom, molekul atau ion) dikatakan isoelektronik jika keduanya memiliki bilangan dan susunan elektron yang sama (termasuk perbedaan antara pasangan ikatan dan pasangan mandiri).
Ion hidroksonium, H3O+
Oksigen terletak pada golongan 6 - karena itu memiliki 6 elektron terluar. Tambahan tiap 1 atom hidrogen, memberikan 9. Ambil satu untuk ion +1, tinggal 8. Hal ini memberikan 4 pasang, 3 diantaranya adalah pasangan ikatan. Ion hidroksonium adalah isoelektronik dengan amonia, dan memiliki bentuk yang identik - piramidal.

Lima pasangan elektron disekeliling atom pusat
Contoh yang sederhana: fosfor(V) fluorida PF5
(Argumen untuk fosfor(V) klorida, PCl5, akan identik)
Fosfor (terletak pada golongan 5) memberikan kontribusi 5 elektron, dan lima fluor memberikan 5 lagi, memberikan 10 elektron dengan 5 pasang disekeliling atom pusat. Karena fosfor membentuk lima ikatan, tidak dapat membentuk pasangan mandiri.
Lima pasang elektron disusun dengan menggambarkan bentuk trigonal bipyramid -tiga fluor terletak pada bidang 120o satu sama lain; dua yang lainnya terletak pada sudut sebelah kanan bidang. Trigonal bipiramid karena itu memiliki dua sudut yang berbeda - 120odan 90o.

Contoh yang rumit, ClF3
Klor terletak pada golongan 7 dan karena itu memiliki 7 elektron terluar. Tiga fluor masing-masing memberikan kontribusi 1 elektron, menghasilkan total 10 - dalam 5 pasang. Klor membentuk tiga ikatan ? meninggalkan 3 elektron ikatan dan 2 pasangan mandiri, yang akan tersusun dengan sendirinya ke dalam bentuk trigonal bipiramida.
Akan tetapi jangan meloncat ke kesimpulan. Terdapat tiga cara yang dapat kamu lakukan untuk menyususun 3 pasangan ikatan dan 2 pasangan mandiri menjadi bentuk trigonal bipiramida. Susunan yang baik akan menjadi menghasilkan satu susunan dengan jumlah minimum tolakan - dan kamu tidak akan dapat menganbil keputusan tanpa menggambarkannya terlebih dahulu semua kemungkinannya.

Hanya terdapat satu susunan memungkinkan. Sesuatu yang lain mungkin kamu pikirkan sebagai satu yang sederhana pada perputaran dalam jarak tertentu.
Kita perlu menyusun susunan yang memiliki tolakan minimum diantara berbagai pasangan elektron.
Aturan yang baru diterapkan pada kasus seperti ini:
Jika kamu mempunyai pasangan elektron lebih dari empat yang disusun disekeliling atom pusat, kamu dapat mengabaikan tolakan pada sudut yang lebih besar dari 90o.
Salah satu struktur yang memiliki jumlah tolakan besar yang jelas.

Pada diagram ini, dua pasangan mendiri terletak pada sudut 90o satu sama lain, dimana pada kasus yang lain keduanya terletak pada sudut lebih besar dari 90o, dan karena itu tolakan dapat diabaikan. ClF3 memang tidak dapat disusun melalui bentuk ini karena tolakan yang sangat kuat antara pasangan mandiri dengan pasangan mandiri.
Untuk memilih salah satu diantara dua, kamu perlu menghitung tolakan yang paling kecil.
Pada gambar berikutnya, tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90o terhadap 3 pasangan mandiri, dan karena itu tiap pasangan mandiri bertanggung jawab terhadap tolakan 3 pasangan mandiri dengan pasangan ikatan.

Karena terdapat dua pasangan mandiri karena itu terdapat 6 tolakan pasangan mandiri-pasangan ikatan. Dan itu semuanya. Pasangan ikatan terletak pada sudut 120o satu sama lain, dan tolakannya dapat diabaikan.
Sekarang mempertimbangkan struktur akhir.

Tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90o terhadap 2 pasangan mandiri - satu diatas bidang dan yang lainnya dibawah bidang. Hal ini membuat total 4 tolakan pasangan mandiri-pasangan ikatan ? dibandingkan dengan 6, hal tersebut memiliki tolakan relatif kuat pada gambar yang terakhir. Fluor yang lain (satu pada bidang) terletak pada sudut 120o, dan merasakan tolakan yang tidak berarti dari pasangan mandiri.
Ikatan ke arah fluor pada bidang adalah 90o ke arah ikatan diatas dan dibawah bidang, karena itu terdapat total 2 tolakan pasangan ikatan dengan pasangan ikatan.
Struktur dengan jumlah minimum tolakan adalah yang terakhir, karena tolakan pasangan ikatan dengan pasangan ikatan lebih kecil dibandingkan tolakan pasangan mandiri dengan pasangan ikatan. ClF3 digambarkan dengan bentuk T.
Enam pasangan elektron disekeliling atom pusat
Sebuah contoh yang sederhana: SF6
6 elektron pada tingkat terluar belerang, ditambah 1 dari masing-masing fluor, menghasilkan total 12 - dalam 6 pasangan. Karena belerang membentuk 6 ikatan, semuanya adalah pasangan ikatan. Semuanya tertata dengan sendirinya pada sudut 90o, pada bentuk yang digambarkan dengan oktahedral.

Dua contoh yang sedikit lebih sulit
XeF4
Xenon dapat membentuk jajaran senyawa, terutama dengan fluor atau oksigen, dan semuanya khas. Xenon memiliki 8 elektron terluar, ditambah 1 dari masing-masing fluor - menghasilkan 12, dalam 6 pasang. Semuanya akan membentuk empat pasang ikatan (karena empat fluor) dan 2 pasangan mandiri.

Terdapat dua struktur yang memungkinkan, akan tetapi pada salah satunya terdapat pasangan mandiri pada 90o. Malahan, beroposisi satu sama lain. XeF4 digambarkan dengan bentuk square planar.
ClF4-
Klor terletak pada golongan 7 dan karena itu memiliki 7 elektron terluar. Ditambah 4 dari 4 fluor. Ditambah satu karena memiliki muatan +1. hal ini memberikan total 12 elektron dalam 6 pasang - 4 pasangan ikatan dan 2 pasangan mandiri. Bentuknya akan identik dengan XeF4.

Ikatan Koordinasi (Kovalen Dativ)
Halaman ini menjelaskan apa yang dimaksud dengan ikatan koordinasi (juga disebut dengan kovalen dativ). Kamu membutuhkan pemahaman yang baik tentang ikatan kovalen sederhana sebelum kamu memulainya
Ikatan Koordinasi (kovalen dativ)

Ikatan kovalen terbentuk melalui dua atom yang saling membagikan (sharing) pasangan elektron. Atom berikatan satu sama lain karena pasangan elektron ditarik oleh kedua inti atom.

Pada pembentukan ikatan kovalen yang sederhana, tiap atom mensuplai satu elektron pada ikatan - tetapi hal itu tidak terjadi pada kasus disini. Ikatan koordiansi (biasa juga disebut dengan ikatan kovalen dativ) adalah ikatan kovalen (penggunaan bersama pasangan elektron) yang mana kedua elektron berasal dari satu atom.

Untuk memudahkan halaman ini, kita akan menggunakan istilah ikatan koordinasi ? tetapi jika kamu lebih menyukai untuk mengebutnya dengan ikatan kovalen dativ, itu bukanlah suatu masalah!

Reaksi antara amonia dan hidrogen klorida

Jika kedua gas tak berwarna tersebut dicampurkan, maka akan terbentuk padatan berwarna putih seperti asap amonium klorida.

Ion amonium, NH4+, terbentuk melalui transfer ion hidrogen dari hidrogen klorida ke pasangan elektron mandiri pada molekul amonia.

Ketika ion amonium, NH4+, terbentuk, empat hidrogen ditarik melalui ikatan kovalen dativ, karena hanya inti hidrogen yang ditransferkan dari klor ke nitrogen. Elektron kepunyaan hidrogen tertinggal pada klor untuk membentuk ion klorida negatif.

Sekali saja ion amonium terbentuk hal ini menjadikannya tidak mungkin untuk membedakan antara kovalen dativ dengan ikatan kovalen biasa. Meskipun elektron ditunjukkan secara berlainan pada diagram, pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya.

Penggambaran ikatan koordinasi

Pada diagram yang sederhana, ikatan koordinasi ditunjukkan oleh tanda panah. Arah panah berasal dari atom yang mendonasikan pasangan elektron mandiri menuju atom yang menerimanya.

Proses pelarutan hidrogen klorida di air untuk membuat asam hidroklorida
Terjadi sesuatu hal yang mirip. Ion hidrogen (H+) ditransferkan dari klor ke salah satu pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.


Ion H3O+ sering kali disebut dengan ion hidroksonium, ion hidronium atau ion oksonium.

Pada pelajaran pengantar kimia, meskipun kamu berbicara tentang ion hidrogen (sebagai contoh pada asam), kamu sesungguhnaya membicarakan mengenai ion hidroksonium. Ion hidrogen secara sederhana adalah sebuah proton, dan terlalu reaktif untuk eksis dalam bentuk yang sebenarnya pada tabung reaksi.

Jika kamu menuliskan ion hidrogen dengan H+(aq), "(aq)" menunjukkan molekul air yang mana ion hidrogen tertarik pada molekul air tersebut. Ketika ion hidrogen bereaksi dengan sesuatu (alkali, misalnya), secara sederhana ion hidrogen menjadi terlepas dari molekul air lagi.

Catatan bahwa sekali saja ikatan koordinasi terbentuk, semua atom hidrogen yang menempel pada oksigen semuanya sepadan. Ketika ion hidrogen diuraikan kembali, ion hidrogen dapat menjadi yang tiga.

Reaksi antara amonia dan boron trifluorida, BF3

Jika sebelumnya kamu membaca halaman sebelumnya mengenai ikatan kovalen, kamu dapat


mengingat bahwa boron trifluorida merupakan suatu senyawa yang tidak memiliki struktur gas mulia di sekeliling atom boronnya. Boron hanya mempunyai 3 pasangan elektron pada tingkat ikatannya, sedangkan boron sendiri memiliki ruangan untuk ditempati 4 pasang elektron. BF3 digambarkan sebagai molekul yang kekurangan elektron.

Pasangan elektron mandiri pada nitrogen dari molekul amonia dapat digunakan untuk menanggulangi kekurangan ini, dan senyawa yang terbentuk melibatkan ikatan koordinasi.

Penggunaan garis untuk menunjukkan ikatan, hal ini dapat digambarkan dengan lebih sederhana sebagai:

Diagram yang kedua menunjukkan cara lain yang dapat kamu gunakan untuk menggambarkan ikatan koordinasi. Ujung nitrogen pada ikatan menjadi positif karena pasangan elektron bergerak menjauh dari nitrogen menuju ke arah boron ? yang karena itu menjadi negatif. Kita tidak akan menggunakan metode ini lagi ? metode ini lebih membingungkan dibandingkan dengan metode yang hanya menggunakan tanda panah.
Struktur alumunium klorida
Alumunium klorida menyublim (berubah dari keadaan padat menjadi gas) pada suhu sekitar 180°C. Jika senyawa ini mengandung ion maka senyawa ini akan memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena dayatarik yang kuat antara ion positif dengan ion negatif. Akibat hal ini ketika alumunium klorida menyublim pada temperatur yang relatif rendah, maka harus kovalen. Diagram titik-silang menunjukkan elektron terluar saja.
AlCl3, seperti BF3, merupakan molekul yang kekurangan elektron. Keduanya mirip, karena alumunium dan boron terletak pada golongan yang sama pada tabel periodik, sama halnya juga dengan fluor dan klor.

Pengukuran massa atom relatif rumus alumunium klorida menunjukkan bahwa rumus alumunium klorida dalam bentuk uap pada temperatur sublimasi bukan AlCl3, melainkan Al2Cl6. Alumuniun klorida eksis sebagai dimer (dua molekul bergabung menjadi satu). Ikatan antara dua molekul ini merupakan ikatan koordinasi, penggunaan pasangan elektron mandiri pada atom klor. Tiap-tiap atom klor memiliki tiga pasangan elektron mandiri, akan tetapi hanya dua yang penting saja yang ditunjukkan pada diagram.

Energi dilepaskan ketika dua ikatan koordinasi terbentuk, dan karena itu dimer lebih stabil dibandingkan dua molekul AlCl3 yang terpisah.
Ikatan pada ion logan yang terhidrasi

Molekul air ditarik dengan kuat ke arah ion dalam larutan - molekul air berkelompok di sekeliling ion positif atau ion negatif. Pada banyak kasus, dayatarik yang terjadi sangat besar yang mana terjadi pembentukan ikatan formal, dan ini hampir selalu benar pada semua ion logam positif. Ion dengan molekul air yang tertarik dinyatakan sebagai ion terhidrasi.
Meskipun alumunium klorida kovalen, ketika alumunium klorida dilarutkan dalam air, dapat terbentuk ion. Ikatan enam molekul air pada alumunium menghasilkan sebuah ion dengan rumus kimia Al(H2O)63+. Ion ini disebut ion heksaaquoalumunium - yang diterjemahkan sebagai enam ("hexa") molekul air (gaquoh) yang membungkus ion aluminium.
Ikatan yang terjadi disini (dan juga ion yang sejenis yang terbentuk dari sebagian besar logam yang lain) adalah koordinasi (kovalen dativ) dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada molekul air.


Aluminium adalah 1s22s22p63s23px1. Ketika terbentuk ion Al3+ alumunium kehilangan elektron pada tingkat ketiga menghasilkan 1s22s22p6.
Hal tersebut berarti bahwa semua orbital tingkat-3 sekarang menjadi kosong. Alumunium mereorganisasi (hibridisasi) enam orbital (3s, tiga 3p, dan dua 3d) untuk menghasilkan enam orbital baru yang semuanya memiliki energi yang sama. Keenam orbital hibrida tersebut menerima pasangan elektron mandiri dari enam molekul air.

Kamu mungkin heran kenapa alumunium memilih untuk menggunakan enam orbital dibandingkan empat atau delapan atau berapapun. Enam merupakan angka maksimal bagi molekul air yang memungkinkan untuk tepat mengelilingi ion alumunium (dan juga kebanyakan ion logan). Dengan membentuk jumlah ikatan maksimal, kondisi ini melepaskan paling banyak energi dan karena itu menjadikan paling stabil secara energetik. .

Hanya satu pasangan elektron mandiri yang ditunjukkan pada tiap molekul. Pasangan elektron mandiri yang lain terletak menjauh dari alumunium dan karena itu tidak terlibat dalam ikatan. Ion yang dihasilkan terlihat seperti ini:

Karena pergerakan elektron mengarah ke tengah ion, muatan 3+ tidak lagi berlokasi sepenuhnya pada alumunium, tetapi sekarang melebar meliputi keseluruhan ion.
Dua molekul lebih
Karbon monoksida, CO
Karbon monoksida dapat diperhatikan sebagai molekul yang memiliki dua ikatan kovalen biasa antara karbon dan oksigen ditambah ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.

Asam nitrat, HNO3
Pada kasus ini, satu atom oksigen dapat tertarik pada nitrogen melalui ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom nitrogen.

Pada faktanya struktur seperti ini menyesatkan karena memberikan kesan bahwa dua atom oksigen pada bagian sebelah kanan diagram bergabung ke atom nitrogen dengan cara yang berbeda. Kedua ikatan merupakan ikatan yang identik pada panjang dan kekuatannya, dan karena itu penata-ulangan elektron harus identik. Tidak ada cara untuk menunjukan hal ini dengan mengunakan gambar titik-silang. Ikatan mengalami delokalisasi.

Ikatan Logam
Halaman ini memperkenalkan ikatan yang terjadi pada logam. Halaman ini menjelaskan bagaimana munculnya ikatan logam dan kenapa ikatan tersebut kekuatannya bervariasi dari logam yang satu dengan logam yang lain.
Apakah ikatan logam itu?
Ikatan logam pada natrium
Logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi sehingga memberikan kesan kuatnya ikatan yang terjadi antara atom-atomnya. Secara rata-rata logam seperti natrium (titik leleh 97.8°C) meleleh pada suhu yang sangat jauh lebih tinggi dibanding unsur (neon) yang mendahuluinya pada tabel periodik.
SNatrium memiliki struktur elektronik 1s22s22p63s1. Ketika atom-atom natrium datang secara bersamaan, elektron pada orbital atom 2s dari satu atom natrium membagi ruang dengan elektron yang bersesuaian pada atom tetangganya untuk membentuk sebuah orbital molekul ? kebanyakan sama atau serupa dengan cara pembentukan ikatan kovalen.
Perbedaannya, bagaimanapun, tiap atom natrium tersentuh oleh delapan atom natrium yang lainnya ? dan terjadi pembagian (sharing) antara atom tengah dan orbital 3s di semua delapan atom yang lain. Dan tiap atom yang delapan ini disentuh oleh delapan atom natrium, yang kesemuanya disentuh oleh delapan atom natrium, terus dan terus sampai kamu memperoleh seluruh atom dalam bongkahan natrium.
Semua orbital 3s dalam semua atom saling tumpang tindih untuk memberikan orbital molekul dalam jumlah yang sangat banyak yang memeperluas keseluruhan tiap bagian logam. Terdapat jumlah orbital molekul yang sangat banyak, tentunya, karena tiap orbital hanya dapat menarik dua elektron.
Elektron dapat bergerak dengan leluasa diantara orbital-orbital molekul tersebut, dan karena itu tiap elektron manjdi terlepas dari atom induknya. Elektron tersebut disebut terdelokalisasi. Logam terikat bersamaan melalui kekuatan dayatarik yang kuat antara inti positif dengan elektron yang terdelokalisasi.

Hal ini kadang-kandang dilukisakan sebagai "susunan inti positif di lautan elektron".
Jika kamu menggunakan tinjauan ini, hati-hati! Apakah logam merupakan atom atau ion? Jawabannya adalah logam merupakan atom.
Setiap pusat positif pada diagram menggambarkan sisa atom yang terlepas dari elektron terluar, tetapi elektron tersebut tidak menghilang - ini mungkin tidak termasuk tambahan pada atom yang istimewa, tetapi pusat positif tetap berada dalam struktur. Karena itu logam natrium ditulis dengan Na - bukan Na+.
Ikatan logam pada magnesium
Jika kamu menyusun argumentasi yang sama dengan magnesium, kamu akhirnya akan memperoleh ikatan yang lebih kuat dan tentunya titik leleh yang lebih tinggi.
Magnesium memiliki struktur elektronik terluar 3s2. Diantara elektro-elektronnya terjadi delokalisasi, karena itu "lautan" yang ada memiliki kerapatan dua kali lipat daripada yang terdapat pada natrium. Sisa "ion" juga memiliki muatan dua kali lipat (jika kamu menggunakan tinjauan ikatan logam) dan tentunya akan terjadi dayatarik yang lebih banyak antara "ion" dan "lautan".
Lebih realistis, tiap atom magnesium memiliki satu proton lebih banyak pada intinya dibandingkan yang dimiliki oleh natrium, dan karena itu tidak hanya akan terdapat jumlah elektron yang terdelokalisasi tetapi juga akan terjadi lebih banyak dayatarik yang terjadi diantara mereka.
Atom-atom magnesium memiliki jari-jari yang sedikit lebih kecil dibandingkan atom-atom natrium dan karena itu elektron yang terdelokalisasi lebih dekat ke inti. Tiap atom magnesium juga memiliki 12 atom terdekat dibandingkan delapan yang dimiliki natrium. Faktor-faktor inilah yang meningkatkan kekuatan ikatan secara lebih lanjut.
Ikatan logam pada unsur-unsur transisi
Logam transisi cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi. Alasannya adalah logam transisi dapat melibatkan elektron 3d yang ada dalam kondisi delokalisasi seperti elektron pada 4s. Lebih banyak elektron yang dapat kamu libatkan, kecenderungan dayatarik yang lebih kuat akan kamu peroleh.
Ikatan logam pada leburan logam
Pada leburan logam, ikatan logam tetap ada, meskipun susunan strukturnya telah rusak. Ikatan logam tidak sepernuhnya putus sampai logam mendidih. Hal ini berarti bahwa titik didih merupakan penunjuk kekuatan ikatan logam dibandingkan dengan titik leleh. Pada saat meleleh, ikatan menjadi longgar tetapi tidak putus
http://www.chem-is-try.org/?sect=belajar&ext=atom02_08
Ikatan Antarmolekul - Ikatan Hidrogen
Halaman ini menjelaskan asal mula ikatan hidrogen - dayatarik antarmolekul yang terbentuk relatif kuat.
Keterangan untuk ikatan hidrogen
Terdapat banyak unsur yang membentuk senyawa dengan hidrogen - ditunjuk sebagai ghidridah. Jika kamu mem-plot-kan titik didih hidrida unsur golongan 4, kamu akan menemukan bahwa titik didih tersebut naik seiring dengan menurunnya letak unsur pada golongan.

Kenaikan titik didih terjadi karena molekul memperoleh lebih banyak elektron, dan karena itu kekuatan dispersi van der Walls menjadi lebih besar.
Jika kamu mengulangi hal yang sama untuk hidrida golongan 5, 6, 7 sesuatu yang aneh terjadi.

Meskipun secara umum kecenderungannya sama persis dengan yang terjadi pada golongan 4 (dengan alasan yang sama), titik didih hidrida unsur pertama pada tiap golongan melonjak tinggi secara tidak normal.
Pada kasus NH3, H2O dan HF seharusnya terjadi penambahan gaya dayatarik antarmolekul, yang secara signifikan memerlukan energi kalor untuk memutuskannya. Gaya antarmolekul yang relatif kuat ini digambarkan dengan ikatan hidrogen.
Asal mula ikatan hidrogen
Molekul-molekul yang memiliki kelebihan ikatan adalah:


Catatan: Garis yang tebal menunjukkan ikatan berada pada bidang atau pada kertas. Ikatan putus-putus mengarah ke belakang bidang atau kertas berarti menjauh dari kamu, dan bentuk baji (wedge-shaped) mengarah ke arah kamu.


Harus diperhatikan bahwa tiap molekul tersebut:
Hidrogen tertarik secara langsung pada salah satu yang unsur yang paling elektronegatif, menyababkan hidrogen memperoleh jumlah muatan positif yang signifikan
Tiap-tiap unsur yang mana hidrogen tertarik padanya tidak hanya negatif secara signifikan, tetapi juga memiliki satu-satunya pasangan mandiri yang gaktifh.
Pasangan mandiri pada tingkat-2 memiliki elektron yang dikandungnya pada volume ruang yang relatif kecil yang mana memiliki densitas yang tinggi muatan negatif. Pasangan mandiri pada tingkat yang lebih tinggi lebih tersebar dan tidak terlalu atraktif pada sesuatu yang positif.
Mempertimbangkan dua molekul air yang datang bersamaan.

Hidrogen + tertarik dengan kuat pada pasangan mendiri yang mana hampir sama jika kamu memulai untuk membentuk ikatan koordinasi (kovalen dativ). Hal ini tidak terjadi sejauh itu, tetapi dayatarik lebih kuat dibandingkan dayatarik dipol-dipol yang biasa.
Ikatan hidrogen memiliki kekuatan sepersepuluh rata-rata ikatan kovalen, dan secara konstan diputushubungkan pada molekul air. Jika kamu mengibaratkan ikatan kovalen antara oksigen dan hidrogen sebagai hubungan pernikahan yang stabil, ikatan hidrogen hanya berstatus gteman yang baikh. Pada skala yang sama, dayatarik van der Waals hanya menunjukkan perkenalan belaka!
Air sebagai contoh gsempurnah ikatan hidrogen
Harus diperhatikan bahwa tiap molekul air dapat berpotensi membentuk empat ikatan hidrogen dengan molekul air disekelilingnya. Terdapat jumlah hidrogen + yang pasti dan pasangan mandiri karena itu tiap masing-masing molekul air dapat terlibat dalam ikatan hidrogen.
Hal inilah yang menjadi sebab kenapa titik didih air lebih tinggi dibandingkan amonia atau hidrogen fluorida. Pada kasus amonia, jumlah ikatan hidrogen dibatasi oleh fakta bahwa tiap atom nitrogen hanya mempunyai satu pasang elektron mandiri. Pada golongan molekul amonia, tidak terdapat cukup pasangan mandiri untuk mengelilinginya untuk memuaskan semua hidrogen.
Pada hidrogen fluorida, masalah yang muncul adalah kekurangan hidrogen. Pada molekul air, hal itu terpenuhi dengan baik. Air dapat digambarkan sebagai sistem ikatan hidrogen yang gsempurnah.
Contoh yang lebih kompleks dari ikatan hidrogen
Hidrasi ion negatif
Ketika sebuah substansi ionik dialrutkan dalam air, molekul air berkelompok disekeliling ion yang terpisah. Proses ini disebut hidrasi.
Air seringkali terikat pada ion positif melalui ikatan koordinasi (kovalen dativ). Air berikatan dengan ion negatif menggunakan ikatan hidrogen
Diagram menunjukkan potensi terbentuknya ikatan hidrogen pada ion klorida, Cl-. Meskipun pasangan mandiri pada ion klor terletak pada tingkat-3 dan secara normal tidak akan cukup aktif utnuk membentuk ikatan hidrogen, pada kasus ini mereka terbentuk lebih atraktif melalui muatan negatif penuh pada klor.

Meskipun ion negatif rumit, hal itu akan selalu menjadi pasangan mandiri yang mana atom hidrogen dari molekul air dapat membentuk ikatan hidrogen juga.
Ikatan hidrogen pada alkohol
Alkohol adalah molekul organik yang mengandung gugus -O-H.
Setiap molekul yang memiliki atom hidrogen tertarik secara langsung ke oksigen atau nitrogen adalah ikatan hidrogen yang cakap. Seperti molekul yang akan selalu memiliki titik didih yang tinggi dibandingkan molekul yang berukuran hampir sama yang mengandung gugus -O-H atau -N-H. Ikatan hidrogen membuat molekul lebih melekat (stickier), dan memerlukan lebih banyak energi kalor untuk memisahkannya.
Etanol, CH3CH2-O-H, dan metoksimetana, CH3-O-CH3, keduanya memiliki rumus molekul yang sama, C2H6O.

Keduanya memiliki jumlah elektron yang sama, dan panjang molekul yang sama. Dayatarik van der Waals (baik antara gaya dispersi dan dayatarik dipol-dipol) pada keduanya akan sama.
Bagaimanapun, etanol memiliki atom hirogen yang tertarik secara langsung pada oksigen - dan oksigen tersebut masih memiliki dua pasangan mandiri seperti pada molekul air. Ikatan hidrigen dapat terjadi antara molekul etanol, meskipun tidak seefektif pada air. Ikatan hidrogen terbatas oleh fakta bahwa hanya ada satu atom hidrogen pada tiap molekul etanol dengan cukup muatan +.
Pada metoksimetana, pasangan mandiri pada oksigen masih terdapat disana, tetapi hidrogen tidak cukup + untuk pembentukan ikatan hidrogen. Kecuali pada beberapa kasus yang tidak biasa, atom hidrogen tertarik secara langsung pada atom yang sangat elektronegatif untuk menjadikan ikatan hidrogen.
Titik didih etanol dan metoksimetana menunjukkan pengaruh yang dramatis bahwa ikatan hidrogen lebih melekat pada molekul etanol:
etanol (dengan ikatan hidrogen)

78.5°C
metiksimetana (tanpa ikatan hidrogen)

-24.8°C
Ikatan hidrogen pada etanol menghasilkan titik didih sekitar 100°C.
Sangat penting untuk merealisasikan bahwa ikatan hidrogen eksis pada penambahan (in addition) dayatarik van der Waals. Sebagai contoh, semua molekul berikut ini mengandung jumlah elektron yang sama, dan dua yang pertama memiliki panjang yang sama. Titik didih yang paling tinggi butan-1-ol berdasarkan pada penambahan ikatan hidrogen.

Dengan membandingkan dua alkohol (yang mengandung gugus -O-H), kedua titik didih adalah tinggi karena penambahan ikatan hidrogen berdasarkan pada tertariknya hidrogen secara langsung pada oksigen ? tetapi sebenarnya tidak sama.
Titik didih 2-metilproan-1-ol tidak cukup tinggi seperti butan-1-ol karena percabangan pada molekul menjadikan dayatarik van der Waals kurang efektif dibandingkan pada butan-1-ol yang lebih panjang.
Ikatan hidrogen pada molekul organik yang mengandung nitrogen
Ikatan hidrogen juga terjadi pada molekul organik yang mengandung gugus N-H - pendeknya terjadi juga ada amonia. Contohnya adalah molekul sederhana seperti CH3NH2 (metilamin) sampai molekul yang panjang seperti protein dan DNA.
Dua untai double helix yang terkenal pada DNA berikatan satu sama lain melalui ikatan hidrogen antara atom hidrogen yang tertarik oleh nitrogen pada salah satu untai, dan pasangan mandiri pada nitrogen atau oksigen yang lain yang terletai pada untai yang lain

Ikatan Antarmolekul - Gaya Van der Waals
Halaman ini menjelaskan asal mula terbentuknya dua dayatarik antarmolekul yang paling lemah ? gaya dispersi van der Waals dan dayatarik dipol-dipol.
Apakah dayatarik antarmolekul itu?
Ikatan antarmolekul versus ikatan intramolekul
Dayatarik antarmolekul adalah dayatarik yang terjadi antara suatu molekul dan molekul tetangganya. Gaya tarik yang mengikat molekul secara tersendiri (sebagai contoh, ikatan kovalen) dikenal dengan dayatarik intramolekul. Dua kata tersebut membingungkan yang mana untuk lebih amannya membuang salah satu diantaranya dan tidak digunakan lagi. Istilah hintramolekulh tidak akan digunakan lagi pada bagian ini.
Semua molekul mengalami dayatarik antarmolekul, meskipun pada beberapa kasus dayatarik yang terjadi sangatlah lemah. Pada gas seperti hidrogen, H2. Jika kamu memperlambat gerak molekul melalui pendinginan, dayatarik cukup besar bagi molekul untuk tetap bersama sampai pada akhirnya membentuk cairan dan kemudian padatan.
Pada kasus hidrogen dayatarik sangat lemah yang mana molekul membutuhkan pendinginan sampai 21 K (-252°C) sebelum dayatarik cukup kuat untuk mengkondensasi hidrogen menjadi cairan. Dayatarik antarmolekul yang dimiliki oleh helium lebih lemah - molekul tidak ingin tetap bersama untuk membentuk cairan sampai temperatur menurun sampai 4 K (-269°C).
Gaya van der Waals: gaya dispersion
Gaya dispersi (salah satu tipe dari gaya van der Waals adalah yang kita setujui pada halaman ini) yang juga dikenal dengan ggaya Londonh (dinamakan demikian setelah Fritz London mengusulkan untuk pertama kalinya).
Asal mula gaya dispersi van der Waals
Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara
Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata.

Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris - H2, boleh jadi, atau Br2. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik.
Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +.

Catatan: (dibaca "delta") berarti gagakh (slightly) - karena itu + berarti gagak positifh.


Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul.

"Selubung lingkarang" yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik - molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal.
Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu.

Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul
Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu - dan karena itu akan menjadi yang paling dominan).
Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri.
Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung - yang lain.

Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya.

Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara.
Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak.

Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah - tetapi tetap selaras.
Kekuatan gaya dispersi
Gaya dispersi antara molekul-molekul adalah lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen diantara molekul. Hal ini tidak memungkinkan untuk memberikan harga yang eksak, karena ukuran dayatarik bervariasi sekali dengan ukuran dan bentuk molekul.
Seberapa jauh ukuran molekul memperngaruhi kekuatan ikatan daya dispersi
Semua unsur tersebut berada pada molekul monoatomik.
Alasan yang mendasari bahwa titik didih meningkat sejalan dengan menurunnya posisi unsur pada golongan adalah kenaikan jumlah elektron, dan juga tentunya jari-jari atom. Lebih banyak elektron yang kamu miliki, dan lebih menjauh sejauh mungkin, yang paling besar memungkikan dipol sementara terbesar dan karena itu gaya dispersi paling besar.

Karena dipol sementara lebih besar, molekul xenon lebih melekat (stickier) dibandingkan dengan molekul neon. Molekul neon akan berpisah satu sama lain pada temperatur yang lebih rendah dibandingkan molekul xenon - karena itu neon memiliki titik didih yang lebih rendah.
Hal ini adalah suatu alasan (semua yang lainnya sebanding) molekul yang lebih besar memiliki lebih banyak elektron dan lebih menjauh dari dipol sementara yang dapat dihasilkan - dan karena itu molekul yang lebih besar lebih melekat.
Seberapa jauh bentuk molekul mempengaruhi kekuatan gaya dispersi
Ukuran molekul juga begitu. Molekul yang panjang kurus dapat menghasilkan dipol sementara yang lebih besar berdasarkan pada pergerakan elektronnya dibandingkan molekul pendek gemuk yang mengandung jumlah elektron yang sama.
Molekul yang panjang kurus juga dapat lebih dekat satu sama lain - dayatarik meraka lebih efektif jika molekul-molekulnya benar-benar tertutup.
Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C4H10, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang.

Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek dan lebih gemuk 2-metilpropan.
Gaya van der Waals: interaksi dipol-dipol
Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu sama lain lebih dari yang meraka bisa lakukan jika hanya menyandarkan pada gaya dispersi saja.
Hal ini sangat penting untuk merealisasikan bahwa semua molekul mengalami gaya dispersi. Interaksi dipol-dipol bukan suatu alternatif gaya dispersi - penjumlahannya. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara.
Agak mengherankan dayatarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH3CH3, dan fluorometana, CH3F adalah:

Kenapa dipilih dua molekul tersebut untuk dibandingkan? Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan jika kamu membuat model kamu akan menemukan bahwa ukurannya hampir sama - seperti yang kamu lihar pada diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama.
Titik didih fluorometana yang lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena elektronegatifitas fluor yang tinggi. Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat kira-kira 10‹.
°.
Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl3, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan dayatarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya.


Dilain pihak, tetraklorometan, CCl4, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - in pada semua arah. CCl4 hanya bergantung pada gaya dispersi


Karena itu manakah yang memiliki titik didih yang lebih tinggi? CCl4 tentunya, karena CCl4 molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol.

ikatan ion
Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.
PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH
- IA  VIIA atau VIA
- IIA   VIIA atau VIA
- Unsur transisi VIIA atau VIA
Contoh:
        Na              Na + e-
1s2 2s2 2p6 3s1          1s2 2s2 2p6 (konfigurasi Ne)
Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.
      Cl + e-                     Cl-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5                1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)
Antara ion-ion Na+ dan Cl- terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na+Cl-.
Contoh lain : CaCl2 , MgBr2, BaO , FeS dan sebagainya.
SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN

a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar

peranan electron dlm ikatan kimia
Teori duplet dan oktet dari G.N. Lewis merupakan dasar ikatan kimia.
Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia (ns2np6)

TEORI INI MENDAPAT BEBERAPA KESULITAN, YAKNI :
1.
Pada senyawa BCl3 dan PCl5, atom boron dikelilingi 6 elektron, sedangkan atom fosfor dikelilingi 10 elektron.


2.
Menurut teori ini, jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk suatu unsur tergant~u~g jumlah elektron tak berpasangan dalam unsur tersebut.
Contoh : 8O : 1s2 2s2 2p2 2px2 2py1 2pz1
Ada 2 elektron tunggal. sehingga oksigen dapat membentuk 2 ikatan (H-O-H; O=O).

akan tetapi:
                5B : 1s2 2s2 2px1
Sebenarnya hal ini dapat diterangkan bila kita ingat pada prinsip Hund, dimana cara pengisian elektron dalam orbital suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.
Contoh : 5B : 1s2 2s2 2px1    (hibridisasi) 1s2 2s1 2px1 2py1

Tampak setelah terjadi hibridisasi untuk berikatan dengan atom B memerlukan tiga buah elektron, seperti BCl3
3.
Menurut teori di atas, unsur gas mulia tidak dapat membentuk ikatan karena di sekelilingnya telah terdapat
8 elektron. Tetapi saat ini sudah diketahui bahwa Xe dapat membentuk senyawa, misalnya XeF2 den XeO2.
Teori lain adalah teori ikatan valensi. Dalam teori ini ikatan antar atom terjadi dengan care saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.

BEBERAPA MACAM IKATAN KIMIA YANG TELAH DIKETAHUI, ANTARA LAIN :
A.
Ikatan antar atom
1. Ikatan ion = elektrovalen = heteropolar


2. Ikatan kovalen = homopolar


3. Ikatan kovalen koordinasi = semipolar


4. Ikatan logam
B.
Ikatan antar molekul
1. Ikatan hidrogen


2. Ikatan van der walls
 
ikatan kovalen
Ikatan kovalen terjadi karena adanya pemakaian bersama elektron dari atom-atom yang membentuk ikatan. Pada umumnya ikatan kovalen terjadi antara atom-atom bukan logam yang mempunyai perbedaan elektronegativitas rendah atau nol. Seperti misalnya : H2, CH4, Cl2, N2, C6H6, HCl dan sebagainya.
IKATAN KOVALEN TERBAGI ATAS
1.
IKATAN KOVALEN POLAR
Atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap pasangan elektron
persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan kedua atomnya. Elektron persekutuan akan
bergeser ke arah atom yang lebih elektronegatif akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif.
 
 
Dalam senyawa HCl ini, Cl mempunyai keelektronegatifan yang lebih besar dari H. sehingga pasangan elektron lebih tertarik ke arah Cl, akibatnya H relatif lebih elektropositif sedangkan Cl relatif menjadi elektronegatif.
Pemisahan muatan ini menjadikan molekul itu bersifat polar dan memiliki "momen dipol" sebesar:
T = n . l
dimana :
T = momen dipol
n = kelebihan muatan pada masing-masing atom
l  = jarak antara kedua inti atom
 
2.
IKATAN KOVALEN NON POLAR
Titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul pembentukuya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan lain bahwa elektron persekutuan mendapat gaya tarik yang sama.
Contoh:
 
Kedua atom H mempunyai harga keelektronegatifan yang sama.
 
 
Karena arah tarikan simetris, maka titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit.
Contoh lain adalah senyawa CO2, O2, Br2 dan lain-lain

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi apabila pasangan elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang membentuknya.
Jadi di sini terdapat satu atom pemberi pasangan elektron bebas (elektron sunyi), sedangkan atom lain sebagai
penerimanya.
SYARAT PEMBENTUKANNYA
1. Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas
2. Atom lainnya memiliki orbital kosong
Contoh:
- Ion hidronium (H3O+): H2O + H+ H3O+L

IKATAN LOGAM
Pada ikatan kovalen, elektron-elektron ikatan seolah-olah menjadi milik sepasang atom, sehingga tidak dapat bergerak bebas. Pada logam, elektron-elektron yang menyebabkan terjadinya ikatan di antara atom-atom logam tidak hanya menjadi milik sepasang atom saja, tetapi menjadi milik semua atom logam, sehingga elektron-elektron dapat bergerak bebas. Karena itulah maka logam-logam dapat menghantarkan arus listrik.
 
IKATAN HIDROGEN

Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.
Contoh:
- molekul H2O
- molekul HF
IKATAN VAN DER WALLS
Gas mempunyal sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls.
 
bentuk molekul
Dalam bentuk molekul dikenal adanya teori ikatan valensi. Teori ini menyatakan bahwa ikatan antar atom terjadi dengan cara saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.
Pertindihan antara dua sub kulit s tidak kuat, oleh karena distribusi muatan yang berbentuk bola, oleh sebab itu pada umumnya ikatan s - s relatif lemah.
Sub kulit "p" dapat bertindih dengan sub kulit "s" atau sub kulit "p" lainnya, ikatannya relatif lebih kuat, hal ini dikarenakan sub kulit "p" terkonsentrasi pada arah tertentu.
Contoh:
a.
Molekul HF:
- konfigurasi atom H : 1s1


- konfigurasi atom F: 1s2 2s2 2Px2 2py2 2pz1



Tumpang tindih terjadi antara sub kulit 1s dari atom H dengan orbital 2pz dari aton, F. Pertindihan demikian disebut pertindihan sp.
b.
Molekul H2O:
- konfigurasi atom H : 1s1


- konfigurasi atom O: 1s2 2s2 2Px2 2py1 2pz1



Dalam atom O terdapat 2 elektron dalam keadaan yang tidak berpasangan (orbital 2py dan 2pz), masing-masing orbital ini akan bertindihan dengan orbital 1s dari 2 atom H. Kedudukan orbital-orbital p saling tegak lurus, diharapkan sudut ikatannya sebesar 90o, tetapi karena adanya pengaruh pasangan elektron 2px, maka kedua ikatan tersebut akan tertolak dan membentuk sebesar 104.5o.
c.
Molekul CH4
- konfigurasi atom H: 1s1


- konfigurasi atom C: 1s2 2s2 2Px1 2py1 2pz0



Untuk mengikat 4 atom H menjadi CH4, maka 1 elektron dari orbital 2s akan dipromosikan ke orbital 2pz, sehingga konfigurasi elektron atom C menjadi: 1s1 2s1 2px1 2py1 2pz1 . Orbital 2s mempunyai bentuk yang berbeda dengan ketiga orbital 2p, akan tetapi ternyata kedudukan keempat ikatan C-H dalam CH4 adalah sama. Hal ini terjadi karena pada saat orbital 2s, 2px, 2py dan 2pz menerima 4 elektron dari 4 atom H, keempat orbital ini berubah bentuknya sedemikian sehingga mempunyai kedudukan yang sama. Peristiwa ini disebut "hibridisasi". Karena perubahan yang terjadi adalah 1 orbital 2s dan 3 orbital 2p, maka disebut hibridisasi sp3. Bentuk molekul dari ikatan hibrida sp3 adalah tetrahedron.