Ikatan dan Strukur Kimia

Jenis Jenis Ikatan Kimia

1. Ikatan antar atom

1. Ikatan Ion

Ikatan ion terbentuk akibat adanya melepas atau menerima elektron oleh atom-atom yang berikatan. Atom-atom yang melepas elektron menjadi ion positif (kation) sedang atom-atom yang menerima elektron menjadi ion negatif (anion). Senyawa yang memiliki ikatan ion disebut senyawa ionik. Senyawa ionik biasanya terbentuk antara atom-atom unsur logam dan nonlogam. Atom unsur logam cenderung melepas elektron membentuk ion positif, dan atom unsur nonlogam cenderung menangkap elektron membentuk ion negatif .Dalam hal ini, kation terionisasi dan melepaskan sejumlah elektron hingga mencapai jumlah oktet yang disyaratkan dalam aturan Lewis. Sifat-Sifat ikatan ionik adalah

• Senyawa ion berupa elektrolit
• Biasanya zat padat yang memiliki titik leleh yang tinggi
• Tidak larut dalam pelarut organik tetapi larut dalam pelarut air

2. Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen merupakan ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian elektron bersama oleh atom-atom pembentuk ikatan. Ikatan kovalen biasanya terbentuk dari unsur-unsur nonlogam.Ikatan kovalen terjadi ketika masing-masing atom dalam ikatan tidak mampu memenuhi aturan oktet, dengan pemakaian elektron bersama dalam ikatan kovalen, masing-masing atom memenuhi jumlah oktetnya.

Ikatan Kovalen Polar

Elektron akan tertarik lebih kuat ke atom yang elektronegatif lebih besar (cenderung menangkap elektron)

Ikatan Kovalen Non-Polar
Ikatan kovalen non polar terjadi jika pasangan elektron yang dipakai bersama, sama kuat ke semua atom yang berikatan.

3. Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinat merupakan ikatan kimia yang terjadi apabila pasangan elektron bersama yang dipakai oleh kedua atom disumbangkan oleh salah satu atom saja. Sementara itu atom yang lain hanya berfungsi sebagai penerima elektron berpasangan saja.

Syarat-syarat terbentuknya ikatan kovalen koordinat:

• Salah satu atom memiliki pasangan elektron bebas
• Atom yang lainnya memiliki orbital kosong
• Susunan ikatan kovalen koordinat sepintas mirip dengan ikatan ion, namun kedua ikatan ini berbeda oleh karena beda keelektronegatifan yang kecil pada ikatan kovalen koordinat sehingga menghasilkan ikatan yang cenderung mirip kovalen.

4. Ikatan logam

Ikatan logam merupakan salah satu ciri khusus dari logam, pada ikatan logam ini elektron tidak hanya menjadi milik satu atau dua atom saja, melainkan menjadi milik dari semua atom yang ada dalam ikatan logam tersebut. Elektron-elektron dapat terdelokalisasi sehingga dapat bergerak bebas dalam awan elektron yang mengelilingi atom-atom logam. Akibat dari elektron yang dapat bergerak bebas ini adalah sifat logam yang dapat menghantarkan listrik dengan mudah. Ikatan logam ini hanya ditemui pada ikatan yang seluruhnya terdiri dari atom unsur-unsur logam semata.

Sifat-sifat umum sebagai berikut:

• Penghantar listrik dan panas yang baik
• Keras, mudah ditempa dan ditarik.
• Titik lebur dan titik didih tinggi
• Mengkristal dengan bilangan koordinasi  tinggi, yaitu 12 atau 14 Sifat-sifat diatas tidak dapat dijelaskan dengan ikatan ion atau kovalen, hingga ikatan yang khusus, yang disebut ikatan logam.

2. Ikatan Antara Molekul

1. Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion.

Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya

Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.

2. Ikatan Van Der Walls

Gaya Van Der Walls dahulu dipakai untuk menunjukan semua jenis gaya tarik menarik antar molekul. Namun kini merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol seketika. Ikatan ini merupakan jenis ikatan antar molekul yang terlemah, namun sering dijumpai diantara semua zat kimia terutama gas. Pada saat tertentu, molekul-molekul dapat berada dalam fase dipol seketika ketika salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Dalam keadaan dipol ini, molekul dapat menarik atau menolak elektron lain dan menyebabkan atom lain menjadi dipol. Gaya tarik menarik yang muncul sesaat ini merupakan gaya Van der Walls.

Faktor Geometri

1.Jari - Jari Atomik

Jarak elektron dalam atom secara perlahan akan meningkat ,tetapi tidak pernah mencapai nol ketika jarak dari inti meningkat.Jari-jari atomik yang ditentukan secara eksperimen merupakan salah satu parameter atomik yang paling penting untuk mendeskripsikan kimia struktural senyawa.Cukup beralasan untuk mendefinisikan jari-jari logam sebagai separuh jarak atom logam.

2.Jari - Jari Ionik

Karena kation dan anion unsur yang berbeda dalam senyawa ion diikat dengan interaksi elektrostatik, jarak ikatan adalah jumlah jari-jari ionik yang diberikan untuk kation dan anion. Jari-jari ionik standar satu spesies ditetapkan terlebih dahulu dan kemudian dikurangkan dari jarak antar ion untuk menentukan jari-jari ion partnernya.

3.Entalpi Kisi

Ketika ion-ion dalam keadaan gas bereaksi satu dengan yang lainnya membentuk senyawa kemudian melepaskan entalpi atau mengubah nilai entalpi, itulah yang disebut entalpi kisi. Sebagai contoh adalah pembentukan NaCl yang biasanya melepaskan kalor ke lingkungan.

Na+ (g) + Cl - (g) ⇌ NaCl (s)

Entalpi kisi difenisikan sebagai perubahan entalpi standar reaksi dekomposisi ristal ionik menjadi ion-ion gasnya (s adalah solid, g adalah gas, dan L adalah kisi (lattice)). Entalpi kisi secara tidak langsung dihitung dari nilai dari nilai perubahan entalpi dalam tiap tahap menggunakan siklus Bom-Habber. Siklus Bom-Habber adalah suatu oendektan yang digunakan untuk menganalisi energi reaksi. Siklus ini dibentuk dengan menggunakan data entalpi; entalpi pembentukan standar kristal ion dari unsur- unsurnya, ∆H_f  entalpi sublimasi padatan elementernya, entalpi atomisasi yang berhubungan entalpidisosiasi molekul ganya, ∆H_atom, entalpi ionisasi yakni jumlah entalpi ionisasi pembentukan kation dan entalpi pengangkapan elektron dalam pembentukan anion, ∆H_ion. Entalpi kisi dihitung dengan menggunakan habungan: (Taro, kimia anorganik, 2004)

4.Tetapan Madelung

Energi potensial Coulomb total antar ion dalam  senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan B adalah penjumlahan energi potensial Coulomb interaksi ion individual, Vab.  Karena lokasi ion-ion dalam kisi kristal ditentukan oleh tipe struktur, potensial Coulomb total antar ion dihitung dengan menentukan jarak antar ion d. A adalah tetapan Madelung  yang khas untuk tiap struktur kristal (Tabel 2-3).

NA adalah tetapan Avogadro dan  zA dan  zB adalah muatan listrik kation dan anion.  Interaksi elektrostatik antara ion-ion yang bersentuhan merupakan yang terkuat, dan tetapan Madelung biasanya menjadi lebih besar bila bilangan koordinasinya meningkat.  Sebab muatan listrik mempunyai tanda yang berlawanan, potensialnya menjadi negatif, menunjukkan penstabilan yang menyertai pembentukan kisi kristal dari ion-ion fasa gas yang terdispersi baik. Walaupun potensial listrik terendah biasanya menghasilkan struktur paling stabil, namun ini  tidak selalu benar sebab ada interaksi lain yang harus dipertimbangkan.

Faktor terbesar selanjutnya yang berkontribusi pada entalpi kisi adalah gaya van der Waals, dan gaya dispersi atau  interaksi London.  Interaksi ini bersifat tarikan antara dipol listrik, yang berbanding terbalik dengan pangkat 6 jarak antar ion. Gaya van der Waals nilainya sangat kecil.

5.Struktur Kristal Logam

Face Cetered Cubic (FCC) 

Tiap atom dalam sel satuan FCC ini dikelilingi oleh duabelas (12) atom tetangga, hal ini berlaku untuk setiap atom, baik yang terletak pada titk sudut maupun atom dipusat sel satuan (lihat Gambar 2a). Jumah atom tetangga yang mengelilingi setiap atom dalam struktur kristal FCC yang nilainya sama untuk setiap atom disebut dengan bilangan koordinasi (coordination number). Bilangan koordinasi struktur FCC adalah 12.

Body Centered Cubic (BCC)

 Tiap atom dalam sel satuan BCC ini dikelilingi oleh delapan (8) atom tetangga (lihat Gambar 3a), sebagai akibatnya bilangan koordinasi struktur BCC adalah 8.Karena struktur BCC mempunyai bilangan koordinasi lebih kecil dibandingkan dengan bilangan koordinasi FCC, maka faktor tumpukan atom struktur BCC, yang bernilai 0.68, adalah juga lebih kecil dibandingkan dengan faktor tumpukan atom FCC.

Hexagonal Close Packed (HCP)

Sel satuan HCP mempunyai enam (6) buah atom, yang diperoleh dari jumlah dua-belas seperenam-atom pada dua belas titik sudut lapisan atas dan bawah plus dua setengah-atom pada pusat lapisan atas dan bawah plus tiga atom pada lapisan sela/tengah (12 1/6 + 2  1/2 + 3).

          6.Kristal Ionik

Dalam kristal ionik, seperti logam halida, oksida, dan sulfida, kation dan anion disusun bergantian,

dan padatannya diikat oleh ikatan elektrostatik. Banyak logam halida melarut dalam pelarut polar

misalnya NaCl melarut dalam air, sementara logam oksida dan sulfida, yang mengandung

kontribusi ikatan kovalen yang signifikan, biasanya tidak larut bahkan di pelarut yang paling polar

sekalipun. Struktur dasar kristal ion adalah ion yang lebih besar (biasanya anion) membentuk

susunan terjejal dan ion yang lebih kecil (biasanya kation) masuk kedalam lubang oktahedral atau

tetrahedral di antara anion. Kristal ionik diklasifikasikan kedalam beberapa tipe struktur berdasarkan jenis kation dan anion yang terlibat dan jari-jari ionnya.

           7.Aturan Jari-Jari

Dalam bagian struktur yang hanya terdiri dari anion, anion membentuk koordinasi polihedral disekeliling kation. Jari jari anion r_x adalah separuh sisi polihedral dan jarak kation di pusat polihedral kesudut polihedral adalah jumlah jari-jari kation dan anion r_x + r_M. Polihedral  dalam CsCl adalah kubus, strktur NaCl adalah oktahedral, dan ZnS adalah tetrahedral. Jarak dari pudat kesudut polihedral adalah berturut-turut √3rx,√2rx,dan 1/2√6rx. sehingga, rasio jari-jari kation dan anion adalah ( √3rx-rx)/rx= √3-1=732 ini untuk senyawa CsCl, ((√2rx-rx))/rx= √2-1=0,414  untuk NaCl,     ( 1/2  √6rx-rx)/rx 1/2√6-1=0,225untuk ZnS    (Taro, kimia anorganik, 2004)

            8.VariasiUngkapan Struktur Padatan

Banyak padatan anorganik memiliki struktur 3-dimensi yang rumit iyaa seperti kamu yang rumit heheh. Ilustrasi yang berbeda dari senyawa yang sama akan membantu kita memahami struktur tersebut. Dalam hal senyawa anorganik yang RUMIT, mengambarkan ikatan antar atom. Walaupun terdapat ikatan antar anion, strukturnya akan disederhanakan bila polihedral anion menggunakan dua susdut (muka atau sisi). Struktur ionik dianggap strktur terjejal anion.

Faktor Elektronik

1.Energi Ionisasi

Energi ionisasi didefinisikan sebagai enertgi minimum yang diperlukan untuk mengeluarkan electron dari atonm dalam fase gas (g).

  𝑨(𝑔)→ 𝑨⁺(𝑔) + 𝗲(𝑔)

Energi ionisasi  ionisasi yang pertama, yang mengeluarakan electron terluar merupakan energy ionisasi terendah, energy ionisasi ke -2 dan ke -3 dan seterusnya yang mengionisasi lebih lanjut kation, meningkat dengan cepat sehingga memiliki energy ionisasi yang semakin besar. Sehingga dapat diambil persamaan yaitu

Ei1 < Ei2< Ei3

Entalpi ionisasi  yakni perubahan entalpi standar proses ionisasi dan digunakan dalam perhitungan termodinamika.Unsur alkali umumnya memiliki energy ionisasi terendah karena unsur –unsur nya akan terstabilkan dengan pengeluaran satu electron terluar untuk mencapai konfigurasi gas mulia. Kenapa gas mulia? Karena gas mulia ini memiliki struktur elketronik yang stabil dengan demikian energy ionisasi yang dimilikinya adalah yang terbesar.

Jadi, di energy ionisasi ini terjadi perlepasaan electron untuk mencapai kestabilan.

2.Muatan inti efektif ( Z_eff)

Karena muatan positif inti biasanya  sedikit banyak dilawan oleh muatan electron (dibawah elekron valensi), muatan inti yang dirasakan oleh electron valensi suartu atom dengan nomor Z akan lebih kecil dengan muatan inti, Z_e. Penurunan uni dungkapkan dengan konstanta perisai dan muatan ini netto disebut muatan inti efektif, Z_eff.

Z_eff = Z –  𝜎

3.  Afinitas Elektron

Afinitas electron adalah negative entalpi penangkapan electron oleh atom dalam fase gas, sebagaimana ditunjukkan dalam persamaan berikut dan dilambangkan dengan                     

    A  (= -∆H_eg)  

A(g) + e ⟶ A^-(g)

Afinitas electron dapat dianggap entalpi ionisasi anion. Karena atom halogen mencapai konfigurasi electron gas mulia bila satu lektron ditambahkan, afinitas electron bernilai besar.Sehingga difenisikan afinitas electron pertama adalah energy yang dilepaskan ketika 1 mol atom gas mendapatkan satu electron untuk membentuk 1 mol ion gas.

 4.Orbital molekul

Teori orbital molekul (OM) menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan (lischer^b, 2009). Konstruksi orbital molekul dari orbital atom, ibagian dalam pembentukan molekul. Separuh dari orbital molekul mempunyai energi yang lebih besar daripada energi orbital atom. Orbital yang dibentuk yaitu orbital molekul pengikatan (bonding) dan orbital molekul antiikatan (anti bonding). Elektron yang tidak mengambil bagian dalam pengikatan disebut elektron tidak berikatan (nonbonding) dan mempunyai energy yang sama dengan energy yang dimiliki atom-atom yang terpisah. Energi –energi relatif dari setiap jenis orbital secara umum terlihat pada gambar 2 berikut ini (Dogra, 1990).

Orbital atom yang mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul harus memenuhi persyaratan sebgai berikut:

1.Orbital atom yang membentuk orbital molekulm harus mempunyai energi yang dapat

dibandingkan.

2.Fungsi gelombang dari masing-masing orbital atom harus bertumpang tindih dalam ruangan

sebanyak mungkin..

3.Fungsi gelombang orbital atom harus mempunyai simetri yang relatif sama dengan sumbu

molekul.

5.Ke-elektronegatifan  ( X )

Ke-elektronegatifan adalah salah satu parameter atom paling fundamental yang mengungkapkan secara numerik kecenderungan atom untuk menarik electron dalam molekul. Dasar teori yang digunakan untuk menentukan ke-elektronegatifan.

a.      L . Pauling

L. pauling mendefinisikan ke-elektronegatifan sebagai besaran kuntitatif katrakter ion ikatan

                                      𝞓=𝑫(𝐴𝐵) - 1/2 𝑫(𝐴𝐴)+ 𝘿(𝘉𝘉))

D adalah energy ikatan kovalen. Namun, kemudian diamati ∆ tidak selalu positif dan Pauling memodifikasi definisinya dengan:

                                     𝞓=𝑫(𝐴𝐵) - √𝑫(𝐴𝐴)+ 𝘿(𝘉𝘉))

Ke-elektronegatifan difenisikan dengan cara agar perbedaan ke-elektronegatifan atom A dan B sebanding dengan akar kuadrat karakter ion.

                                                            _{|𝗫𝚊 - 𝗫𝚋| = 0.208√Δ}

b.      A. L. Allerd dan E. G. Rochow

Ke-elektronegatifan merupakan medan listrik dipermukaan aom Z_eff / r². Mereka menambahkan konstantauntuk membuat keelektronegatifan mereka X _AR sedekat mungkin dengan nilai Pauling dengan menggunakan r adalah jari-jari ikatan kovalen atom.

                                       X𝑎𝑟 = 0.74 + 0.36    Z_eff / r²

Dengan hasil kesimpulan yaitu unsur-unsur dengan jari-jari kovalen yang kecil dan muatan inti efektif yang besar memiliki ke elektronegatifan yang besar.

c.       R. Muliken

Mendefinisikan ke-lektronegatifan sebagai rata-rata energy ionisasi dan afinitas elektron A .

                                                                       𝐗𝐦 = 1/2 ( I +A)

Karena energy ionisasi adalah energy eksitasi elektronik dari HOMO ( highest occupied moleculer  orbital) dan afinitas electron adalah penambahan electron ke LUMO (lowest unoccupied moleculer orbital) . dalam definisi ini keeloktonegatifan dapat disebut juga rata-rata tingkat energy HOMO dan LUMO.

Dalam ke – elektronegatifan  berhubungan langsung dengan orbital atom.  Ke-elektronegatifan atom – atom penyusun adalah besaran yang penting untuk menjelaskan ikatan, struktur, dan reaksi senyawa. Ke-elektronegatifan meningkat kekanan dan menurun jika kebawah dalam table periodic unsur.

https://www.ilmukimia.org/2013/02/entalpi.html

https://www.quora.com/What-is-the-distance-between-the-centre-of-a-nucleus-and

the-outermost-shell

http://sersan-mulyono.blogspot.com/2011/10/entalpi-kisi-dan-tetapan-madelung.html

https://www.slideshare.net/s4nny/ppt-ikatan-kimia-ok

http://asytifebliza.blogspot.com/2011/12/pembentukan-orbital-molekul-hcl.html