MAKALAH KIMIA
IKATAN KIMIA
BAB I
PENDAHULUAN
A.
Latar Belakang
Dalam kehidupan sehari-hari sering kali kita
menerima begitu saja dunia sekitar kita beserta perubahan-perubahan yang
terjadi di dalamnya tanpa mempertanyakan misalnya, apa itu air, apa itu bensin,
mengapa bensin bias terbakar sedangkan air tidak? Apakah arti tarbakar? Mengapa
besi dapat berkarat sedangkan emas tidak? Apa itu karet dan bagaimana membuat
karet tiruan?
Pertanyaan-pertanyaan diatas adalah sebagian
dari masalah yang dibahas dalam dalam ilmu kimia. Oleh karena itu, ilmu kimia
dapat di definisikan sebagai ilmu kimia adalah ilmu yang mempelajari segala
sesuatu tentang materi, seperti hakekat, susunan, sifat-sifat, perubahan serta
energi yang menyertai perubahannya.
Suatu atom bergabung dengan atom lainnya
melalui ikatan kimia sehingga dapat membentuk senyawa, baik senyawa kovalen
maupun senyawa ion. Senyawa ion terbentuk melalui ikatan ion, yaitu ikatan yang
terjadi antara ion positif [atom yang melepaskan elektron] dan ion negative
[atom yang menangkap elektron]. Akibatnya, senyawa ion yang terbentuk bersifat
polar.
Dalam setiap senyawa, atom-atom terjalin secara
terpadu oleh suatu bentuk ikatan antaratom yang deiebut ikatan kimia. Seorang
ahli kimia dari Amerika serikat, yaitu Gilbert Newton Lewis ( 1875- 1946) dan
Albrecht Kosel dari Jerman ( 1853- 1972) menerangkan tentang konsep ikatan
kimia.
-
Unsur- unsur gas mulia ( golongan VIIA) sukar
membentuk senyawa karena konfigurasi electronnya memeliki susunan electron yang
Stabil.
-
Setiap unsur berusaha memeliki konfigurasi
electron seperti yang di meliki oleh unsure gas mulia, yaitu dengan cara
melepaskan electron atau menangkap electron.
-
Jika suatu unsure melepaskan electron,
artinya unsure itu electron pada unsure lain. Sebaliknya, jika unsure itu
menangkap elektron, artinya menerima elektron dari unsure lain. Jadi susunan
yang stabil tercapai jika berikatan dengan atom unsure lain.
-
Kecenderungan atom- atom unsure untuk memiliki
delapan elektron di kulit terluar di sebut kaida octet.
B.
Rumusan Masalah
Berdasarkan keseluruhan kajian teoritis
dan hasil Studi yang kami ( kelompok III )rangkup pada uraian latar belakang di
atas, maka permasalahan yang kami angkat adalah apakah kita biasa menerima
begitu saja perubahan-perubahan yang terjadi tanpa mempertanyakannya?
C.
Tujuan
Adapun
tujuan yang ingin di capai dalam mengadakan tugas makalah ini adalah :
-
Agar mengetahui perubahan yang
terjadi di sekitar kita
-
Untuk lebih memahami Ilmu Kimia secara umum
-
Lebih menyadari pentingnya pendidikan,melati
kami dalam pembuatan-pembuatan makala secara kelompok, sehingga menjadi bekal
bagi masa yang akan dating.
BAB II
PEMBAHASAN
IKATAN KIMIA
Pengertian Ikatan Kimia
Antara dua atom
atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul. Interaksi ini
selalu disertai dengan pelepasan energi. Adapun gaya-gaya yang menahan
atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia.
Ikatan kimia terbentuk karena unsure-unsur cenderung membentuk struktur
elektron stabil. Struktur elektron stbil yaitu struktur elektron gas mulia (
Golongan VIII A ) Seperti dalam tabel 3.1 berikut.
|
Unsur
|
No Atom
|
K
|
L
|
N
|
M
|
O
|
P
|
|
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
|
2
10
18
36
54
86
|
2
2
2
2
2
2
|
8
8
8
8
8
|
8
18
18
18
|
8
18
32
|
8
18
|
8
|
Walter
Kossel dan Gilbert Lewis pada tahun 1916 menyatakan
bahwa terdapat hubungan antara stabilnya gas mulia dengan cara atom berikatan.
Mereka mengemukakan bahwa jumlah elektron terluar dari dua atom yang berikatan,
akan berubah sedemikian rupa sehingga susunan kedua elektron kedua atom
tersebut sama dengan susunan gas mulia. Kecenderungan atom-atom untuk memiliki
struktur atau konfigurasi elektron gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar
disebut kaidah oktet
Contoh: Br + Br Br Br Atau Br - Br
Sementara
itu,atom-atom yang mempunyai nomor atom kecil dari hydrogen sampai dengan boron
cenderung memiliki konvegurasi elektron gas helium atau mengikuti kaidah Duplet.
Elektron yang
berperan dalam reaksi kimia yaitu elektron pada kulit terluar
atau elektron valensi. Elektron valensi menunjukan kemampuan suatu atom untuk
berikan dengan atom lain. Contoh elektron valensi dari beberapa unsur dapat
dilihat dalam tabel berikut.
Tabel 3.2 Elektron Valensi Beberapa Unsur
|
Unsur
|
Susunan
elektron
|
Elektron
valensi
|
|
6C
8O
12Mg
13Al
15P
17Cl
|
2. 4
2.6
2.8.2
2.8.3
2.8.5
2.8.7
|
4
6
2
3
5
7
|
Unsnr – unsnr
dari golongan alkali dan alkali tanah , untuk menyapai kestabilan cenderung
melepaskan elektron terluarnya sehingga membentuk ion positif . unsnr – unsnr
yang mempunyai kecendrungan membentuk ion positif termasuk unsur elektro
positif . unsnr – unsur dari golongan halogen dan khalkhogen mempunyai
kecendrungan menangkap elektron untuk mencapai kestabilan sehingga membentuk
ion negative. Unsur - unsur yang demikian termasuk unsurelektronnegative
.
A. Jenis-Jenis
Ikatan Kimia
Ikatan kimia merupakan sebuah proses fisika
yang bertanggungung jawab dalam gaya interaksi tarik menarik antara
dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik
menjadi stabil. Secara umum, ikatan kimia dapat digolongkan menjadi dua jenis,
yaitu:
1.
Ikatan antar
atom
a.
Ikatan ion = heteropolar
Ikatan ionik adalah sebuah gaya elektrostatik
yang mempersatukan ion-ion dalam suatu senyawa ionik. Ion-ion yang diikat oleh
ikatan kimia ini terdiri dari ka2tion dan juga anion. Kation terbentuk dari
unsur-unsur yang memiliki energi ionisasi rendah dan biasanya terdiri dari
logam-logam alkali dan alkali tanah. Sementara itu, anion cenderung terbentuk
dari unsur-unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi, dalam hal ini
unsur-unsur golongan halogen dan oksigen. Oleh karena itu, dapat dikatakan
bahwa ikatan ion sangat dipengaruhi oleh besarnya beda keelektronegatifan dari
atom-atom pembentuk senyawa tersebut. Semakin besar beda keelektronegatifannya,
maka ikatan ionik yang dihasilkan akan semakin kuat. Ikatan ionik tergolong
ikatan kuat, dalam hal ini memiliki energi ikatan yang kuat sebagai akibat dari
perbedaan keelektronegatifan ion penyusunnya. Pembentukan ikatan ionik
dilakukan dengan cara transfer elektron. Dalam hal ini, kation terionisasi dan
melepaskan sejumlah elektron hingga mencapai jumlah oktet yang disyaratkan
dalam aturan Lewis
Sifat-Sifat
ikatan ionik adalah:
a. Bersifat polar
sehingga larut dalam pelarut polar
b. Memiliki titik
leleh yang tinggi
c. Baik larutan
maupun lelehannya bersifat elektrolit
b.
Ikatan kovalen
= homopolar
Ikatan kovalen merupakan ikatan kimia yang
terbentuk dari pemakaian elektron bersama oleh atom-atom pembentuk ikatan.
Ikatan kovalen biasanya terbentuk dari unsur-unsur non logam. Dalam ikatan
kovalen, setiap elektron dalam pasangan tertarik ke dalam nukleus kedua atom.
Tarik menarik elektron inilah yang menyebabkan kedua atom terikat bersama.
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. Hal
ini mendapat pengecualian untuk atom H yang menyesuaikan diri dengan
konfigurasi atom dari yang tidak terlibat dalam ikatan kovalen disebut elektron
bebas. Elektron bebas ini berpengaruh dalam menentukan bentuk dan geometri
molekul.
Ada beberapa jenis ikatan kovalen yang semuanya
bergantung pada jumlah pasangan elektron yang terlibat dalam ikatan kovalen.
Ikatan tunggal merupakan ikatan kovalen yang terbentuk 1 pasangan elektron.
Ikatan rangkap 2 merupakan ikatan kovalen yang terbentuk dari dua pasangan
elektron, beitu juga dengan ikatan rangkap 3 yang terdiri dari 3 pasangan
elektron. Ikatan rangkap memiliki panjang ikatan yang lebih pendek daripada
ikatan tunggal. Selain itu terdapat juga bermacam-macam jenis ikatan kovalen
lain seperti ikatan sigma, pi, delta, dan lain-lain.
Senyawa kovalen dapat dibagi mejadi senyawa
kovalen polar dan non polar. Pada senyawa kovalen polar, atom-atom pembentuknya
mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap elektron pasangan persekutuannya.
Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan antara atom-atom penyusunnya.
Akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif. Sementara itu pada
senyawa kovalen non-polar titik muatan negatif elekton persekutuan berhimpit
karena beda keelektronegatifan yang kecil atau tidak ada.
Gambar Ikatan Kovalen pada
metana
c.
Ikatan kovalen koordinasi = semipolar
Ikatan kovalen koordinat merupakan ikatan kimia
yang terjadi apabila pasangan elektron bersama yang dipakai oleh kedua atom
disumbangkan oleh sala 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.
d.
Ikatan Logam
Ikatan logam merupakan salah satu ciri khusus
dari logam, pada ikatan logam ini elektron tidak hanya menjadi miliki 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
2.
Ikatan Antara
Molekul
a. 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.
b. 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 keadaa 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.
B. Teori
Orbital Molekul
Teori Ikatan Valensi mampu secara kualitatif
menjelaskan kestabilan ikatan kovalen sebagai akibat tumpang-tindih
orbital-orbital atom. Dengan konsep hibridisasi pun dapat .sayangnya dalam
beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sifat-sifat
molekul yang tramati secara memuaskan. Contohnya adalah molekul oksigen, yang
struktur Lewisnya sebagai berikut.
Menurut gambaran struktur Lewis Oksigen di
atas, semua elektron pada O2 berpasangan dan molekulnya seharusnya bersifat
diamagnetik, namun kenyataanya, menurut hasil percobaan diketahui bahwa Oksigen
bersifat paramagnetik dengan dua elektron tidak berpasangan. Temuan ini
membuktikan adanya kekurangan mendasar dalam teori ikatan valensi.
Sifat magnet dan sifat-sifat molekul yang lain
dapat dijelaskan lebih baik dengan menggunakan pendekatan mekanika kuantum yang
lain yang disebut sebagai teori orbital molekul (OM), yang 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.
Menurut teori OM, tumpang tindih orbital 1s dua
atom hidrogen mengarah pada pembentukan dua orbital molekul, satu orbital
molekul ikatan dan satu orbital molekul antiikatan. Orbital molekul ikatan
memiliki energi yang lebih rendah dan kestabilan yang lebih besar dibandingkan
dengan orbital atom pembentuknya. Orbital molekul antiikatan memiliki energi yang
lebih besar dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan dengan orbital atom
pembentuknya. Penempatan elektron dalam orbital molekul ikatan menghasilkan
ikatan kovalen yang stabil, sedangkan penempatan elektron dalam orbital molekul
antiikatan menghasilkan ikatan kovalen yang tidak stabil.
Dalam orbital molekul ikatan kerapatan elektron
lebh besar di antara inti atom yang berikatan. Sementara, dalam orbital molekul
antiikatan, kerapatan elektron mendekati nol diantara inti. Perbedaa ini dapat
dipahami bila kita mengingat sifat gelombang pada elektron. Gelombang dapat
berinteraksi sedemikian rupa dengan gelombang lain membentuk interferensi
konstruktif yang memperbesar amplitudo, dan juga interferensi destruktif yang
meniadakan amplitudo.
Pembentukan orbital molekul ikatan berkaitan
dengan interferensi konstruktif, sementara pembentukan orbital molekul
antiikatan berkaitan dengan interferensi destruktif. Jadi, interaksi
konstruktif dan interaksi destruktif antara dua orbital 1s dalam molekul H2
mengarah pada pembentukan ikatan sigma (σ1s) dan pembentukan antiikatan sigma
(σ*1s).
C. Hibridisasi
Dalam kimia, hibridisasi adalah sebuah konsep
bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai
dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang
terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari
sebuah molekul. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan
valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori VSEPR, teori
ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali
dengan teori VSEPR.
1.
Sejarah perkembangan
Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan
Linus Pauling[2] dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4).
Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang
sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan
sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan
struktur senyawa organik.
Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori
orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada
hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang
terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi
pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.
Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital
adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam
molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada
orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan
diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih
satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen
digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari
sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis
yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit
untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan
asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat
bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk
molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori
hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.
Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia
organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C,
N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana
sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.
Hibridisasi
menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk
sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH4), maka
karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat
dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1
2py1.
2.
Teori hibridisasi vs. Teori orbital molekul
Teori
hibridisasi adalah bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik dan secara umum
didiskusikan bersama dengan teori orbital molekul dalam buku pelajaran kimia
organik tingkat lanjut. Walaupun teori ini masih digunakan secara luas dalam
kimia organik, teori hibridisasi secara luas telah ditinggalkan pada kebanyakan
cabang kimia lainnya. Masalah dengan teori hibridisasi ini adalah kegagalan
teori ini dalam memprediksikan spektra fotoelektron dari kebanyakan molekul,
meliputi senyawa yang paling dasar seperti air dan metana. Dari sudut pandang
pedagogi, pendekatan hibridisasi ini cenderung terlalu menekankan lokalisasi
elektron-elektron ikatan dan tidak secara efektif mencakup simetri molekul
seperti yang ada pada teori orbital molekul.
BAB III
PENUTUP
A.
Kesimpulan
Sehubungan
dengan penulisan tugas makala kami (kelompok III ), maka dapat kami simpulkan
bahwa : Dengan adanya perubahan-perubahan yang terjadi di sekitar kita,yang
telah kita nikmati, yang mana tanpa kita sadari kita telah melakukan
perubahan-perubahan yang bersifat kimia, baik yang menguntungkan maupun yang
merugikan. Dan cara yang kita lakukan itu semua tergantung pada diri kita
masing-masing, sehingga kita dapat menikmatinya secara bersama-sama, sebab
dengan adanya perubahan-perubahan usaha pemerintah dapat berjalan.
KATA PENGANTAR
Puji syukur kita panjatkan kehadirat Allah
SWT, Yang telah memberikan Rahmat dan Karunia-Nya kepada kita semua sehingga
kami bisa menyelesaikan makalah ini. Sholawat beserta salam selalu tercurahkan
kepada Nabi kita Muhammad SAW, Beserta keluarga-Nya, sahabat-sahabat-Nya dan
kita selaku umatnya hingga akhir zaman.
Terima kasih kepada guru mata pelajaran Kimia yang telah
membimbing kami selama pembuatan makalah ini. Kami menyadari bahwa makalah ini
masih jauh dari sempurna, hal ini karena kemampuan dan pengalaman kami yang
masih ada dalam keterbatasan. Untuk itu, kami mengharapkan saran dan kritik
yang sifatnya konstruktif, demi perbaikan dalam makalah ini yang akan datang.
Semoga makalah ini bermanfaat sebagai
sumbangsih penulis demi menambah pengetahuan terutama bagi pembaca umumnya dan
bagi penulis khususnya.
Akhir kata kami sampaikan terima kasih
semoga Allah Swt senantiasa meridhai segala usaha kita. Amin.
Menes, Desember 2012
Penulis
|
i
|
DAFTAR ISI
KATA PENGANTAR.................................................................................................. i
DAFTAR ISI ........................................................................................................ ii
BAB 1 PENDAHULUAN
A.
Latar Belakang ....................................................................................... 1
B.
Rumusan Masalah ................................................................................... 2
C.
Tujuan Masalah........................................................................................ 2
BAB II PEMBAHASAN
A.
Jenis-jenis Ikatan Kimia .......................................................................... 4
B.
Teori Orbital Molekul.............................................................................. 8
C.
Hibridisasi................................................................................................ 9
BAB III PENUTUP
A.
Kesimpulan.............................................................................................. 11
|
ii
|
MAKALAH
KIMIA
Tentang
IKATAN
KIMIA
Disusun oleh :
INDRIAWAN
KELAS : X 3
SEKOLAH
MENENGAH ATAS NEGERI 4 PANDEGLANG
TAHUN
AJARAN
20012/2013
