IKATAN DAN UNSUR

HALLO Sahabat juara-kimia.blogspot.com kali ini kita akan membahas tentang "Ikatan dan Unsur". Kimia ada kisah roman juga ternyata!! Benar memang, tapi kisah ini hanya ada diantara kita saja para atom saja Ikatan kimia ini terjadi antara para atom yang berusaha untuk menjadi stabil. Mereka akan mencari pasangan lain yang juga saling membutuhkan.

      Ikatan kimia adalah ikatan antar atom atau antar molekul dimana ikatan ini bertanggung jawab terhadap kesatabilan atom atau molekul serta sifat-sifat fisiknya. Ikatan kimia ini terjadi karena atom atau molekul dalam keadaan tunggal dan tidak stabil. Sesuai dengan aturan oktet bahwa unsur stabil jika memiliki konfiguraso gas m,ulia, yaitu memiliki elektron valensi= 8.
       Ada bermacam-macam jalan untuk berikatan, ada yang melalui ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam. Ikatan kovalen pun ada berbagai macam, diantaranya ikatan kovalen tunggal, kovalen rangkap dua, dan kovalen rangkap tiga.

Ingin lebih jelas lagi, mari simak pembahasan berikut...

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). Ikatan ion biasanya disebut ikatan elektrovalen. 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.

Contoh: NaCl, MgO, dan lain-lain. 

Na  + Cl [Na] +  [   Cl  ]-

Ca  + 2 Br [Ca]++ [  Br  ]2-

2 K + O [K ]2  [  O  ]2+

2. IKATAN KOVALEN

      Ikatan kovalen ini terjadi antara DUA ATOM ELEKTRONEGATIF yang umum ditemukan diantara para nonlogam. Ikatan yang terjadi diantara mereka bersifat saling membutuhkan. Kita langsung saja ambil contoh yang paling sederhana, atom hidrogen (1H). Satu atom H memiliki 1 elektron tak berpasangan. Bila satu hidrogen bertemu dengan hidrogen lain, elektron yang dimiliki oleh mereka akan saling berpasangan membentuk sepasang elektron yang saling berikatan (Pasangan Elektron Ikatan – PEI). Dengan demikian masing-masing hidrogen memenuhi aturan duplet yang membuat mereka menjadi stabil.

      Ikatan kovalen dibagi menjadi dua, yaitu ikatan kovalen polar dan ikatan kovalen nonpolar. Ikatan kovalen polar terjadi jika salah satu atom yang berikatan mempunyai elektronegativitas yang jauh lebih besar daripada yang lain. Ikatan kovalen nonpolar terjadi jika kedua atom berikatan mempunyai afinitas elektron yang sama.

3. IKATAN LOGAM

       Ikatan logam adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat penggunaan bersama electron elektron valensi antara tomatom logam. Contoh: logam besi, seng, dan perak. Ikatan logam bukanlah ikatan ion atau ikatan kovalen. Salah satu teori yang dikemukakan untuk menjelaskan ikatan logam adalah teori lautan elektron. Contoh terjadinya ikatan logam. Tempat kedudukan elektron valensi dari suatu atom besi (Fe) dapat saling tumpang tindih dengan tempat kedudukan elektron valensi dari atom-atom Fe yang lain.

     Tumpang tindih antarelektron valensi ini memungkinkan elektron valensi dari setiap atom Fe bergerak bebas dalam ruang di antara ion-ion Fe+ membentuk lautan elektron. Karena muatannya berlawanan (Fe2+ dan 2 e–), maka terjadi gaya tarik-menarik antara ion-ion Fe+ dan elektron-elektron bebas ini. Akibatnya terbentuk ikatan yang disebut ikatan logam.

FAKTOR GEOMETRI 

A. JARI- JARI ATOMIK DAN IONIK

1. Jari- jari Atom

Kerapatan elektron dalam atom secara perlahan akan menuju, tetapi tidak pernah mencapai nol ketika jarak dari inti meningkat. Oleh karena itu, secara ketat dapat dinyatakan bahwa jari-jari atom atau ion tidak dapat ditentukan. Namun, secara eksperimen mungkin untuk menentukan jarak antar inti atom. Jari-jari atomik yang ditentukan secara eksperimen merupakan salah satu parameter atomik yang sangat penting untuk mendeskripsikan kimia struktural senyawa. Cukup beralasan untuk mendefinisikan jari-jari logam sebagai separuh jarak atom logam. Separuh jarak antar atom didefinisikan juga sebagai jari-jari kovalen zat elementer.

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. Sebagai standar, jari-jari ion O2- dalam sejumlah oksida ditetapkan sebesar 140 pm (1 pm = 10-12 m) (R. D. Shannon).

B. 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. Siklus Born-Harber menerapkan hukum Hess untuk menghitung entalpi kisi dengan membandingkan perubahan entalpi pembentukan standar dari senyawa ionik (dari unsur) ke entalpi yang diperlukan untuk membuat ion berfase gas dari unsur bebasnya (siklus born-haber, 2019)

 Sebagai contoh adalah pembentukan NaCl yang biasanya melepaskan kalor ke lingkungan:

Na+ (g) + Cl - (g) ⇌ NaCl (s)

C.TETAPAN MADELUNG

       Tetapan Madelung digunakan dalam menentukan potensial elektrostatik dari ion tunggal dalam kristal dengan memperkirakan ion dengan muatan titik . Namanya diambil dari nama Erwin Madelung , seorang ahli fisika Jerman. 

Karena anion dan kation dalam padatan ion menarik satu sama lain berdasarkan muatan lawannya, memisahkan ion memerlukan sejumlah energi. Energi ini harus diberikan kepada sistem untuk memutuskan ikatan anion-kation. Energi yang diperlukan untuk memutus ikatan ini untuk satu mol padatan ionik dalam kondisi standar adalah energi kisi .

STRUKTUR IKATAN LOGAM

Ikatan antar teras atom (orbital atom yang terisi penuh elektron bersama- sama inti atom yang dikelilingi oleh elektron- elektron bebas)

Hexagonal closed packed (HCP)

     Setiap atom padastruktur kristal HCP dikelilingi oleh 12 atom, mempunyai bilangan koordinasinya adalah 12. Dari gambar di bawah hard sphere unit cell terlihat bahwaatom-atom dalam struktur kristal HCP tersusun dalam kondisi yang cukup padat. Initerbukti dengan tingginya harga APF dari sel satuan HCP yaitu 74% . Sel satuan HCPmempunyai 6 atom per sel satuan, yaitu 2 x 6 x 1/6 ( pada sudut lapisan bawah dan atas +2 x ½ ( pada pusat lapisan bawah dan atas) + 3 (lapisan tengah)

FACE CETERED CUBIC (FCC)  

   Mempunyai titik kisi pada muka (sisi) kubus, setiap titik kisi berisi setengah bagian atom, ditambah titik kisi pada setiap sudut kubus. Dengan ini, setiap sel satuannya memiliki 4 atom (​1⁄8 × 8 dari sudut ditambah ​1⁄2 × 6 dari muka). Atom-atom kalsium, aluminium, tembaga, timbal, nickel, emas dan platina membentuk suatu struktur kristal dengan sebuah atom ditiap-tiap pojok kubus dan satu ditengah disetiap sisi kubus. Jika besi berada diatas temperatur kritis, maka susunan atomnya berbentuk FCC dan namakan besi gamma atau austenite.

Body Centered Cubic (BCC)

    Unit struktur BCC sesuai namanya berbentuk bentuk kubus dimana terdapat atom-atom disetiap pojoknya dan satu berada ditengah.mempunyai 1 titik kisi pada pusat sel satuan ditambah 8 pada sudut-sudut kubus. Dengan ini, setiap sel satuannya memiliki 2 atom (​1⁄8 × 8 + 1). Pada temperatur dibawah 1333OF (723OC) struktur kristal besi berupa BCC dan dinamakan besi alpha atau ferrite. Logam lain yang mempunyai struktur seperti ini, yaitu : chromium, colombium, barium, vanadium, molybdenum dan tungsten.

KRISTAL IONIK 

      Senyawa ionik dapat berada dalam fasa gas, cair dan padat. Secara umum,struktur senyawa dalam fasa gas selalu lebih sederhana dibanding dalam fasacair dan fasa padat. Senyawa ionik dalam fasa gas terdiri dari pasangan- pasangan ion misalnya NaCl, dalam fasa cair terdiri dari ion-ion positif dan ion-ion negatif yang terusun secara acak tetapi ion negatif selalu dengan ion positif begitupun sebaliknya. Senyawa ionik dalam fasa padat memiliki struktur kristaltertentu.

     Kristal senyawa ionik terdiri dari kation-kation dan anion-anion yangtersusun secara teratur, bergantian, dan berulang (periodik). Pola susunan yangteratur dan berulang dari ion-ion yang terdapat dalam suatu kristalmenghasilkan kisi kristal dengan bentuk yang tertentu pula.Kristal ionik terbentuk karena adanya gaya tarik antara ion bermuatan positif dan negatif. Umumnya, kristal ionik memiliki titik leleh tinggi danhantaran listrik yang rendah.

Kristal ini mengandung senyawa ion yaitu senyawayang terbentuk oleh gaya tarik menraik antara partikel bermuatan + dan  setelah terjadinya serah terima elektron. Gaya tarik ini sangat kuat sehinggasusah diputus. Oleh karena itu kristal ionik, pada suhu kamar berwujud padatdan memiliki titik leleh dan titik didih yang sangat tinggi. Senyawa ionik hanya bisa dengan mudah dipisahkan (disosiasi) menjadi ion + dan  jika dimasukkan ke dalam air. Bagian kutub positif air akan mengelilingi ion senyawa ion, sedangkan kutub negatif air akan mnegelilingi ion + senyawa ion. Hal inimengakibatkan ion senyawa ion dapat bergerak bebas dalam larutansehingga ia dapat menghantarkan arus listrik.

ATURAN JARI- JARI

    Jari-jari anion rX adalah separuh sisi polyhedral dan jarak kation di pusat polyhedral ke sudut polyhedral adalah jumlah jari-jari kation dan anion rX+rM. Polyhedral dalam CsCl adalah kubus, struktur NaCl adalah octahedral, dan ZnS adalah tetrahedral. Jarak dari pusat ke sudut polyhedral adalah berturut-turut √3rX, √2 rX dan ½√6rX. Sehingga, rasio jari-jari kation dan anion adalah are (√3rX-rX)/ rX = √3-1 = 732 untuk CsCl, (√2rX-rX)/ rX = √2-1 = 0.414 untuk NaCl, dan (½√6rX-rX)/ rX = ½√6-1 = 0.225 untuk ZnS.

VARIASI UNGKAPAN STRUKTUR PADATAN

      Banyak padatan anorganik memiliki struktur 3-dimensi yang rumit.  Ilustrasi yang berbeda dari senyawa yang sama akan membantu kita memahami struktur tersebut.  Dalam hal senyawa anorganik yang rumit, menggambarkan ikatan antar atom, seperti yang digunakan dalam senyawa organik biasanya menyebabkan kebingungan.  Anion dalam kebanyakan oksida, sulfida atau halida logam membentuk tetrahedral atau oktahedral di sekeliling kation logam.  Walaupun tidak terdapat ikatan antar anion, strukturnya akan disederhanakan bila struktur diilustrasikan dengan polihedra anion yang menggunakan bersama sudut, sisi atau muka.  Dalam ilustrasi semacam ini,atom logam biasanya diabaikan.

      Seperti telah disebutkan struktur ionik dapat dianggap sebagai susunan terjejal anion.  Gambar 2.12 dan 2-13 mengilustrasikan ketiga representasi ini untuk fosfor pentoksida molekular P2O5 (= P4O10) dan molibdenum pentakhlorida MoCl5 (= Mo2Cl10).  Representasi polihedra jauh lebih mudah dipahami untuk struktur molekul besar atau padatan yang dibentuk oleh tak hingga banyaknya atom.   Namun, representasi garis ikatan juga cocok untuk senyawa molekular.

tiga cara representasi P4O10

Tiga cara representasi P4O10

Tiga cara representasi Mo2Cl10

FAKTOR ELEKTRONIK

 Ikatan dan struktur senyawa ditentukan oleh sifat elektronik seperti kekuatan atom-atom penyusun dalam menarik dan menolak elektron. Orbital molekul yang diisi elektron valensi, susunan grometrisnya dipenaruhi oleh interaksi elektronik antar elektron non ikatan.

1. MUATAN INTI EFEKTIF

   Karena muatan positif inti biasanya sedikit banyak dilawan oleh muatan negatif elektron dalam (di

bawah elektron valensi), muatan inti yang dirasakan oleh elektron valensi suatu atom dengan

nomor atom Z akan lebih kecil dari muatan inti, Ze. Penurunan ini diungkapkan dengan

konstanta perisai σ, dan muatan inti netto disebut dengan muatan inti efektif, Zeff.

Zeff = Z – σ

Muatan inti efektif bervariasi mengikuti variasi orbital dan jarak dari inti.

2. ENERGI IONISASI

    Energi ionisasi didefinisikan sebagai energi minimum yang diperlukan untuk mengeluarkan

elektron dari atom dalam fasa gas (g), sebagaimana ditunjukkan dalam persamaan berikut.

A(g) → A+ (g) + e (g)

    Energi ionisasi diungkapkan dalam satuan elektron volt (eV), 1 eV = 96.49 kJmol-1. Energi

ionisasi pertama, yang mengeluarkan elektron terluar, merupakan energi ionisasi terendah, dan

energi ionisasi ke-2 dan ke-3, yang mengionisasi lebih lanjut kation, meningkat dengan cepat.

    Entalpi ionisasi, yakni perubahan entalpi standar proses ionisasi dan digunakan dalam perhitungan

termodinamika, adalah energi ionisasi yang ditambah dengan RT (R adalah tetapan gas 8.31451

JK-1mol-1 dan T adalah temperatur, 2.479 kJ (0.026 eV), pada suhu kamar). Perbedaan kedua

parameter ini kecil. Energi ionisasi pertama bervariasi secara periodik dengan nomor atom dalam

tabel periodik, dengan unsur di kiri bawah tabel (cesium, Cs) memiliki energi ionisasi pertama yang

terkecil dan unsur yang terkanan dan teratas (helium, He) adalah yang terbesar.  

   Dapat dipahami bahwa unsur alkali umumnya memiliki energi ionisasi terendah sebab unsur-unsur ini akan terstabilkan dengan pengeluaran satu elektron terluar untuk mencapai konfigurasi gas mulia.

   Unsur-unsur gas mulia memiliki struktur elektronik yang stabil, dan dengan demikian energi

ionisasinya terbesar. Walaupun energi ionisasi meningkat hampir secara monoton dari logam

alkali sampai gas mulia, ada penurunan di beberapa tempat, seperti antara nitrogen N dan oksigen

O, serta antara fosfor p dan belerang S.

Parameter elektronik atom (eV). I: energi ionisasi pertama, A: afinitas elektron, X: ke-elektronegatifan  (Mulliken)

3. AFINITAS ELEKTRON

    Afinitas elektron adalah negatif entalpi penangkapan elektron oleh atom dalam fasa gas,

sebagaimana ditunjukkan dalam persamaan berikut dan dilambangkan dengan A ( = -ΔHeg )

A(g) + e → A-(g)

   Afinitas elektron dapat dianggap entalpi ionisasi anion. Karena atom halogen mencapai

konfigurasi elektron gas mulia bila satu elektron ditambahkan, afinitas elektron halogen bernilai

besar.

4. KE- ELEKTRONEGATIFAN

    Ke-elektronegatifan adalah salah satu parameter atom paling fundamental yang

mengungkapkan secara numerik kecenderungan atom untuk menarik elektron dalam molekul.

Ke-lektronegatifan sangat bermanfaat untuk menjelaskan perbedaan dalam ikatan, struktur dan

reaksi dari sudut pandang sifat atom. Berbagai cara telah diajukan untuk menjelaskan dasar teori

kekuatan tarikan elektron, dan berbagai studi masih aktif dilakukan untuk mencari nilai numerik

dari ke-elektronegatifan.

a) L.PAULING

     Skala Pauling, dikenalkan pertama sekali tahun 1932, masih merupakan skala yang paling sering digunakan, dan nilai-nilai yang didapatkan dengan cara lain dijustifikasi bila nilainya dekat dengan skala Pauling. L. Pauling mendefinisikan ke-elektrogenativan sebagai besaran kuantitatif karakter ionik ikatan. Awalnya persamaan berikut diusulkan untuk mendefinisikan karakter ionik ikatan antara A dan B.

Δ = D(AB)-½(D(AA)+D(BB))

D adalah energi ikatan kovalen. Namun, kemudian diamati Δ tidak selalu positif, dan Pauling

memodifikasi definisinya dengan:

Δ = D(AB) - √(D(AA) ×D(BB) )

dan meredefinisikan karakter ionik ikatan A-B. Lebih lanjut, ke-elektronegativan χ didefinisikan

dengan cara agar perbedaan ke-elektronegativam atom A dan B sebanding dengan akar kuadrat

karakter ion. Di sini, koefisien 0.208 ditentukan agar kelektronegativan H 2.1 bila energi ikatan dinyatakan dalam satuan kkal mol㆒１.

|XA- XB|= 0.208√∆

Karena ke-elektronegatifan Pauling meningkat dengan kenaikan bilangan oksidasi atom, nilai-nilai

ini berhubungan dengan bilangan oksidasi tertinggi masing-masing unsur.

Ke- elektronegatifan Pauling

b) A. L. Allerd dan E. G. Rochow

A. L. Allred dan E. G. Rochow mendefinisikan ke-elektronegativan sebagai medan listrik di

permukaan atom Zeff /r2 . Mereka menambahkan konstanta untuk membuat keelektronegativan

mereka χAR sedekat mungkin dengan nilai Pauling dengan menggunakan r adalah jari-jari ikatan

kovalen atom.

Nampak hasilnya adalah unsur-unsur dengan jari-jari kovalen yang kecil dan muatan inti efektif

yang besar memiliki ke-elektronegativan yang besar.

c) R. MULLIKEN

R. Mulliken mendefinisikan ke-elektronegativan χM sebagai rata-rata energi ionisasi I dan afinitas

elektron A

Persamaan:

    Karena energi ionisasi adalah energi eksitasi elektronik dari HOMO dan afinitas elektron adalah
energi penambahan elektron ke LUMO (lihat bagian 2.3 (e)), dalam definisi ini keelektronegativan
dapat juga disebut rata-rata tingkat energi HOMO dan LUMO.
Unsur-unsur yang sukar diionisasi dan mudah menarik elektron memiliki nilai ke-elektronegativan yang besar. Walaupun ke-elektronegativan didefinisikan dengan keadaan valensi dalam molekul dan memiliki dimensi energi, hasil yang diperoleh dianggap bilangan tak berdimensi.

 Ke- elektronegatifan R. Mulliken

d) ORBITAL MOLEKUL

  Fungsi gelombang elektron dalam suatu atom disebut orbital atom. Karena kebolehjadian menemukan elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang dan peta elektron nampak seperti fungsi gelombang Suatu gelombang fungsi mempunyai daerah beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes).

Syarat pembentukan orbital :

1)Cuping orbital atom penyusunannya cocok untuk tumpang tindih

2)Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama

3)Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat

Pembentukan orbital molekul dan orbital molekul σ

Orbital molekul π

OLEH:

NAMA : LEXY FERNANDO

NIM     : C1061191062 

PRODI : ITP B

DAFTAR PUSTAKA

Ahmad, D. (2018, March 29). Sridianti.com. Retrieved from https://www.sridianti.com/struktur-kristal-logam.html

Unknown. (2016, January 1). Perpusku. Retrieved from https://www.perpusku.com/2016/01/3-jenis-ikatan-kimia.html

Ambarsari, Novi. 2019. Ikatan Kimia (Ikatan Ion, Ikatan Logam, Ikatan Kovalen). https://www.siswapedia.com/  

Endah. (2019). Ikatan dan Kimia Unsur. Pontianak.

Kilo, A. L. (2017, May). Akram La Kilo. Retrieved from http://dosen.ung.ac.id/akramlk/home/2017/5

Setyawati. (2009). Kimia Mengkaji Fenomena Alam. Jakarta : Pusat Perbukuan.

Baru, Orde. 2016. Ikatan Kimia. http://makalahkimiaanorganikkelompok.blogspot.com/2016/ 

Sinurat, Rosanni. 2015. Ikatan Kimia. https://rosannisinurat.blogspot.com/