Ikatan Kimia

Setiap atom atau unsur memiliki kecendrungan untuk saling berikatan baik sesama unsur tersebut ataupun dengan unsur yang

lain untuk mencapai kestabilan

Ikatan Kovalen

Ikatan Ionik

Ikatan Logam

Interaksi Van Der Waals

Ikatan Hidrogen

Ikatan Kovalen

Ikatan Kovalen Kordinasi

Ikatan Kovalen Murni

Ikatan Sigma ()

Ikatan Phi ()

Berdasarkan jenisnya

Berdasarkan tumpang tindih

orbital

-- IKATAN KOVALEN --

Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen

terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).

Pembentukan ikatan kovalen Dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron dan harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas

mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron)

Pembentukan ikatan kovalen pada NH3

Contoh:

Ikatan Kovalen murni adalah pemakaian bersama satu, dua, atau tiga pasang elektron diantara dua atom yang berikatan

Contoh :• Ikatan yang terjadi antara atom H dengan H membentuk molekul H2

• Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk molekul O2

• Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul N2

Rumus struktur = H-HHHHH

OO

OO Rumus struktur : O=O

N N** oo

ooo+ N

oo

oooN

** Rumus struktur : N≡N

Ikatan Kovalen Kordinasi adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan

[Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama atau yang memiliki orbital kosong

Contoh: terbentuknya ion amonium

Ion amonium terbentuk karena atom N memiliki dua elektron bebas dan untuk dipakai bersama, sedangkan ion H+ kekurangan dua elektron untuk mencapai oktet

yang stabil

Senyawa koordinasi adalah suatu senyawa dengan satu atau lebih gugus koordinasi / ligan yang diikat oleh unsur pusat dengan menggunakan

ikatan kovalen koordinasi

Postulat dasar dari teori ini adalah bahwa bila 2 atom membentuk ikatan kovalen, orbital paling luar salah satu atom mengadakan tumpang tindih

dengan orbital paling luar atom yang lain.

Teori Ikatan Valensi

Teori Heitler-London Teori Puling-Slater

Heitler-London menjelaskan Ikatan kovalen dinyatakan elektron – elektron yang digunakan bersama menempati orbital atom yang saling bertumpangsuh

(overlap). Menurut Heitler – London, ikatan terjadi dengan cara tumpangsuh antar orbital atom sehingga elektron terlokalisasi

Gambar menunjukkan bagaimana energi total

dari sistem berubah dengan jarak antar inti.

Pada saat kedua inti mendekat, tampak

adanya gaya tari dan energi berkurang sesuai dengan pembentukan molekul yang stabil.

Bila jarak antar inti makin berkurang, maka gaya tolak yang lebih berperan, sehingga kurva naik

dengan cepat.

Persamaan Schrodinger untuk molekul H2+ adalah

08 222

2

22

R

e

r

e

r

eE

h

m

ba

Disini energi potensial V terdiri dari tiga suku, yaitu dan yang timbul akibat

tarikan dari electron terhadap inti A dan B, dan suku yang menggambarkan tolakan antar inti.

ar

e2

br

e2

R

e2

Fungsi gelombang dua atom yang terpisah yaitu A dan B saling mendekat, maka fungsi gelombang sistem dua elektron dalam keadaan tidak berinteraksi adalah =

A(1). B(2).(1) dan (2) menunjukkan elektron atom hidrogen A dan atom hidrogen B yang

pada jarak berjauhan tidak saling tarik menarik, tetapi bila berdekatan akan terjadi tolakan yang cukup kuat.

Pauling-Slater menjelaskan bahwa kekuatan ikatan bergantung pada derajat tumpangsuh orbital yang terlibat dalam pembentukan ikatan.

Makin besar derajat tumpangsuh semakin kuat ikatannya

Tumpangsuh antar orbital menghasilkan ikatan sigma () dan ikatan phi (). Ikatan sigma dapat terbentuk dari tumpangsuh orbital s-s, p-p, dan s-p, sedangkan ikatan phi terbentuk dari tumpangsuh dua orbital-p yang berdekatan dan sejajar.

Kekuatan ikatan sigma lebih besar daripada ikatan phi karena ikatan sigma terletak pada satu sumbu.

Dalam senyawa BeH2, orbital 2px dari Be akan tumpangsuh antara orbital 1s dari hidrogen. Data eksperimental menunjukkan bahwa sudut H – Be – H adalah

lurus dan ikatan Be – H sama. Untuk menerangkan hal ini, maka kedua orbital 1s dan 2px berhibridisasi membentuk dua fungsi gelombang baru, yaitu :

x

x

ps

ps

xiisp

xisp

22

22

2

1

2

1

Jadi satu orbital s dan satu orbital p membentuk dua orbital hibrida sp yang baru.

Gambar di atas adalah gambar pembetukan BeH2 dengan menggunakan orbital hibrida sp

Kekuatan ikatan sigma (σ) > kekuatan ikatan phi ()

σ1s< σ*1s < σ2s < σ*2s < σ2p < y2p=z2p < y*2p=z*2p < σ*2p

Teori Orbital Molekul menyatakan bahwa Kebolehjadian mendapatkan elektron dalam suatu molekul, Orbital Molekul dibagi menjadi 2, yaitu orbital

molekul ikatan (Bonding) dan orbital molekul Anti Ikatan (Anti Bonding)

Prosedur Untuk Menyusun Orbital Molekul disebut LCAO (Linear Combination of Atomic Orbitals).

Orbital molekul merupakan kombinasi linear orbital-orbital dari atom-atom pembentuk molekul tersebut. Bila electron berada di dekat inti A, maka

keadaannya dapat digambarkan oleh suatu fungsi gelombang sederhana atau orbital atom , sedangkan menggambarkan keadaan bila elektron berada di

dekat inti B. dan merupakan penyelesaian dari persamaan Schrodinger untuk molekul, tetapi menggambarkan keadaan dengan energi terendah yang elektronnya

terikat oleh kedua inti.

Untuk mendapatkan persamaan gelombang yang menggambarkan keadaan dengan energi terendah, dilakukan kombinasi linear dari orbital atom, yaitu dengan CA dan CB

sebagai bilangan sederhana. Persamaannya dapat dinyatakan sebagai berikut :

BBAA CCN

N disebut tetapan normalitas yang dipilih sedemikian rupa sehingga yang diambil untuk seluruh ruang adalah satu. Hal ini menunjukkan kebolehjadian untuk

menemukan elektron dalam ruang adalah satu.

Orbital Molekul

Orbital Molekul ikatan (Bonding)

Orbital molekul anti ikatan (antibonding)

Orbital Molekul Ikatan (Bonding) adalah Orbital molekul yang dihasilkan dari adisi dua orbital-s yang mencakup daerah dalam ruang antar dua inti dan

memiliki energi yang lebih rendah dari orbital atom asalnya. Orbital ini berasal dari penjumlahan fungsi-fungsi gelombang.

Orbital Molekul anti ikatan (Anti Bonding) Orbital molekul yang dihasilkan dari substraksi dan bagian-bagian orbital atom yang tumpangsuh tidak mencakup

daerah dalam ruang inti dengan energi yang lebih tinggi daripada orbital atom asalnya. Orbital ini berasal dari pengurangan fungsi-fungsi gelombang.

Gambar Pembentukan Orbital Molekul menurut Metode Kombinasi Linier Orbital Atom

1

*

s

antibonding

energi

A B

Orbital atom orbital atom

bonding

orbital molekul

Gambar energi relatif dari orbital molekul dan

Orbital atom pembentuknya

1s

Urutan orbital molekul adalah sebagai berikut :

pppppsssss zyzy 2222222211 *****

Pengisian dalam orbital-orbital molekul mengikuti prinsip aufbau, yaitu orbital dengan tingkat energi rendah diisi terlebih dahulu. Di samping itu aturan Hund dan Prinsip Larangan Pauli yang

membatasi pengisian setiap orbital oleh dua elektron denagn spin berpasangan.

1

*

s

1

*

s

Untuk Molekul H2 Untuk Molekul He2

1s 1s

Untuk molekul H2, konfigurasi H2 21s , adanya dua elektron menyebabkan energi ikatannya lebih besar. Energi ikatannya adalah sebesar 458,5 kJ / mol.

Sedangkan untuk He2, konfigurasi He2 2*2 11 ss . Daya ikatan dari 21s

ditiadakan oleh anti-ikatan dari 2*1s , sehingga senyawa ini kurang stabil dan kurang dikenal.

Bentuk kompleks ditentukan dari orbital yang digunakan: • sp adalah linier • sp3 atau sd3 adalah tetrahedral • dsp2 adalah bidang persegi• dsp3 atau spd3 adalah trigonal bipiramidal• spd2 atau sd4 adalah pyramidal persegi dan • sp3d2 adalah oktahedral.

Bentuk Molekul Menurut Konsep Hibridisasi

Jumlah Orbital/Pasangan elektron

Orientasi/Bentuk elektron

Sudut Ikatan Kekuatan ikatan relatif

2 Linier 1800 1932

3 Segitiga Planar 1200 1991

4 Tetrahedral 109,50 20002694

5 Trigonalpiramida 109,50 1200 900 -

6 Oktahedral 900 2923