IKATAN DAN UNSUR KIMIA

Ikatan dan Unsur Kimia

 

1. Klasifikasi Ikatan Kimia

a. Pengertian Ikatan Kimia Menurut Para Ahli

• dikemukakan pada tahun 1916 oleh Gilbert Newton Lewis (1875-1946) dari Amerika dan Albrecht Kossel (1853-1927) dari Jerman (Martin S. Silberberg, 2000) Ikatan Kimia Adalah gaya yang mengikat atom-atom dalam molekul atau gabungan ion dalam setiap senyawa.

• Ikatan kimia adalah gaya tarik-menarik antara atom-atom sehingga atom-atom tersebut tetap berada bersama-sama dan terkombinasi dalam senyawaan. Gagasan tentang pembentukan ikatan kimia dikemukakan oleh Lewis dan Langmuir (Amerika) serta Kossel (Jerman). Dalam pembentukan ikatan kimia, golongan gas mulia (VIII A) sangat sulit membentuk ikatan kimia.

•  Diduga bila gas mulia bersenyawa dengan unsur lain, tentunya ada suatu keunikan dalam konfigurasi elektronnya yang mencegah persenyawaan dengan unsur lain. (Elida, 1996).  Menurut Elida (1996) mengatatakan bahwa, berdasarkan gagasan tersebut, kemudian dikembangkan suatu teori yang disebut Teori Lewis :

1. Pembentukan ikatan kimia mungkin terjadi dengan 2 cara :
2. Karena adanya satu atau lebih elektron dari satu atom ke atom yang lain sedemikian rupa sehingga terdapat ion positif dan ion negatif yang keduanya saling tarik-menarik karena muatannya berlawanan, membentuk ikatan ion.
3. Karena adanya pemakaian bersama pasangan elektron di antara atom-atom yang berikatan. Jenis ikatan yang terbentuk disebut ikatan kovalen.
4. Perpindahan elektron atau pemakaian bersama pasangan elektron berlangsung sedemikian rupa sehingga setiap atom yang diberikan mempunyai suatu konfigurasi elektron mantap, yaitu konfigurasi dengan 8 elektron valensi.

b. Jenis-Jenis atau Macam-Macam Ikatan Kimia

1. Ikatan Ion 
Ikatan ion adalah ikatan yang terbentuk karena adanya gaya tarik menarik secara elektrostatis  yang terjadi di antara ion positif dan negatif.

Atom yang energi ionisasinya rendah akan mudah membentuk ion positif karena melepaskan elektron. Kemudian elektron tersebut ditangkap oleh atom yang memiliki afinitas elektron yang besar membentuk ion negatif karena ia mudah menerima elektron. Sehingga akan terjadi gaya tarik menarik dan terbentuklah senyawa yang bersifat netral.

Perhatikanlah gambar ilustrasi di bawah ini.Bila ditulis menggunakan persamaan kimia menjadi seperti di bawah ini

Di dalam senyawa, ion positif dan negatif tersusun dalam jumlah tertentu. Sebagai contoh senyawa NaCl yang berbentuk kristal sebenarnya membentuk struktur kubus. Tiap-tiap ion Na⁺ dikelilingi oleh ion Cl^– sejumlah 6 ion.

Sifat-sifat senyawa ion sebagai berikut :

1. Dalam bentuk padatan tidak menghantar listrik karena partikel-partikel ionnya terikat kuat pada kisi, sehingga tidak ada elektron yang bebas bergerak.
2. Leburan dan larutannya menghantarkan listrik.
3. Umumnya berupa zat padat kristal yang permukaannya keras dan sukar digores.
4. Titik leleh dan titik didihnya tinggi.
5. Larut dalam pelarut polar dan tidak larut dalam pelarut nonpolar.

2. Ikatan Kovalen  (James E. Brady, 1990)

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron secara bersama-sama oleh dua atom (James E. Brady, 1990). Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron (sesama atom bukan logam).

Pasangan elektron yang dipakai bersama disebut pasangan electron ikatan (PEI) dan pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen disebut pasangan elektron bebas (PEB). Ikatan kovalen umumnya terjadi antara atom-atom unsur nonlogam, bisa sejenis (contoh: H₂, N₂, O₂, Cl₂, F₂, Br₂, I₂) dan berbeda jenis (contoh: H₂O, CO₂, dan lain-lain). Senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen disebut senyawa kovalen.

Rumus Kimia Senyawa Kovalen

Dengan mengacu pada aturan oktet, kita dapat memprediksikan rumus molekul dari senyawa yang berikatan kovalen. Dalam hal ini, jumlah elektron yang dipasangkan harus disamakan. Akan tetapi, perlu diingat bahwa aturan oktet tidak selalui dipatuhi, terdapat beberapa senyawa kovalen yang melanggar aturan oktet.

Contohnya adalah ikatan antara H dan O dalam H₂O. Konfigurasi elektron H dan O adalah H memerlukan 1 elektron dan O memerlukan 2 elektron. Agar atom O dan H mengikuti kaidah oktet, jumlah atom H yang diberikan harus menjadi dua, sedangkan atom O satu, sehingga rumus molekul senyawa adalah H₂O.

Ikatan kovalen terdiri dari :

1. Ikatan Kovalen Nonpolar

Ikatan kovalen nonpolar yaitu ikatan kovalen yang PEInya tertarik sama kuat ke arah atom-atom yang berikatan. Senyawa kovalen nonpolar terbentuk antara atom-atom unsur yang mempunyai beda keelektronegatifan nol atau mempunyai momen dipol = 0 (nol) atau mempunyai bentuk molekul simetri. Titik muatan negative electron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul pembentuknya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan lain bahwa elektron persekutuan mendapat gaya tarik yang sama.

Ikatan kovalen nonpolar terdiri dari:

• Ikatan kovalen tunggal

Ikatan kovalen tunggal yaitu ikatan kovalen yang memiliki 1 pasang PEI.

Contoh: H2, H2O (konfigurasi elektron H = 1; O = 2, 6).

Contoh pembentukan ikatan pada molekul H₂O di bawah ini:

• Ikatan kovalen rangkap dua

Ikatan kovalen rangkap 2 yaitu ikatan kovalen yang memiliki 2 pasang PEI.

Contoh: O2, CO2 (konfigurasi elektron O = 2, 6; C = 2, 4).

Berikut ini pembentukan ikatan angkap 2 pada molekul CO₂.

• Ikatan kovalen rangkap tiga

Ikatan kovalen rangkap 3 yaitu ikatan kovalen yang memiliki 3 pasang PEI.

Contoh: N2 (Konfigurasi elektron N = 2, 5).

Berikut ini pembentukan ikatan rangkap 3 pada molekul N₂

 

2. Ikatan Kovalen Polar

Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang PEInya cenderung tertarik ke salah satu atom yang berikatan. Kepolaran suatu ikatan kovalen ditentukan oleh keelektronegatifan suatu unsur. Senyawa kovalen polar biasanya terjadi antara atom-atom unsur yang beda keelektronegatifannya besar, mempunyai bentuk molekul asimetris, mempunyai momen dipol. Ikatan kovalen yang terjadi antara dua atom yang berbeda disebut ikatan kovalen polar. Ikatan kovalen polar dapat juga terjadi antara dua atom yang sama tetapi memiliki keelektronegatifan yang berbeda.

Contoh ikatan kovalen polar:  HF

Dalam senyawa HF ini, F mempunyai keelektronegatifan yang tinggi jika dibandingkan H sehingga pasangan elektron lebih tertarik kearah F, akibatnya akan terbentuk dipol-dipol atau terjadi pengkutuban (terbentuknya kutub antara H dan F).

3. Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen di mana pasangan electron yang dipakai bersama hanya disumbangkan oleh satu atom, sedangkan atom yang satu lagi tidak menyumbangkan elektron.Jadi disini terdapat satu atom pemberi pasangan electron bebas, sedangkan atom lain sebagai penerimanya. Ikatan kovalen koordinasi kadang-kadang dinyatakan dengan tanda panah (→) yg menunjukan arah donasi pasangan elektron.

Contoh Ikatan Kovalen Koordinasi:  BF₂NH₃

₅B = 1s² 2s² 2p¹

₉F = 1s² 2s² 2p⁵

₇N = 1s² 2s² 2p³

Sifat-sifat Senyawa Kovalen :

1. Titik didih

Pada umumnya senyawa kovalen mempunyai titik didih yang rendah (rata-rata di bawah suhu 200 0C). Sebagai contoh Air, H2O merupakan senyawa kovalen. Ikatan kovalen yang mengikat antara atom hidrogen dan atom oksigen dalam molekul air cukup kuat, sedangkan gaya yang mengikat antar molekul-molekul air cukup lemah. Keadaan inilah yang menyebabkan air dalam fasa (bentuk) cair akan mudah berubah menjadi uap air bila dipanaskan sampai sekitar 100 0C, akan tetapi pada suhu ini ikatan kovalen yang ada di dalam molekul H2O tidak putus.

2. Volatitilitas (kemampuan untuk menguap)

Sebagian besar senyawa kovalen berupa cairan yang mudah menguap dan berupa gas. Molekul-molekul pada senyawa kovalen yang mempunyai sifat mudah menguap sering menghasilkan bau yang khas. Parfum dan bahan pemberi aroma merupakan senyawa kovalen contoh dari senyawa kovalen yang mudah menguap

3. Kelarutan

Pada Umumnya senyawa kovalen tidak dapat larut dalam air, tetapi mudah larut dalam pelarut organik. Pelarut organik merupakan senyawa karbon, misalnya bensin, minyak tanah, alkohol, dan aseton. Namun ada beberapa senyawa kovalen yang dapat larut dalam air karena terjadi reaksi dengan air (hidrasi) dan membentuk ion-ion. Misalnya, asam sulfat bila dilarutkan ke dalam air akan membentuk ion hidrogen dan ion sulfat. Senyawa kovalen yang dapat larut dalam air selanjutnya disebut dengan senyawa kovalen polar, sedangkan senyawa kovalen yang tidak larut dalam air selanjutnya disebut dengan senyawa kovalen non polar.

4. Daya hantar Listrik

Pada umumnya senyawa kovalen pada berbagai wujud tidak dapat menghantar arus listrik atau bersifat non elektrolit, kecuali senyawa kovalen polar. Hal ini disebabkan senyawa kovalen polar mengandung ion-ion jika dilarutkan dalam air dan senyawa tersebut temasuk senyawa elektrolit lemah. Berikut ini gambar perbedaan antara senyawa non elektrolit, elektrolit lemah dan elektrolit kuat. 

 

3. Ikatan Logam

Ikatan logam adalah ikatan kimia yang memiliki ciri-ciri yaitu bisa menjadi penghantar panas maupun arus listrik, dapat atau mudah ditempa, bersifat ulet, dan juga bisa diulur menjadi kawat. Pembentukan ikatan ion terjadi karena adanya perbedaan energi ionisasi dan afinitas elektron suatu atom.
Ikatan logam terdiri dari ion logam yang positif di lautan elektron yang merupakan valensi elektron dari setiap atom dan saling bertumpang tindih. Elektron-elektron tersebut bebas bergerak dan mengelilingi inti di dalam kristal. Elektron yang bisa bebas bergerak ini dikenal dengan sebutan elektron dislokasi. Sedangkan gaya tarik antar atom-atom menyebabkan terjadinya ikatan logam.
Karena elektron-elektron di dalam logam dapat bebas bergerak maka logam dapat menghantarkan panas atau kalor dan arus listrik. Sehingga logam banyak dimanfaatkan dalam alat-alat listrik dan rumah tangga.

Adanya ikatan logam menyebabkan logam bersifat:

1. pada suhu kamar berwujud padat, kecuali Hg
2. keras tapi lentur/dapat ditempa
3. mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi
4. penghantar listrik dan panas yang baik
5. mengilap.

Perbandingan Sifat Fisis Senyawa Logam dengan Senyawa Non Logam

Logam		Non Logam
1.	Padatan logam termasuk penghantar listrik yang baik	1.	Padatan non logam biasanya bukan penghantar listrik
2.	Mempunyai kilap logam	2.	Tidak mengkilap
3.	Kuat dan keras (apabila digunakan sebagai logam paduan)	3.	Kebanyakan non logam tidak kuat dan lunak
4.	Dapat dibengkokkan dan diulur	4.	Biasanya rapuh dan patah bila dibengkokkan atau diulur
5.	Penghantar panas yang baik	5.	Sukar menghantarkan panas
6.	Kebanyakan logam memiliki kerapatan yang besar	6.	Kebanyakan non logam memiliki kerapatan rendah
7.	Kebanyakan logam memiliki titik didih dan titik leleh yang tinggi	7.	Kebanyakan non logam memiliki titik didih dan titik leleh yang rendah

2. Faktor Geometri

Faktor geometri yang menentukan ikatan dan struktur : 

A. Jari – jari Atomik dan Ion

1. Jari-jari atomik

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).

 

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)

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 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. 
  
B. Struktur Kristal
Logam seperti bahan lainnya, terdiri dari susunan atom-atom. Untuk lebih memudahkan pengertian, maka dapat dikatakan bahwa atom-atom dalam kristal logam tersusun secara teratur dan susunan atom-atom tersebut menentukan struktur kristal dari logam. Susunan dari atom-atom tersebut disebut cell unit. 
Pada temperatur kamar, besi atau baja memiliki bentuk struktur BCC (Body Centered Cubic). Dalam hal ini cell unit dari atom-atom disusun sebagai sebuah kubus dengan atom-atom menempati kedelapan dari sudut kubus dan satu atom berada di pusat kubus. Pada temperatur yang tinggi, besi atau baja memiliki bentuk struktur FCC (Face Centered Cubic). Dalam hal ini, cell unit adalah sebuah kubus dengan atom-atom menempati kedelapan dari sudut kubus dan atom lainnya berada pada pusat masing-masing dari enam keenam bidang kubus. Disamping berbentuk kubus, cell unit lainnya dapat berupa HCP (Hexagonal Close Packed), seperti halnya pada logam seng. Dalam hal ini atom-atom menempati kedua belas sudut, atom lain menempati dua sisi dan ketiga atom lagi menempati tengah. 
Susunan atom-atom dalam struktur kristal sangat menentukan sifat-sifat logamnya. Logam dengan struktur kristal BCC mempunyai kerapatan atom yang lebih rendah dibandingkan logam dengan struktur kristal FCC. Perbedaan kerapatan atom itu dapat dilihat dari jumlah bidang gesernya. Pada struktur kristal BCC, jumlah bidang gesernya lebih sedikit dari struktur kristal FCC, sehingga kemampuan atom-atom untuk bergeser lebih sulit. Dengan demikian, logam dengan struktur kristal BCC membutuhkan energi lebih besar untuk mengerakkan dislokasi. Hal ini yang menyebabkan logam dengan struktur kristal BCC lebih sulit dibentuk jika dibandingkan logam dengan struktur kristal FCC yang mempunyai kekuatan rendah tetapi memiliki keliatan yang tinggi (ductility)

Struktur kristal logam Kebanyakan bahan logam mempunyai tiga struktur kristal:

• kubus berpusat muka (face-centered cubic).
• kubus berpusat badan (body-centered cubic).
• heksagonal tumpukan padat (hexagonal close-packed).

1. FACE CETERED CUBIC (FCC)  

• Gambar 2a menunjukkan model bola pejal sel satuan FCC,
• Gbr 2b: pusat-pusat atom digambarkan dengan bola padat kecil
• Sel satuan FCC yang berulang dalam padatan kristalin sama seperti yang ditunjukkan pada
• Struktur FCC mempunyai sebuah atom pada pusat semua sisi kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus. Beberapa logam yang memiliki struktur kristal FCC yaitu tembaga, aluminium, perak, dan emas (lihat Tabel 1).
• Sel satuan FCC mempunyai empat (4) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan-atom pada delapan titik sudutnya plus enam setengah-atom pada enam sisi kubusnya (8 1/8  + 6 1/2).
• Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal sisi. Hubungan panjang sisi kristal FCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, ditunjukkan oleh persamaan berikut:

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.

Faktor tumpukan atom (atomic packing factor, APF) adalah fraksi volum dari sel satuan yang ditempati oleh bola-bola padat, seperti ditunjukkan oleh persamaan berikut: 

 2. BODY CENTERED CUBIC (BCC)

 

Struktur kristal kubus berpusat badan (BCC):

a) gambaran model bola pejal sel satuan BCC

b)Sel satuan BCC digambarkan dengan bola padat kecil,

c) Sel satuan BCC yang berulang dalampadatan kristalin

• Logam–logam dengan struktur BCC mempunyai sebuah atom pada pusat kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus
• Sel satuan BCC mempunyai dua (2) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan atom pada delapan titik sudutnya plus satu atom pada pusat kubus (8 1/8 + 1).
• Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal ruang. Hubungan panjang sisi kristal BCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, diberikan sebagai berikut:

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.

3. HEXAGONAL CLOSE PACKED (HCP)

Gambar Struktur kristal heksagonal tumpukan padat (HCP):

a) sel satuan HCP digambarkan dengan bola padat kecil,

b) sel satuan HCP yang berulang dalam padatan kristalin. 

• Ciri khas logam–logam dengan struktur HCP adalah setiap atom dalam lapisan tertentu terletak tepat diatas atau dibawah sela antara tiga atom pada lapisan berikutnya
• 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).
• Jika a dan c merupakan dimensi sel satuan yang panjang dan pendek (lihat Gambar 4), maka rasio c/a umumnya adalah 1.633. Akan tetapi, untuk beberapa logam HCP, nilai rasio ini berubah dari nilai idealnya.   
• Bilangan koordinasi struktur HCP dan faktor tumpukannya sama dengan struktur FCC, yaitu 12 untuk bilangan koordinasi dan 0.74 untuk faktor tumpukan.

C. 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. Setiap tipe struktur disebut

dengan nama senyawa khasnya, jadi struktur garam dapur tidak hanya merepresentasikan struktur

NaCl tetapi juga senyawa lainnya.

Cesium khlorida Cesium khlorida, CsCl, adalah struktur khas yang diberikan di Gambar 2.8.

Ada satu ion Cs+ di pusat kubus dan delapan ion Cl- berada di sudut-sudut kubus. Sebaliknya,

bahkan bila Cl- di pusat dan delapan Cs+ di sudut-sudut kubus, jumlah masing-masing ion tetap

sama. Jadi, struktur ini dirujuk sebagai struktur (8, 8). Ada satu ion Cs+ dan satu ion Cl- dalam

satu sel satuan cocok dengan rumus CsCl.

Gambar 2.8 Struktur CsCl.

1. Aturan jari-jari

Dalam bagian struktur yang terdiri hanya anion, anion membentuk koordinasi polihedra di

sekeliling kation. Jari-jari anion rX adalah separuh sisi polihedral dan jarak kation di pusat

polihedral ke sudut polihedral adalah jumlah jari-jari kation dan anion rX + rM. Polihedra dalam

CsCl adalah kubus, struktur NaCl adalah oktahedral, dan ZnS adalah tetrahedral. Jarak dari pusat ke sudut polihedral 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

2. 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

Gambar . Tiga cara representasi P4O10.

3. Faktor elektronik
1. Energi Ionisasi 

Energi ionisasi didefinisikan sebagai energi minimum yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari atom dalam fasa gas (g), sebagaimana ditunjukkan dalam persamaan berikut.  

Energi ionisasi diungkapkan dalam satuan elektron volt (eV), 1 eV = 96.49 kJ/mol. 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 J/Kmol 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.

2. 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, Zff

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

3. Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah negatif entalpi penangkapan elektron oleh atom dalam fasa gas, sebagaimana ditunjukkan dalam persamaan berikut dan dilambangkan dengan A ( = -∆H).  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-Elektronegativan

Ke-elektronegativan adalah salah satu parameter atom paling fundamental yang mengungkapkan secara numerik kecenderungan atom untuk menarik elektron dalam molekul. Kelektronegativan 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-elektronegativan.  

1. 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. 

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

memodifikasi definisinya dengan: 

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/mol.

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

ini berhubungan dengan bilangan oksidasi tertinggi masing-masing unsur.

Kelektronegativan yang dihitung dengan nilai-nilai energi ikatan yang terbaru diberikan dalam Tabel.

2. A. L. Allred dan E. G. Rochow 

mendefinisikan ke-elektronegativan sebagai medan listrik di permukaan atom Zeff/r^2. Mereka menambahkan konstanta untuk membuat keelektronegativan

mereka χ 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.

3. R. Mulliken 

mendefinisikan keelektronegativan χM sebagai rata-rata energi ionisasi I dan afinitas elektron A sebagai berikut. 

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 keelektronegativan didefinisikan dengan keadaan valensi dalam molekul dan memiliki dimensi

energi, hasil yang diperoleh dianggap bilangan tak berdimensi. 

Walaupun definisi Mulliken jelas sebab berhubungan langsung dengan orbital atom, biasanya nilai

ke-elektronegativan Pauling atau Allred-Rochow yang digunakan.  Karena nilai-nilai ini tidak

terlalu banyak berbeda, ke-elektronegativan Pauling biasanya cukup bila dipilih salah satu. Nilai ke-elektronegativan berubah tidak hanya dengan perubahan definisi, tetapi juga sangat dipengaruhi

oleh keadaan ikatan atom, dan nilai-nilai itu harus digunakan dengan hati-hati.  Keelektronegativan atom-atom penyusun adalah besaran yang sangat penting untuk menjelaskan ikatan, struktur dan reaksi senyawa.  Oleh karena itu, kimiawan teori selalu berusaha untuk memperluas dasar parameter ini. 

5. Orbital Molekul 

Fungsi gelombang elektron dalam suatu atom disebut orbital atom. Karena kebolehjadian menemukan elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang, peta elektron nampak seperti fungsi gelombang. Suatu fungsi gelombang mempunyai daerah beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes). Tumpang tindih cuping positif dengan positif atau negatif dengan negatif dalam molekul akan memperkuat satu sama lain membentuk ikatan, tetapi cuping positif dengan negatif akan meniadakan satu sama lain tidak membentuk ikatan. Besarnya efek interferensi ini mempengaruhi besarnya integral tumpang tindih dalam kimia kuantum.
Dalam pembentukan molekul, orbital atom bertumpang tindih menghasilkan orbital molekul yakni fungsi gelombang elektron dalam molekul. Jumlah orbital molekul adalah jumlah atom dan orbital molekul ini diklasifikasikan menjadi orbital molekul ikatan, non-ikatan, atau antiikatan sesuai dengan besarnya partisipasi orbital itu dalam ikatan antar atom. Kondisi pembentukan orbital molekul ikatan adalah sebagai berikut.

Syarat pembentukan orbital molekul ikatan
(1) Cuping orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih.
(2) Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama.
(3) Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat.

 

Kasus paling sederhana adalah orbital molekul yang dibentuk dari orbital atom A dan B dan akan dijelaskan di sini. Orbital molekul ikatan dibentuk antara A dan B bila syarat-syarat di atas dipenuhi, tetapi bila tanda salah satu orbital atom dibalik, syarat ke-2 tidak dipenuhi dan orbital molekul anti ikatan yang memiliki cuping yang bertumpang tindih dengan tanda berlawanan yang akan dihasilkan. Tingkat energi orbital molekul ikatan lebih rendah, sementara tingkat energi orbital molekul anti ikatan lebih tinggi dari tingkat energi orbital atom penyusunnya.

Sumber :

https://www.siswapedia.com/ikatan-kimia-ikatan-ion-ikatan-logam-ikatan-kovalen/

https://www.gurupendidikan.co.id/ikatan-kimia/

http://makalahkimiaanorganikkelompok.blogspot.com/