Ikatan Kimia

Teori duplet dan oktet dari G.N. Lewis merupakan dasar ikatan kimia.
Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia (ns2np6)

TEORI INI MENDAPAT BEBERAPA KESULITAN, YAKNI :
1. Pada senyawa BCl3 dan PCl5, atom boron dikelilingi 6 elektron, sedangkan atom fosfor dikelilingi     10 elektron.
2. Menurut teori ini, jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk suatu unsur tergant~u~g jumlah              elektron tak berpasangan dalam unsur tersebut.

Contoh : : 1s2 2s2 2p2 2px2 2py1 2pz1
Ada 2 elektron tunggal. sehingga oksigen dapat membentuk 2 ikatan (H-O-H; O=O).
akan tetapi:
5B : 1s2 2s2 2px1
Sebenarnya hal ini dapat diterangkan bila kita ingat pada prinsip Hund, dimana cara pengisian elektron dalam orbital suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.     Contoh : 5B : 1s2 2s2 2px1  (hibridisasi) 1s2 2s1 2px1 2py1
     Tampak setelah terjadi hibridisasi untuk berikatan dengan atom B memerlukan tiga buah elektron,            seperti BCl3

3. Menurut teori di atas, unsur gas mulia tidak dapat membentuk ikatan karena di sekelilingnya telah       terdapat 8 elektron. Tetapi saat ini sudah diketahui bahwa Xe dapat membentuk senyawa, misalnya      XeF2 den XeO2.


Teori lain adalah teori ikatan valensi. Dalam teori ini ikatan antar atom terjadi dengan care saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.


BEBERAPA MACAM IKATAN KIMIA YANG TELAH DIKETAHUI, ANTARA LAIN :
Ikatan antar atom 1. Ikatan ion = elektrovalen = heteropolar
 Ikatan kovalen = homopolar
 Ikatan kovalen koordinasi = semipolar
 Ikatan logam
 Ikatan antar molekul 1. Ikatan hidrogen
Ikatan van der walls
Ikatan Ion = Elektrovalen = Heteropolar
Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.


PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH
- IA VIIA atau VIA
- IIA  VIIA atau VIA
- VIIA atau VIA   
- Unsur transisi
Contoh:
Na Na + e-             ®
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 (konfigurasi Ne)
Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.
Cl + e- Cl-                         ®
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (konfigurasi Ar)
Antara ion-ion Na+ dan Cl- terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na+Cl-.


Contoh lain : CaCl2 , MgBr2, BaO , FeS dan sebagainya.
SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN

a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar

Hidrokarbon

1.     Kekhasan Atom Karbon

Atom karbon dengan nomor atom 6 mempunyai susunan elektron K = 2, L = 4, jadi mempunyai 4 elektron valensi dan dapat mernbentuk empat ikatan kovalen, serta dapat digambarkan dengan rumus Lewis sebagai berikut, umpamanya untuk CH4.

Selain itu atom karbon mempunyai kemampuan untuk membentuk ikatan dengan atom karbon lain membentuk rantai karbon yang terbuka atau tertutup/berlingkar.

2.     Senyawa karbon sebagai senyawa organic

Selain perbedaan jumlah yang sangat mencolok yang menyebabkan kimia karbon dibicarakan secara tersendiri , karena memang terdapat perbedaan yang sangat besar antara senyawa karbon dan senyawa anorganik seperti yang dituliskan berikut ini.

Senyawa karbon	Senyawa anorganik
membentuk ikatan kovalen dapat membentuk rantai karbon non elektrolit reaksi berlangsung lambat titik didih dan titik lebur rendah larut dalam pelarut organik	membentuk ikatan ion tidak dapat membentuk rantai karbon elektrolit reaksi berlangsung cepat titik didih dan titik lebur tinggi larut dalam pelarut pengion

3.     Senyawa hidrokarbon

Senyawa hidrokarbon terdiri atas karbon dan hidrogen. Bagian dari ilmu kimia yang membahas senyawa hidrokarbon disebut kimia karbon. Dulu ilmu kimia karbon disebut kimia organik, karena senyawa-senyawanya dianggap hanya dapat diperoleh dari tubuh makhluk hidup dan tidak dapat disintesis dalam pabrik. Akan tetapi sejaka Friedrich Wohler pada tahun 1928 berhasil mensintesis urea (suatu senyawa yang terdapat dalam air seni) dari senyawa anorganik, amonium sianat dengan jalan memanaskan amonium sianat tersebut.

O
||
NH₄⁺CNO^- H ®₂N – C – NH₂
Begitu keberhasilan Wohler diketahui, banyaklah sarjana lain yang mencoba membuat senyawa karbon dari senyawa anorganik. Lambat laun teori tentang daya hidup hilang dan orang hanya menggunakan kimia organik sebagai nama saja tanpa disesuaikan dengan arti yang sesungguhnya. Sejaka saat itu banyak senyawa karbon berhasil disintesis dan hingga sekarang lebih dari 2 juta senyawa karbon dikenal orang dan terus bertambah setiap harinya. Apa sebabnya jumlah senyawa karbon sedemikian banyak bila dibandingkan dengan jumlah senyawa anorganik yang hanya sekitar seratus ribuan ?
Hidrokarbon merupakan segolongan senyawa yang banyak terdapat di alam sebagai minyak bumi. Indonesia banyak menghasilkan minyak bumi yang mempunyai nilai ekonomi tinggi, diolah menjadi bahan bakar motor, minyak pelumas, dan aspal.

MACAM-MACAM SISTEM PERIODIK

1.         TRIADE DOBEREINER DAN HUKUM OKTAF NEWLANDS

TRIADE DOBEREINER

Dobereiner menemukan adanya beberapa kelompok tiga unsur yang memiliki kemiripan sifat, yang ada hubungannya dengan massa atom.

Contoh kelompok-kelompok triade: - Cl, Br dan I

- Ca, Sr dan Ba

- S, Se dan Te

HUKUM OKTAF NEWLANDS

Apabila unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka unsur kesembilan mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesepuluh mirip dengan unsur kedua dan seterusnya. Karena setelah unsur kedelapan sifat-sifatnya selalu terulang, maka dinamakan hukum Oktaf.

(+8)®Contoh: Li (nomor atom 3) akan mirip sifatnya dengan Na (nomor atom 11) 3  11

1.      SISTEM PERIODIK MENDELEYEV

- Disusun berdasarkan massa atomnya dengan tidak mengabaikan sifat-sifat unsurnya.

- Lahirlah hukum periodik unsur yang menyatakan bahwa apabila unsur disusun menurut    massa atomnya, maka unsur itu akan menunjukkan sifat-sifat yang berulang secara periodik.

- Beberapa keunggulan sistem periodik Mendeleyev, antara lain:

- Ada tempat bagi unsur transisi.

- Terdapat tempat-tempat kosong yang diramalkan akan diisi dengan unsur yang belum ditemukan pada waktu itu.

- Kekurangan sistem periodik ini:

- Adanya empat pasal anomali, yaitu penyimpangan terhadap hukum perioditas yang disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya. Keempat anomali itu adalah: Ar dengan K, Te dengan I, Co dengan Ni dan Th dengan Pa.

2.      SISTEM PERIODIK BENTUK PANJANG

Sistem ini merupakan penyempurnaan dari gagasan Mendeleyev, disusun berdasarkan nomor atomnya.

Sistem ini terdiri dari dua deret, deret horisontal disebut periodik dan deret vertikal disebut golongan.

 4.  SISTEM PERIODIK DAN HUBUNGANNYA DENGAN KONFIGURASI    ELEKTRONA. HUBUNGAN ANTARA PERIODA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

Dalam sistem periodik, perioda menunjukkan banyaknya kulit yang telah terisi elektron di dalam suatu atom.Sehingga sesuai dengan banyaknya kulit yaitu K, L, M, N, O, P, Q maka sistem periodik mempunyai 7 perioda.

B. HUBUNGAN ANTARA GOLONGAN DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

Unsur yang terletak pada satu golongan mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip (hampir sama).

Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan unsur-unsur golongan B disebut unsur transisi (peralihan), semua unsur transisi diberi simbol B kecuali untuk triade besi, paladium dan platina disebut “golongan VIII”.

- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN A

Lambang Golongan Nama Golongan Konfigurasi Elektron Orbital Terluar

I – A Alkali ns1

II – A Alkali tanah ns2

III – A Boron ns2 – np1

IV – A Karbon – Silikon ns2 – np2

V – A Nitogen – Posphor ns2 – np3

VI – A Oksigen ns2 – np4

VII – A Halogen ns2 – np5

VIII – A Gas mulia ns2 – np6

- LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN B

Konfigurasi Elektron Lambang Golongan

(n – 1) d1 ns2 III – B

(n – 1) d2 ns2 IV – B

(n – 1) d3 ns2 V – B

(n – 1) d4 ns2 VI – B

(n – 1) d5 ns2 VII – B

(n – 1) d6-8 ns2 VIII

(n – 1) d9 ns2 I – B

(n – 1) d10 ns2 II – B

- GOLONGAN LANTANIDA DAN AKTINIDA, DIBERI LAMBANG

nS2 (n-2)f1-14

Jika :

n = 6 adalah lantanida

n = 7 adalah aktinida

C. CARA PENENTUAN PERIODA DAN GOLONGAN SUATU UNSUR

1. Unsur dengan nomor atom 11, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s1

- n = 3, berarti periode 3 (kulit M).

- elektron valensi (terluar) 3s sebanyak 1 elektron, berarti termasuk golongan IA.

2. Unsur Ga dengan nomor atom 31, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).

- elektronvalensi 4s2 4p1, berarti golongan IIIA.

3. Unsur Sc dengan nomor atom 21, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).

- 3d1 4s2 berarti golongan IIIB.

4. Unsur Fe dengan nomor atom 26, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).

- 3d6 4s2 , berarti golongan VIII.

D. BEBERAPA SIFAT PERIODIK UNSUR-UNSUR

1. Jari jari atom adalah jarak dari inti atom ke lintasan elektron terluar.

- Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan jari jari atom berkurang.

- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah jari-jari atom bertambah.

- Jari-jari atom netral lebih besar daripada jari-jari ion positifnya tetapi lebih kecil dari jari-jari ion negatifnya.

Contoh:

jari-jari atom Cl jari-jari ion Ba2+

2. Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang paling lemah/luar dari atom suatu unsur atau ion dalam keadaan gas.

- Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan potensial ionisasi bertambah.

- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah potensial ionisasi berkurang.

3. Affinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom suatu unsur dalam keadaan gas menerima elektron.

- Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan affinitas elektron bertambah.

- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah affinitas elektron berkurang.

4. Keelektronegatifan adalah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron ke arah intinya dan digunakan bersama.

SECARA DIAGRAMATIS SIFAT-SIFAT INI DAPAT DISAJIKAN SEBAGAI BERIKUT

1. Jari-jari atom

2. Sifat logam

3. Sifat elektropositif

4. Reduktor

5. Sifat basa/oksida basa

makin besar/kuat

1. Sifat elektronegatif

2. Oksidator

3. Potensial ionisasi

4. Affinitas elektron

5. Keelektronegatifan

Keterangan: tanda-tanda panah di atas mempunyai arti sebagai berikut

®   : artinya, dalam satu periode dari kiri ke kanan

¬ : artinya, dalam satu periode dari kanan ke kiri

¯ : artinya, dalam satu golongan dari atas ke bawah

á : artinya, dalam satu golongan dari bawah ke atas

SIFAT PERIODITASI UNSUR

1. Jari jari atom adalah jarak dari inti atom ke lintasan elektron terluar.

-  Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan jari jari atom berkurang

-  Dalam satu golongan, dari atas ke bawah jari-jari atom bertambah.

-  Jari-jari atom netral lebih besar daripada jari-jari ion positifnya tetapi lebih kecil dari jari-jari ion negatifnya.

Contoh: jari-jari atom Cl jari-jari ion Ba2+

2.    Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang paling lemah/luar dari atom suatu unsur atau ion dalam keadaan gas.
- Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan potensial ionisasi bertambah.
- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah potensial ionisasi berkurang.

3.    Affinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom suatu unsur dalam

4.    keadaan gas menerima elektron.
- Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan affinitas elektron bertambah.
- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah affinitas elektron berkurang.

5.    Keelektronegatifan adalah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron ke arah

6.    intinya dan digunakan bersama.

Secara Diagramatis Sifat-Sifat Ini Dapat Disajikan Sebagai Berikut:
1. Jari-jari atom
2. Sifat logam
3. Sifat elektropositif
4. Reduktor
5. Sifat basa/oksida basa makin besar/kuat

6. Sifat elektronegatif

7. Oksidator

8. Potensial ionisasi
9. Affinitas elektron
10. Keelektronegatifan

Keterangan: tanda-tanda panah di atas mempunyai arti sebagai berikut
®   : artinya, dalam satu periode dari kiri ke kanan
¬ : artinya, dalam satu periode dari kanan ke kiri
¯ : artinya, dalam satu golongan dari atas ke bawah
 : artinya, dalam satu golongan dari bawah ke atas