BAB 1 IKATAN KIMIA 1.1 PENGANTAR MENGENAI KESTABILAN UNSUR
Unsur-unsur gas mulia, yaitu unsur-unsur golongan 8A, merupakan unsur-unsur yang paling stabil di alam. Unsur gas mulia sangat sukar bereaksi dengan unsur-unsur lain. Itulah sebabnya, di alam unsur-unsur gas mulia selalu ditemukan sebagai unsur gas monoatomik. Kestabilan gas mulia secara kuantitatif ditunjukkan oleh besarnya energi ionisasi dan rendahnya afinitas elektron. Aturan yang menyatakan bahwa atom-atom yang stabil harus memiliki 8 elektron valensi disebut hukum oktet. Hukum ini secara khusus berlaku untuk atom-atom dari unsur-unsur periode-2 dan logam-logam IA dan IIA, kecuali Li, Be, dan B. Adapun Adapun atom-atom nonlogam pada periode yang lain (kecuali H) bisa mencapai kestabilan dengan jumlah elektron valensi lebih dari 8. Atom H tidak pernah mencapai kestabilan oktet karena hanya memiliki 1 elektron.
Perlu dicatat bahwa struktur Lewis hanya menggambarkan susunan atom-atom dan sebaran elektron-elektron valensi, serta jenis ikatan antaratom yang terbentuk, tidak menggambarkan panjang ikatan dan model tiga dimensi molekul-molekul maupun ion-ion. Namun demikian, penulisan struktur Lewis sangat membantu untuk meramalkan bentuk tiga dimensi molekul menurut teori valence shell electron pair repulsion, repulsion, VSEPR, maupun teori ikatan valensi yang akan dipelajari pada bab tersendiri.
Penulisan Struktur Dot-Lewis Atom Atom Golongan Utama Penulisan struktur dot-Lewis atom-atom unsur golongan utama secara sederhana dapat dilakukan dengan langkah-langkah sebagai berikut: 1. Tentukan jumlah elektron valensi atom-atom. Untuk unsur-unsur golongan utama, jumlah elektron valensi sama dengan nomor golongan. golongan. 2. Tempatkan satu titik pada setiap sisi atom (kiri, atas, kanan, bawah) sebagai lambang elektron valensi.
3. Tambahkan satu titik lagi pada setiap titik yang sudah ada bila elektron valensinya lebih dari empat sehingga terbentuk pasangan elektron. 4. Struktur Lewis Molekul Sederhana
Atom-atom menggunakan elektron valensinya untuk membentuk ikatan kimia. Dalam penggambaran struktur Lewis, elektron-elektron yang tidak berikatan (elektron bebas) ditunjukkan sebagai titik. Adapun elektron-elektron yang berikatan dapat digambarkan sebagai titik atau garis. Satu garis menggambarkan satu pasang (dua) elektron ikatan. Ikatan ionik dan kovalen terjadi dengan melibatkan elektron-elektron valensi yang tidak berpasangan. Adapun ikatan kovalen koordinasi melibatkan pasangan elektron bebas dari salah satu atom, atom pasangannya cukup memakai pasangan elektron bebas dari satu atom ini. Struktur Lewis Molekul dan Ion Poliatomik Penggambaran struktur Lewis untuk molekul-molekul dan ion-ion poliatomik mengacu rangkaian tahap-tahap sebagai berikut. Jumlahkan elektron v alensi semua atom (EV) Buatlah struktur kerangka dengan ikatan tun ggal
Dari struktur kerangka, hitunglah jumlah elektron ikatan (EI) dan nonikatan (EN) Distribusi kan seluruh EN ke semua atom yang terikat pada atom pusat untuk mencapai keadaan oktet Letakkan EN yang tersisa pada atom pusat
Tentukan struktur yang paling mungkin, dengan acuan : - Susunan oktet - Muatan formal 0 (terutama untuk susunan ti dak oktet)
Bila perlu , ubahlah EN menjadi EI membentuk ikatan rangkap
Catatan: Untuk ion negatif : EV = jumlah keseluruhan elektron valensi + jumlah muatan negatif. Untuk ion positif , EV = jumlah keseluruhan elektron valensi jumlah muatan positif. Atom pusat: atom yang jumlahnya lebih sedikit dan memerlukan lebih banyak elektron ikatan untuk mencapai kestabilan. Penentuan Struktur Kerangka yang Masuk Akal a. Atom yang memerlukan paling banyak elektron untuk memenuhi aturan oktet atau atom yang jumlahnya paling sedikit berperan sebagai atom pusat, kecuali H. Contoh, CS2 memiliki kerangka molekul S C S karena untuk mencapai susunan oktet, atom C memerlukan 4 elektron dan atom S memerlukan 2 elektron. b. Atom oksigen tidak berikatan satu sama lain, kecuali dalam:
1) molekul O2 dan O3, 2) hidrogen peroksida, H 2O2, dan turunannya (yang mengandung O 22), dan 3) superoksida (yang mengandung O 2). 2
O
Contoh: SO42 memiliki struktur kerangka
O
S
O
O
c. Dalam asam okso, atom H biasanya terikat pada atom O, bukan pada atom pusat. Contoh: HNO 2 memiliki kerangka struktur H O N O. Hanya ada sedikit perkecualian di sini, contohnya untuk H3PO3 dan H3PO2. d. Untuk ion atau molekul yang memiliki lebih dari satu atom pusat, digunakan kerangka yang paling simetris. Contoh, C 2H4 dan P2O74 memiliki kerangka sebagai berikut: H H
C C H H
dan
O
O
O
P O
P
O
O
4
O
Muatan Formal Muatan formal (MF) adalah muatan relatif atom-atom berdasarkan sebaran elektron-elektron valensi di sekitar setiap atom. Muatan formal setiap atom dinyatakan sebagai: MF = EV – ½ EI – EN
dengan EV = jumlah elektron valensi atom bebas, EI = jumlah elektron ikatan, dan EN = jumlah elektron nonikatan. Contoh, dalam molekul NH 3, atom N memiliki 1 PEB atau 2 EN dan 3 PEI atau 6 EI. EN Oleh karena itu, H N H MF N = 5 – ½ (6) – 2 = 0 H EI MF H = 1 – ½ (2) – 0 = 0 Penentuan muatan formal sangat penting untuk molekul-molekul atau ion-ion yang memiliki beberapa kemungkinan struktur. Struktur Lewis yang benar memiliki atom-atom dengan muatan formal nol dan gaya tolak antaratom yang seminimal mungkin. Beberapa Perkecualian Struktur Lewis Terhadap Hukum Oktet Ada kalanya hukum oktet tidak dapat diterapkan dalam penulisan rumus Lewis untuk beberapa molekul atau ion. Ada empat macam pembatasan dalam penggambaran rumus Lewis yang benar, tetapi tidak memenuhi hukum oktet. 1. Kebanyakan senyawa kovalen dari atom Be. Karena Be hanya mengandung dua elektron valensi, maka Be hanya dapat membentuk dua ikatan kovalen tunggal dengan atom-atom lain.
2. Kebanyakan senyawa kovalen golongan 3A, khususnya dari atom B. Atom unsur-unsur golongan 3A hanya memiliki tiga elektron valensi, sehingga atom-atom ini hanya dapat membentuk tiga ikatan kovalen jika berikatan dengan tiga atom yang lain. 3. Senyawa-senyawa atau ion-ion yang mengandung elektron berjumlah ganjil. Contohnya adalah NO yang mengandung 11 elektron valensi dan NO 2 dengan 17 elektron valensi. 4. Senyawa-senyawa atau ion-ion dengan atom pusat yang memerlukan lebih dari delapan elektron ikatan . 1.3 IKATAN IONIK Ion adalah atom atau kelompok atom yang bermuatan listrik. Ion yang bermuatan positif disebut kation dan yang bermuatan negatuf disebut anion. Muatan positif pada kation terjadi karena jumlah elektronnya lebih sedikit daripada jumlah protonnya, sedangkan muatan negatif pada anion terjadi karena jumlah elektronnya lebih banyak daripada jumlah protonnya. Ion positif terjadi melalui proses pelepasan elektron dari atom-atom dalam wujud gas. Adapun ion negatif terbentuk dari proses penangkapan elektron oleh atom-atom dalam wujud gas. Ion-ion yang terbentuk dari satu atom disebut ion monoatomik . Contoh: Na +, K +,
Ca2+, S2, Cl dan lain-lain. Besarnya muatan kation bergantung pada jumlah elektron valensi yang dilepaskan oleh atom, sedangkan besarnya muatan anion bergantung pada jumlah elektron yang diterima oleh atom. Selain itu, ada ion-ion yang terbentuk dari gabungan beberapa atom. Ion-ion yang demikian disebut sebagai ion poliatomik . Contoh: ion ammonium (NH 4+), ion hidroksida (OH ), ion sulfat (SO 42), dan lain-lain. Ikatan ionik adalah ikatan kimia yang terbentuk dari gaya tarik elektrostatik antara ion-ion positif dengan ion-ion negatif membentuk senyawa ionik padat. Ikatan ini terjadi melalui proses transfer elektron dari atom yang mudah melepaskan elektron ke atom yang mudah menarik elektron. Oleh karena itu, ikatan ini hanya dapat terjadi antara dua atom dengan perbedaan kelektronegatifan ( kE) yang besar. Makin besar nilai kE, makin tinggi derajat ikatan ionik .
Logam cenderung mudah melepaskan elektron membentuk ion positif, sedangkan nonlogam cenderung mudah menarik elektron membentuk ion negatif. Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa ikatan ionik dapat terbentuk antara: 1) Hampir semua logam dengan nonlogam, atau 2) Atom yang kurang elektronegatif (elektropositif , kiri) dengan atom yang sangat elektronegatif (kanan) dengan kE > 1,7; atau 3) Atom unsur berenergi ionisasi rendah dengan atom unsur berafinitas elektron tinggi. Natrium klorida (NaCl), misalnya, adalah senyawa ionik yang terbentuk dari penggabungan ion Na + dengan ion Cl melalui pembentukan ikatan ionik. Ikatan ini terjadi
melalui mekanisme transfer elektron dari atom logam natrium, Na, ke atom nonlogam klorin, Cl, (keduanya dalam dalam fase gas) membentuk natrium klorida, NaCl, dalam fase padat . (Gambar 1.4).
Atom Na
Atom Cl
Na+
+
Ion Na
Cl
Ion Cl
Na+Cl
Gambar 1.4. Pembentukan ikatan ionik pada NaCl. Atom Na( g ) memindahkan 1 elektron valensi ke
atom Cl( g ), masing-masing untuk mencapai kestabilan oktet, membentuk ion Na+( g ) dan ion Cl( g ). Kedua ion selanjutnya saling tarik-menarik secara elektrostatik membentuk ikatan ionik Na+Cl( s).
Atom Na memiliki 1 elektron valensi (golongan 1A) dengan keelektronegatifan yang rendah (kE = 0,9) sehingga cenderung untuk melepaskan 1 elektron valensinya untuk membentuk ion Na+ dengan struktur oktet seperti gas mulia Ne ( Z = 10).
Atom Cl memiliki 7 elektron valensi (golongan 7A) dengan keelektronegatifan yang tinggi (kE = 3,0) sehingga cenderung untuk menarik 1
Logam Natrium
Gas Klorin
elektron membentuk ion Cl dengan struktur oktet seperti Ar ( Z = 18).
Kedua atom ini memiliki 1,7).
kE
sebesar 2,1 ( >
Pembentukan ion Na + dan ion Cl terjadi melalui proses pemindahan 1 elektron valensi dari atom Na ke atom Cl ketika kedua partikel bereaksi. Proses pembentukan kedua ion hanya terjadi dalam fase gas.
Garam Meja (NaCl)
Gambar 1.5 Wujud fisik logam natrim (Na), gas klorin (Cl 2), dan garam NaCl.
Ion Na+ dan ion Cl selanjutnya saling-tarik-menarik secara elektrostatik membentuk
ikatan ionik Na+Cl sebagai padatan NaCl. Wujud nyata logam natrium yang bereaksi dengan gas klorin membentuk garam meja (NaCl) diperlihatkan pada Gambar 1.5.
1.4 IKATAN KOVALEN
Ketika dua atom nonlogam saling mendekati (Gambar 1.6), maka akan terjadi tiga gaya, yaitu: 1) gaya tarik-menarik antara inti atom (+) dengan elektron-elektron (), 2) gaya tolak-menolak antara inti atom dengan inti atom, dan 3) gaya tolak-menolak antara elektron dengan Gaya tarik elektron dari kedua atom. Awan Ikatan kimia terjadi apabila dua atom nonlogam yang elektron saling berdekatan berada pada jarak yang cukup stabil. Gaya tolak Inti Elektron-elektron tak berpasangan dari masing-masing atom berada di antara kedua inti atom dan bergabung Gambar 1.6 Gaya antar dua atom membentuk pasangan elektron ikatan. yang berdekatan Ikatan antara dua atom yang terjadi melalui penggunaan bersama ( sharing ) elektron ikatan disebut ikatan kovalen. Oleh karena itu, dalam molekul kovalen terdapat dua jenis pasangan elektron, yaitu pasangan elektron bebas (PEB) dan pasangan elektron ikatan (PEI). Pasangan elektron bebas adalah pasangan elektron valensi yang tidak digunakan untuk berikatan, sedangkan pasangan elektron ikatan adalah pasangan elektron valensi yang digunakan untuk membentuk ikatan kovalen. Unsur-unsur dan senyawa-senyawa nonlogam tersusun dari molekul-molekul yang terbentuk melalui ikatan kovalen. Contoh molekul unsur antara lain adalah H 2, F2,Cl2, O2 dan N2. Adapun contoh molekul senyawa antara lain adalah HF, HCl, H 2O, dan NH3. Molekul H2 terbentuk dari penggabungan dua atom H melalui ikatan kovalen tunggal. Kedua atom H saling menyumbangkan elektronnya untuk bergabung membentuk pasangan elektron ikatan. H
H H
H
atau
H
H
Ikatan Kovalen
Model atom yang menggambarkan pembentukan ikatan kovalen untuk molekul H 2 dan Cl2 digambarkan seperti Gambar 1.7:
H
H H
H
Molekul H2
Atom H
Atom H
Ikatan Kovalen
Ikatan Kovalen
Cl Cl
Cl
Cl Atom Cl
Gambar 1.7 Model atom yang menggambarkan pembentukan ikatan kovalen H2 dan Cl2.
Atom Cl
Molekul Cl 2
Molekul O2 dan N3 berturut-turut membentuk ikatan kovalen rangkap dua dan rangkap tiga (Gambar 1.8).
Atom O
Atom O
O
O
atau
O
Atom N
Atom N
N
O
N
atau
N
N
Ikatan kovalen rangkap tiga
Ikatan kovalen rangkap dua
Gambar 1.8. Model pembentukan ikatan kovalen pada molekul O 2 dan N2. Bulatan titik-titik pada lingkaran menggambarkan elektron valensi.
Ikatan Kovalen Koordinat Ikatan kovalen koordinat adalah ikatan kovalen dengan pasangan elektron ikatan hanya berasal dari salah satu atom. Dalam pembentukan ikatan ini, salah satu atom yang memiliki PEB menyumbangkan satu PEB-nya pada satu atom pasangannya yang memiliki ruang kosong yang dapat diisi oleh PEB. Contoh molekul atau ion-ion yang mengandung ikatan kovalen koordinat adalah NH 3.BF3, NH4+, dan H3O+. Ammonia (NH3) berikatan dengan boron trifluorida (BF 3) membentuk NH3.BF3 melalui ikatan kovalen koordinat. Karena NH 3 memiliki 1 PEB dan BF 3 memiliki ruang kosong, maka NH3 berperan sebagai penyumbang PEB dan BF 3 sebagai pemakai PEB dari NH3. Mekanismenya dapat digambarkan sebagai berikut: H
F
H N
B
H
F
F
H
F
H N
B
H
F
F
Ikatan Kovalen Koordinat
Kepolaran Ikatan Kovalen Kepolaran ikatan menggambarkan pemisahan muatan (+) dan ( ) dari dua atom yang berikatan kovalen. Besarnya pemisahan bergantung pada perbedaan keelektronegatifan
(kE) antara dua atom. Makin besar kE, makin polar ikatan kovalen. Pemisahan muatan terjadi karena adanya pergeseran pasangan elektron ikatan ke salah satu atom yang lebih elektronegatif. Berdasarkan kepolaran ikatan, ada dua jenis ikatan kovalen yang dapat terjadi, yaitu ikatan kovalen nonpolar dan ikatan kovalen polar.
Ikatan kovalen nonpolar terjadi pada semua ikatan kovalen yang terbentuk dari dua atom nonlogam yang sama (homonuclear ). Dalam ikatan kovalen nonpolar, kerapatan elektronnya simetris di antara kedua inti atom.
Ikatan kovalen polar terjadi pada semua ikatan yang terbentuk dari dua nonlogam yang berbeda (heteronuclear ), karena kedua atom memiliki keelektronegatifan yang berbeda.
Perbedaan antara ikatan kovalen nonpolar, kovalen polar, dan ikatan ionik digambarkan seperti pada Gambar 1.9.
Gambar 1.9 Penggambaran
ikatan kovalen dan ionik (A) Ikatan antara dua atom yang sama
(B) Ikatan antara dua atom yang berbeda
(C) Ikatan ionik, tidak ada shari ng elektron
Dalam molekul Cl2, misalnya, pasangan elektron ikatan terbagi secara seimbang di antara kedua inti atom, karena kedua atom memiliki keelektronegatifan yang sama. Oleh karena itu, ikatan Cl Cl adalah nonpolar. Bagaimana dengan ikatan kovalen dalam molekul HF? Atom F memiliki keelektronegatifan terbesar. Oleh karena itu, pasangan elektron ikatan pada HF akan lebih tertarik ke arah atom F (Gambar 1.10). Kerapatan elektron akan lebih dekat ke arah atom F sehingga pada bagian ujung F bermuatan parsial negatif , , (kaya e) dan bagian ujung H bermuatan parsial positif , +, (miskin e). Oleh karena itu, ikatan H F adalah kovalen polar. Pemisahan kedua muatan dalam ikatan kovalen polar membentuk dipol listrik. (“Dipol” berarti dua kutub, mengacu pada kutub positif dan negatif yang dihasilkan dari pemisahan muatan dalam molekul). Pergeseran pasangan elektron ikatan ke arah ujung atom yang lebih elektronegatif dapat digambarkan dengan tanda panah yang mengarah ke atom tersebut.
H
F
miskin e
kaya e
H
kE : H
Paling kurang polar
Paling polar
F
Gambar 1.10 Model molekul HF
kE :
F
2,1 4,0 1,9
Cl
H
2,1 0,9
3,0
H
Br
H
I
2,1 2,8
2,1 2,5
0,7
0,4
Tanda panah yang paling panjang menunjukkan dipol yang paling besar atau pemisahan kerapatan elektron yang paling besar dalam molekul. Sebagai bahan
Tabel 1.1 Nilai momen dipol beberapa zat (gas) murni
Zat
kE
Momen Dipol ( )
HF HCl HBr HI H2
pembanding, nilai kE untuk beberapa senyawa ionik 1 : 1 adalah 2,1 (RbCl); 3,0 (NaF), dan 2,1 (KCl). Tabel 1.1 menunjukkan bahwa nilai
kE
berbanding lurus
dengan nilai momen dipol, , (dalam satuan debye, D), yaitu hasil kali jarak pemisahan dengan muatan.
1,9 0,9 0,7 0,4 0
1,91 D 1,03 D 0,79 D 0,38 0D
Panjang dan Energi Ikatan Kovalen Panjang ikatan diukur berdasarkan jarak antara dua inti atom yang berikatan. Melalui pengamatan spektroskopik telah diketahui bahwa panjang ikatan berkaitan dengan jenis (orde) ikatan kovalen yang terjadi. Ikatan kovalen tunggal (orde 1) lebih panjang daripada ikatan kovalen rangkap dua (orde 2). Ikatan kovalan rangkap 3 (orde 3) lebih pendek daripada ikatan kovalen rangkap dua (orde 2). Urutan panjang ikatan kovalen: orde 1 > orde 2 > orde 3 Energi ikatan ( E i) adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan tertentu
dalam satu mol (6,03 10 23 molekul) gas. Nilai energi ikatan berbanding lurus dengan orde ikatan. Makin tinggi orde ikatan, makin kuat ikatan kovalen dan makin besar energi ikatan. Jadi, E i orde 3 > E i orde 2 > E i orde 1. Contoh beberapa ikatan kovalen dengan orde ikatan yang berbeda diperlihatkan pada Gambar 1.11.
CC
Ikatan Panjang (pm) 154
Energi (kJ/mol) 347
CC
133
620
CC
120
812
C N
143
276
C N
138
615
C N
116
891
Jenis
Gambar 1.11 Contoh ikatan kovalen dalam H2 dan HI serta data beberapa ikatan tunggal dan rangkap antara atom C dengan atom N. Makin tinggi orde ikatan, makin besar energi ikatan.
Selain terkait dengan orde ikatan, panjang ikatan juga berhubungan dengan ukuran atom. Panjang ikatan berbanding lurus dengan ukuran atom, sedangkan kekuatan ikatan berbanding terbalik dengan ukuran atom. Makin besar ukuran atom, makin panjang dan makin lemah ikatan kovalen . Oleh karena itu, ikatan HI lebih panjang daripada ikatan H 2, karena ukuran atom I lebih besar daripada ukuran H (Gambar 1.11).
Derajat Ionik Ikatan Kimia Semua ikatan antaratom dari unsur-unsur yang berbeda memiliki derajat ionik tertentu.
Derajat ionik dan kovalen ini bergantung pada perbedaan keelektronegatifan ( kE) antara dua atom yang berikatan. Makin besar perbedaan keelektronegatifan, makin tinggi derajat ioniknya. Ikatan ionik terbentuk bila kE > 1,7 (Gambar 1.12). Berdasarkan letak unsur dalam tabel periodik, makin jauh jarak antara dua atom unsur golongan utama yang berikatan, makin tinggi derajat ikatan ionik yang terbentuk. Prediksi Jenis Ikatan Dari uraian mengenai proses terjadinya ikatan kimia, dapat diprediksi bahwa: 1) Jika atom logam berikatan dengan atom nonlogam, pada umumnya ikatan kimia yang terbentuk adalah ikatan ionik. 2) Jika atom nonlogam berikatan dengan atom nonlogam, ikatan kimia yang terbentuk adalah ikatan kovalen. 1.5 IKATAN LOGAM
Dalam logam, elektron-elektron valensi relatif mudah bergerak dan berpindah-pindah (delokalisasi). Ikatan logam didefinisikan sebagai gaya tarik antaratom logam karena pergeseran dan pengumpulan elektron-elektron valensi membentuk lautan elektron terdelokalisasi. Dalam ikatan logam, kation-kation logam tersusun rapat seperti halnya kelereng dalam kotak. Elektron-elektron valensi tidak terikat pada satu atom, tetapi terdelokalisasi dan bebas berpindah-pindah dari satu atom ke atom yang lain. Jadi, ion-ion positif logam dikelilingi oleh lautan elektron. Sifat Sifat Logam 1. Logam sebagai penghantar panas yang baik Sebagaimana yang diperlihatkan pada Gambar 1.14, logam dapat perperan sebagai penghantar panas yang baik melalui proses sebagai berikut: (1) Ketika salah satu ujung logam disentuhkan pada panas, lautan elektron yang bersentuhan dengan panas akan menyerap energi panas dan bergerak jauh lebih cepat. Elektron-elektron ini bertumbukan dengan elektron-elektron yang lain diikuti dengan perpindahan panas. Dengan proses ini, energi panas dalam logam berpindah dari satu ujung ke ujung yang lain dengan cepat. (2) Ketika panas diberikan pada satu ujung, ion-ion bergetar dengan cepat dan menekan ion-ion lain sehingga membantu memindahkan panas. (3) Energi panas dalam logam berpindah dengan cepat ke ujung yang lainnya. 2.Logam sebagai penghantar listrik yang baik Ketika kedua ujung logam dihubungkan dengan sumber listrik pada terminal muatan listrik yang berbeda, maka terjadi perbedaan potensial antara kedua ujung sehingga elektron-elektron valensi bergerak ke terminal positif (Gambar 1.15). Dengan beda potensial 1 V/cm, elektron berpindah ke terminal positif dengan kecepatan 50 cm/detik. 3.Logam berkilau ketika diterpa berkas cahaya
Ketika berkas cahaya menerpa permukaan logam, maka logam akan tampak berkilau dan memantulkan cahaya. Peristiwa ini juga terkait dengan adanya elektron-elektron terdelokalisasi dan susunan atom logam yang rapat. 4.Logam dapat ditempa (malleable) dan ditarik ( ductile) Malleable mengacu pada kemampuan logam untuk dapat ditempa menjadi lembaranlembaran tipis. Ductile mengacu pada kemampuan logam untuk ditarik menjadi kawat. Jika sepotong logam dipalu atau ditarik, atom-atom logam akan bergeser karena adanya gaya tolak antarion logam (Gambar 1.17). Atom-atom akan menyusun dengan sendirinya dalam lautan elektron menjadi bentuk baru tanpa mengalami pemutusan ikatan logam.
1.6 SENYAWA IONIK DAN KOVALEN Senyawa Ionik Senyawa ionik adalah senyawa yang terbentuk dari penggabungan ion-ion positif dengan ion-ion negatif. Penggabungan ini menghasilkan ikatan ionik yang sangat kuat dalam senyawa kristal padat. Beberapa senyawa ionik yang banyak dijumpai antara lain adalah garam-garam klorida, garam-garam oksida, garam-garam sulfida, dan lain-l ain. Kristal padat natrium klorida (NaCl), misalnya, tersusun dari ion-ion natrium dengan
ion-ion klorida dalam jumlah yang seimbang. Setiap ion Na + dikelilingi oleh 6 ion Cl dan sebaliknya, setiap ion Cl dikelilingi oleh 6 ion Na + secara sambung-menyambung (Gambar 1.18). Susunan ion-ion dalam kristal ini sangat rapat sehingga padatan NaCl tidak menghantar listrik. Ikatan yang sangat kuat antara ion-ion positif dengan ion-ion negatif menyebabkan senyawa ionik memiliki titik leleh yang tinggi. Padatan ionik akan meleleh bila dipanaskan sehingga jarak antara ion-ion menjadi lebih renggang. Bila dilarutkan dalam air, senyawa ionik akan larut membentuk ion-ion positif dan ion-ion negatif yang bergerak bebas dalam pelarut air. Itulah sebabnya, lelehan dan larutan senyawa ionik dapat menghantarkan arus listrik. Adapun dalam wujud padat, ion-ion positif terikat sangat kuat pada ion-ion negatif sehingga semua ion tidak bebas bergerak. Itulah sebabnya mengapa padatan senyawa ionik tidak dapat menghantarkan arus listrik . Perbedaan daya hantar listrik antara padatan, lelehan, dan larutan senyawa ionik. Pada suhu kamar , senyawa ionik berwujud padatan yang rapuh dan mudah pecah, karena kation dan anion sangat berdekatan. Ketika mengalami penekanan, terjadi pergeseran posisi kation dan anion dan gaya tolak-menolak antarion-ion yang sejenis. Senyawa Kovalen Senyawa kovalen tersusun dari molekul-molekul yang mengandung ikatan kovalen. Ikatan kovalen dalam molekul sangat kuat karena pasangan elektron ikatan terletak dalam ruang tumpang-tindih dua atom. Untuk memutuskan ikatan kovalen diperlukan energi yang tinggi antara 200 – 500 kJ/mol. Namun demikian, kekuatan ikatan ini berlawanan dengan sifatsifat fisik senyawa kovalen. Senyawa kovalen meleleh dan mendidih pada suhu yang rendah. Mengapa bisa demikian?
Untuk menjawab pertanyaan di atas, perlu diketahui bahwa dalam senyawa kovalen terdapat dua gaya yang berbeda, yaitu 1) ikatan kovalen yang kuat dalam molekul dan 2) gaya tarik antarmolekul yang lemah. Sifat-sifat fisik senyawa kovalen, seperti titik leleh dan titik didih, berkaitan dengan gaya tarik antarmolekul . Karena gaya tarik antarmolekul relatif lemah, maka titik leleh dan titik didih senyawa kovalen rendah. Misalnya, jika pentana, C5H12, dipanaskan, yang terjadi adalah pelepasan gaya tarik antarmolekul pentana, bukan pemutusan ikatan C – C maupun C – H. Padatan Kovalen Jaringan Beberapa senyawa kovalen, disebut sebagai padatan kovalen jaringan , tidak tersusun dari molekul-molekul yang terpisah. Senyawa ini mengandung ikatan kovalen dengan pola jaringan yang diperluas secara sambung-menyambung membentuk struktur tiga dimensi yang kokoh, misalnya kuarsa, SiO 2, dan intan, C (Gambar 1.22). Pada kuarsa, setiap atom Si terikat pada 4 atom O dan setiap atom O terikat pada 2 atom Si. Karena tidak ada pemisahan molekul SiO 2, maka kuarsa bersifat keras dan memiliki titik leleh yang sangat tinggi (1550 oC). Dalam intan, setiap atom C berikatan kovalen dengan 4 atom C yang lain membentuk struktur kovalen tiga dimensi yang sangat sangat kokoh. Intan merupakan material yang paling keras dengan titik leleh yang sangat tinggi (3550 oC). Sudah jelas bahwa ikatan kovalen itu kuat, tetapi karena kebanyakan senyawa-senyawa kovalen terdiri dari molekul-molekul dengan ikatan antarmolekul yang lemah, sifat-sifat fisiknya tidak menunjukkan kekuatan ikatan kovalennya. Tidak seperti halnya senyawa ionik, meskipun dilelehkan, kebanyakan zat-zat kovalen merupakan penghantar listrik yang jelek. Pada zat-zat kovalen, elektronelektron tidak bebas bergerak dan tidak ada ion-ion sehingga tidak ada partikel pengemban muatan listrik. Perbedaan Antara Senyawa ionik dan Senyawa Kovalen Secara umum, perbedaan-perbedaan antara senyawa ionik dengan senyawa kovalen adalah sebagai berikut (Tabel 1.3): Tabel 1.3 Perbedaan-perbedaan umum antara senyawa ionik dan kovalen No 1 2 3
4
5
Senyawa Ionik Berwujud padatan dengan titik leleh yang tinggi ( > 400 oC). Banyak yang larut dalam pelarut polar seperti air. Kebanyakan tidak larut dalam pelarut nonpolar seperti heksana, C6H2, dan karbon tetraklorida, CCl4. Lelehannya menghantarkan listrik dengan baik karena mengandung banyak ion-ion yang mobile (mudah bergerak). Larutannya (aqueous solution) menghantarkan listrik dengan baik karena
Senyawa Kovalen Berwujud, gas, cair, dan padat dengan titik leleh rendah ( < 300 oC). Sebagian tidak larut dalam pelarut polar. Senyawa kovalen nonpolar larut dalam pelarut nonpolar seperti heksana, C6H2, dan karbon tetraklorida, CCl4. Lelehannya tidak menghantarkan arus listrik.
Larutannya (aqueous solution) biasanya sebagai penghantar listrik yang kurang baik
mengandung banyak ion-ion yang mobile (mudah bergerak). 6
Kebanyakan terbentuk dari dua atom unsur dengan perbedaan keelektronegatifan yang tinggi, biasanya logam dengan nonlogam
karena kebanyakan tidak mengandung ion-ion. Hanya larutan senyawa kovalen polar yang dapat menghantar listrik. Kebanyakan terbentuk dari dua atom unsur dengan perbedaan keelektronegatifan yang rendah, biasanya nonlogam dengan nonlogam
