Beberapa Reaksi Yang Terjadi Pada Senyawa Hidrokarbon

Stokiometri : Pereaksi Pembatas dan Pereaksi Berlebih

Dalam suatu reaksi kimia, apabila kita menggunakan reagn atau pereaksi terkadang kita menggunakan pereaksi yang berlebih untuk satu reagn dengan tujuan agar reagn yang lain habis bereaksi dan diperoleh hasil yang maksimal sesuai keinginan. Sering terjadi satu reagen dibuat berlebih, sampai suatu reagen tertentu sudah habis digunakan dalam reaksi sebelum reagen yang lainnya habis.

Pereaksi pembatas (limiting reactant) = zat pereaksi yang habis bereaksi lebih dahulu, dan menjadi penentu jumlah produk yang dihasilkan. Sedangkan Pereaksi berlebih (excess) = pereaksi yang jumlahnya melebihi dari jumlah yang dibutuhkan.

Mari kita ambil contoh reaksi berikut ini :

Sebanyak 2,8 gram gas Nitrogen direaksikan dengan 1,2 gram gas Hidrogen. Manakah yang akan menjadi pereaksi pembatas dan manakah yang akan menjadi pereaksi berlebih, serta berapa gram produk Amonia yang akan dihasilkan ?

Untuk menjawab hal ini maka kita buat persamaan reaksinya serta ketersedian dan kebutuhan masing-masing reagn atau pereaksi.

Apabila kita lihat persamaan reaksi setaranya terlihat bahwa 1 mol gas nitrogen akan bereaksi dengan 3 mol gas hidrogen menghasilkan 2 mol gas amonia. Ini berarti perbandingan mol nitrogen : hidrogen adalah 1:3. Perbandingan ini menunjukkan kebutuhan yang harus dipenuhi.

Selanjutnya  Setelah kita konversi massa (gram) reagn kedalam mol, maka reagen yang tersedia adalah 2,8 gram gas nitrogen (0,1 mol nitrogen) dan 1,2 gram gas hidrogen (0.6 mol hidrogen). Jadi perbandingan mol Nitrogen : hidrogen adalah 0,1: 0,6 atau dibulatkan menjadi 1:6

Dari sini kita bisa melihat bahwa dalam reaksi itu 1 mol Nitrogen hanya membutuhkan 3 mol hidrogen, sementara yang tersedia adalah 6 mol hidrogen. Sehingga dalam contoh reaksi diatas gas hidrogen adalah pereaksi berlebih dan gas nitrogen adalah pereaksi pembatas.

Sehingga diakhir reaksi kita akan menjumpai sisa hidrogen sebanyak 0,3 mol dan produk amonia yang dihasilkan adalah 0,2 mol amonia.

Konsep Mol dan Stoikiometri

Istilah ''mol'' simbol (n) merupakan istilah yang tidak asing dalam kimia. Apabila kita mengingat ingat kembali pelajaran IPA SMP kita pasti pernah bertemu dengan tujuh besaran pokok dengan satuan internasional. Nah disanalah kita bertemu dengan istilah ''mol''. Jadi mol (n) adalah satuan untuk besaran pokok jumlah zat. Sementara Definisi untuk 1 mol zat = 6,02 x 10²³ partikel. Partikel dapat berupa atom, molekul atau dalam bentuk ion.

Konsep mol sangat berperan dalam stoikiometri kimia. Kata stoikiometri berasal dari bahasa Yunani yaitu stoicheon yang artinya unsur dan metron yang berarti mengukur. Seorang ahli Kimia Perancis, Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) adalah orang yang pertama kali meletakkan prinsip-prinsip dasar stoikiometri. Menurutnya stoikiometri adalah ilmu tentang pengukuran perbandingan kuantitatif atau pengukuran perbandingan antar unsur kimia yang satu dengan yang lain.

Selanjutnya dalam stoikiometri kita akan dikenalkan dengan beberapa istilah Volume Molar dan

Massa Molar. Mari kita ulas satu persatu dari kedua istilah ini.

1. Volume Molar

Volume molar gas adalah Volume satu mol gas pada keadan standar. Menurut Avogadro, pada suhu dan tekanan yang sama gas-gas bervolume sama mengandung jumlah molekul yang sama pula. Hal itu juga berarti bahwa pada suhu dan tekanan yang sama gas-gas dengan jumlah molekul yang sama akan mempunyai volume yang sama. Pada kondisi tekanan 1 atm (760 mmHg) dan temperatur 0^o C (273 K)  disebut sebagai keadaan standar (Standard Temperature and Pressure). banyaknya Volume 1 mol gas adalah 22,4 liter.

2. Massa Molar

Massa Molar adalah Massa (gram ) suatu zat dari satu mol zat itu. Nilai untuk Massa Molar sama dengan nilai Massa atom relatif (Ar) pada atom. Atau nilai Massa molekul relatif (Mr) pada suatu molekul. Yang menjadi pembeda adalah ‘’satuan’’. Untuk massa molar digunakan satuan (gram/mol) sementara untuk Ar atau Mr digunakan satuan amu (atomic mass unit) dalam bahasa indonesia disebut sma (satuan massa atom) yang bisa kita peroleh dalam tabel periodik unsur.

Para ahli kimia menggunakan atom karbon Sebagai atom standar, yaitu atom karbon, C-12 dimana satu mol C-12 terdiri dari  6,02 x 10²³ atom dan memiliki massa 12 gram. Hal ini berarti massa molar atom C-12 adalah 12 gram/mol. Jadi nilai ini sama saja dengan nilai Ar C-12. Kemudian Jika kita melihat tabel periodik kita mendapatkan Ar H=1 sma, N =14 sma, dan O =16 sma Berarti massa molar  gas H₂ N₂ dan O₂ berturut turut adalah 2 gr/mol, 28 gram/mol dan 32 gram/mol

HUKUM - HUKUM DASAR KIMIA

Reaksi Reduksi dan Oksidasi

Disalin dari Makalah PPM-PPG 2004
 Karya Pak Suwardi Kimia FMIPA UNY

Perubahan kimia yang terjadi bila elektron dipindahkan antara reaktan-reaktan dikenal sebagai reaksi oksidasi-reduksi. Reaksi oksidasi adalah sumber utama energi di bumi. Pembakaran bensin di dalam mesin mobil dan terbakarnya kayu dalam suatu kebakaran adalah reaksi oksidasi. Demikian juga pembakaran makanan dalam tubuh kita. Semua reaksi oksidasi dsertai reaksi reduksi. Reaksi reduksi-oksidasi juga disebut reaksi redoks.

Mula-mula makna oksidasi adalah kombinasi secara kimia suatu zat dengan oksigen sedangkan reduksi adalah pelepasan/hilangnya oksigen. Sekarang oksidasi ditinjau sebagai sebarang pergeseran elektron menjauhi dari sebuah atom sedangkan reduksi adalah meliputi pergeseran elektron menuju suatu atom. Suatu reaksi oksidasi selalu disertai oleh reaksi reduksi. Zat yang menyebabkan oksidasi disebut zat pengoksidasi (oxidizing agent atau oksidator). Zat yang menyebabkan reduksi disebut zat pereduksi (reducing agent atau reduktor).

Sebuah bilangan oksidasi dapat ditandakan pada sebuah unsur dalam suatu zat sesuai dengan sehimpunan aturan. Bilangan oksidasi suatu unsur dalam keadaan tak tergabung adalah nol. Bilangan oksidasi ion monoatomik adalah sama dalam hal besar dan tanda seperti muatan ioniknya. Jumlah bilangan oksidasi unsur dalam sebuah senyawa netral adalah nol. Akan tetapi dalam ion poliatomik, jumlah bilangan oksidasi unsur sama dengan muatan dari ion ini. Suatu kenaikkan bilangan oksidasi adalah oksidasi sedangkan penurunan bilangan oksidasi adalah reduksi.

Proses oksidasi-reduksi dapat ditinjau dari berbagai hal. Berikut ini akan disajikan berbagai contoh untuk memperjelas hal ini.

1.      Oksigen dalam reaksi redoks

Konsep lama :

Oksidasi : kombinasi suatu unsur dengan oksigen untuk menghasilkan oksida

·         Unsur dan senyawa bergabung dengan oksigen dalam reaksi oksidasi

Unsur :

4Fe  +  3O₂  à  2Fe₂O₃

C  +  O₂  à  CO₂

Senyawa :

CH₄  +  2O₂  à  CO₂  +  2H₂O

Reduksi : Hilangnya oksigen dari senyawa

2Fe₂O₃      +       3C    à   4Fe      +    3CO₂

       besi(III) oksida      karbon        besi        karbon dioksida

Istilah reduksi (pengurangan) berkaitan dengan fakta bahwa bila logam oksida direduksi menjadi logam, terdapat penurunan dalam hal volum logam oksida.

2.      Perpindahan elektron dalam reaksi redoks

Konsep baru :

·         Oksidasi : hilangnya elektron sebagian atau seluruhnya atau terimanya oksigen.

·         Reduksi : terimanya elektron atau hilangnya oksigen

Contoh reaksi logam dengan bukan logam, elektron dipindahkan dari atom logam ke atom bukan logam

Mg    +   S  à  Mg²⁺  +  S^2-

Oksidasi : Mg  à  Mg²⁺  +  2e^-  (hilangnya elektron)

Reduksi :  S  +  2e^-  à  S^2-  (terimanya elektron)

Mg : reducing agent (donor elektron)

 S : oxidizing agent (akseptor elektron)

Perpindahan seluruhnya (lengkap) elektron dapat terlihat mudah dalam reaksi ionik di atas. Bagaimana tentang reaksi yang menghasilkan senyawa kovalen ? Tinjau reaksi hidrogen dan oksigen,

2H₂  +  O₂  à  2H₂O

Definisis lama oksidasi menyatakan bahwa hidrogen teroksidasi menjadi air bila ia bergabung dengan oksigen. Perpindahan elektron dapat juga menjelaskan proses ini. Tinjaulah apa yang terjadi terhadap elektron ikatan dalam reaktan dan produk. Elektron ikatan dalam molekul hidrogen digunakan bersama secara sama antara hidrogen-hidrogen. Namun demikian, dalam air, elektron ikatan tidak digunakan secara sama antara hidrogen dan oksigen. Akibatnya adalah pergeseran elektron ikatan menjauhi hidrogen.

Hidrogen teroksidasi (elektron bergeser menjauhi H) sedangkan oksigen tereduksi (elektron bergeser menuju ke O)

Secara ringkas proses yang menyebabkan oksidasi dan reduksi disajikan dalam tabel 1.

NO	OKSIDASI	REDUKSI
1	Hilangnya seluruh (lengkap) elektron [reaksi ionik]	Terimanya elektron secara lengkap [reaksi ionik]
2	Pergeseran elektron menjauhi suatu atom dalam ikatan kovalen	Pergeseran elektron menuju suatu atom dalam ikatan kovalen
3	Terimanya oksigen	Hilangnya oksigen
4	Hilangnya hidrogen untuk senyawa kovalen	Terimanya hidrogen untuk senyawa kovalen
5	Kenaikkan bilangan oksidasi	Penurunan bilangan oksidasi

3.      Manandai bilangan oksidasi

Bilangan oksidasi adalah konsep tatabuku (bookkeeping) yang diberikan oleh ahli kimia. Bilangan oksidasi adalah suatu bilangan positif atau negatif yang ditandakan pada suatu atom sesuai dengan sehimpunan aturan.

Aturan penandaan bilangan oksidasi :

a.       Bilangan oksidasi ion monoatomik sama dalam hal besar dan tanda dengan muatan ioniknya. Contoh : biloks ion bromida, Br^1-, adalah -1; biloks ion Fe³⁺ adalah +3.

b.      Biloks hidrogen dalam suatu senyawa selalu +1 kecuali dalam logam hidrida, contoh dalam NaH, biloks H adalah -1

c.       Biloks oksigen dalam suatu senyawa adalah selalu -2 kecuali dalam peroksida, contoh dalam H₂O₂ biloks O adalah -1

d.      Biloks unsur tak tergabung dengan unsur lain adalah nol. Contoh, biloks atom K (kalium) dalam logam kalium, K; dan atom nitrogen dalam gas N₂, adalah nol

e.       Untuk senyawa netral, jumlah biloks dari atom-atom dalam senyawa harus sama dengan nol

f.       Untuk ion poliatomik, jumlah biloks atom harus sama dengan muatan ionik dari ion

Persamaan Reaksi Kimia

Persamaan Reaksi Kimia

Persamaan yang menggambarkan terjadinya suatu reaksi kimia.

Misal : dua molekul gas hidrogen direaksikan dengan satu molekul gas oksigen, menjadi dua molekul air (liquid). Maka reaksi kimia ini apabila ditulis persamaan reaksi kimianya adalah sebagai berikut :

          2H₂(g) + O₂(g)  -->       2H₂O (l)

Reaksi kimia selalu melibatkan zat pereaksi (reaktan) dan menghasilkan zat hasil reaksi (produk). Dalam persamaan reaksi kimia reaktan ditulis disebelah kiri tanda panah, dan produk ditulis disebelah kanan tanda panah. Sementara angka didepan senyawa disebut koefisien reaksi. Jadi Pada contoh reaksi diatas, hidrogen dan oksigen disebut reaktan dan air disebut produk.

PERSAMAAN REAKSI KIMIA SETARA

Persamaan Reaksi Kimia Setara adalah ketika jumlah atom dan muatan total diruas kiri dan kanan jumlahnya sama. (memenuhi hukum kekekalan masa)

Contoh :

Reaksi belum setara :

Reaksi belum setara :

Reaksi Sudah setara :

Tatanama Senyawa Anorganik Sederhana

I. Senyawa Ionik Biner (Logam IA, IIA, IIIA dengan Nonlogam)

2. Senyawa Kovalen Biner (Nonlogam-Nonlogam)

3. Senyawa Poliatom (Terner)

4. Logam Transisi / Multivalensi

5. Senyawa yang mengandung Hidrogen (H) dan Hidroksi (OH)

6. Senyawa yang mengandung air terhidrat

Larutan Elektrolit dan Nonelekrolit

Beberapa zat jika dilarutkan dalam air atau zat itu berupa larutan, memiliki kemampuan menghantarkan arus listrik yang berbeda. Larutan yang mampu menghantarkan arus listrik disebut sebagai larutan elektrolit. Jumlah arus listrik yang dapat dihantarkan bergantung pada jumlah ion yang ada didalam larutan. Beberapa zat dapat terionisasi sempurna (100%) ketika dilarutkan dalam air, maka larutan tersebut tergolong elektrolit kuat.

Contoh :

 Adapula zat yang terionisasi kurang sempurna (< 100%) dengan kata lain sebagian zat dalam larutan terionisasi dan sebagian lain tidak mengion. larutan semacam ini tergolong elektrolit lemah. Adapula zat yang ketika dilarutkan dalam air tidak menghasilkan ion. Dengan tidak adanya ion dalam larutan, maka larutan tak mampu menghantarkan arus listrik. larutan semacam ini disebut sebagai larutan nonelektrolit.

Contoh :

dilaboratorium uji, serangkaian alat dapat disusun dengan menggunakan Indikator nyala lampu. mari perhatikan gambar rangkaian alat berikut :

Pada gambar diatas terlihat serangkaian percobaan untuk mengukur daya hantar arus listrik larutan. Indikator yang digunakan dalam percobaan diatas adalah indikator nyala lampu dan jumlah gelembung gas yang dihasilkan dalam larutan. Bila kita urutkan dari sebelah kiri, gambar pertama menunjukkan tidak ada ion dalam larutan yang ada adalah molekul molekul netral, ini menunjukkan larutan tergolong nonelektrolit terlihat dengan tidak adanya nyala lampu dan gelembung gas. Gambar ditengah terlihat ada sedikit ion, dan adapula molekul netral ini menunjukkan bahwa sebagian zat mengion dalam larutan tersebut, sementara sebagian lagi tidak mengion. Indikator lampu menyala dengan redup dan jumlah gelembung gas yang dihasilkan sedikit. Maka larutan kedua ini tergolong elektrolit lemah. Gambar terakhir menunjukkan bahwa larutan ini adalah larutan elektrolit kuat, kita melihat bahwa disana terdapat banyak ion dan kita tidak menjumpai molekul netral. Indikator lampu pun terlihat menyala dengan terang dan banyak dihasilkan gelembung gas dalam larutannya.  

berikut ini adalah contoh beberapa zat yang diklasifikasikan sesuai dengan daya hantar arus listrik larutannya :

STRUKTUR MOLEKUL BERDASARKAN TEORI VSEPR

Ada beberapa teori yang dapat meramalkan bentuk struktur suatu molekul yaitu : teori VSEPR yang dikemukakan oleh Lewis dan teori ikatan valensi orbital hibrid mekanika kuantum. Pada kesempatan ini penulis akan mencoba untuk menuliskan dari sisi teori VSEPR.

Teori VSEPR merupakan kepanjangan dari Valence Shell Electron Pair Repulsion. Secara arti harfiahnya adalah Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi. Teori ini adalah teori yang dapat meramalkan bentuk molekul berdasarkan gaya tolak menolak elektron valensi atom pusat. Prinsip utama teori ini adalah bahwa bentuk molekul itu ditentukan oleh ada atau tidaknya tolakan elektron bonding  dan non bonding elektron  Dalam bahasa kita, teori ini dikenal dengan istilah teori Domain Elektron. Untuk memahami teori ini anda sudah memahami ikatan kimia. Karena dalam bahasan topik ini akan digunakan istilah bonding (PEI) dan non bonding (PEB).

Elektron merupakan partikel bermuatan negatif (-) sehingga sesama elektron akan saling tolak menolak satu sama lain, sehingga dalam suatu molekul awan elektron akan menyusun diri untuk meminimalkan gaya tolak menolak tersebut. Berikut ini disajikan bentuk-bentuk dasar suatu molekul, yang dimaksud bentuk dasar yaitu bentuk yang tidak mengalami distorsi dari non bonding elektron (nol).

Sekarang, mari kita ambil satu contoh molekul dari data diatas, yaitu molekul methana CH₄ , molekul ini memiliki 4 domain elektron yang terdiri dari 4 buah elektron bonding dan tak memiliki elektron non bonding (nol). Sehingga awan elektron disekitar atom pusat karbon tersebar pada empat ikatan dengan atom hidrogen. Struktur lewis merupakan struktur 2-D, sehingga sudut ikatan yang memungkinkan untuk struktur 2-D adalah 90⁰ .

Namun bagaimanapun, bentuk molekul yang sesungguhnya digambarkan dalam bentuk 3-D (model ball and stic)  sudut ikatan yang dibuntuk antara atom Carbon dan Hydrogen adalah sebesar 109,5⁰

dan jika kita menggambar molekul CH₄ dalam bentuk geometri maka akan diperoleh bentuk tetrahedron.

Nah, jadi kesimpulannya bentuk geometri molekul untuk molekul CH₄ menurut teori VSEPR adalah tetrahedron.

Sekarang mari kita lihat bentuk geometri molekul lain yaitu molekul amonia NH₃ , dimana jumlah Domain molekul NH₃ ini sama dengan jumlah domain pada CH₄  yaitu sebanyak 4 domain. Namun perbedaannya adalah Domain elektron NH₃ terdiri dari 3 buah elektron bonding dan 1 buah elektron non bonding. Mari kita lihat struktur lewis atau struktur 2-D dari NH₃

Dari gambar diatas terlihat adanya satu buah nonbonding elektron, Keberadaan 1 buah elektron non bonding pada NH₃ ini akan menyebabkan distorsi pada molekul NH₃

Mari kita lihat dalam struktur 3-D berikut :

Namun bagaimanapun, ketika kita melihat bentuk molekul, kita tidak akan bisa melihat non bonding elektron, karena ia tidak terpasang dengan atom. Sehingga gambar diatas jika dilihat dalam bentuk molekul adalah sebagai berikut :

Sudut ikatan yang dibentuk oleh atom nitrogen dan hidrogen pada amonia adalah sebesar 107,5⁰ . Jika kita menggambarkan bentuk geometri molekul NH₃ maka gambarnya adalah sebagai berikut :

Sehingga kesimpulannya bentuk geometri molekul untuk molekul NH₃ menurut teori VSEPR adalah trigonal piramida.

Selanjutnya mari kita lihat bentuk geometri molekul lain yaitu molekul air H₂O , dimana jumlah Domain molekul H₂O ini sama dengan jumlah domain pada CH₄  dan NH₃ sebanyak 4 domain. Namun perbedaannya adalah Domain elektron H₂O terdiri dari 2 buah elektron bonding dan 2 buah elektron non bonding. Kita akan lihat bagaimana perubahan bentuk geometrinya. Mari kita lihat struktur lewis atau struktur 2-D dari H₂O

Dari gambar diatas terlihat adanya dua buah nonbonding elektron, Keberadaan 2 buah elektron non bonding pada H₂O ini akan menyebabkan distorsi pada molekul H₂O

Mari kita lihat dalam struktur 3-D berikut :

Sudut ikatan yang dibentuk oleh atom oksigen dan hidrogen pada molekul air adalah sebesar 104,5⁰ . Jika kita menggambarkan bentuk geometri molekul H₂O maka gambarnya adalah sebagai berikut :

Sehingga kesimpulannya bentuk geometri molekul untuk molekul H₂O  menurut teori VSEPR adalah bentuk bent (bengkok) .

Ikatan Kimia

Mengapa atom atom memiliki kecenderungan untuk berikatan? Karena setiap atom ingin memiliki elektron terluar yang stabil seperti gas mulia. Hal ini disebabkan karena Unsur – unsur golongan gas mulia ( golongan VIII A) yaitu He (Helium), Ne (Neon), Ar (Argon), Kr (Kripton), Xe (Xenon), dan Rn (Radon) bersifat stabil sehingga disebut mulia. Karena sifat stabilnya, unsur-unsur Gas Mulia ini dapat berdiri sendiri, ditemukan di alam dalam bentuk monoatomik dan jarang sekali ditemukan dalam bentuk senyawa. Unsur unsur gas mulia hampir tidak membentuk ikatan dengan atom lain dan karena tidak reaktifnya maka sering disebut juga sebagai gas inert. Pertanyaannya adalah mengapa bisa terjadi hal demikian pada unsur golongan gas mulia?

Pada Tahun 1916 G.N. Lewis dan W. Kossel menjelaskan hubungan kestabilan gas mulia dengan konfigurasi elektron. unsur-unsur gas mulia mempunyai 8 elektron valensi (setiap orbital elektronnya terisi penuh/berpasangan) sehingga gas mulia bersifat stabil. Kecuali He; mempunyai 2 elektron valensi.

 ₂He⁴      :  2 

₁₀Ne²⁰   :  2  8

                ₁₈Ar⁴⁰   :  2  8  8

                ₃₆Kr⁸⁴   :  2  8  18  8

                ₅₄Xe¹³¹  :  2  8  18  18  8

                ₈₆Rn⁽²²²⁾:  2  8   18  32  18  8

Unsur – unsur lain cenderung mengikuti gas mulia untuk mencapai kestabilan. Atom-atom lain agar stabil berusaha memiliki konfigurasi elektron seperti gas mulia. Kecenderungan ini bisa terjadi dengan membentuk ikatan kimia antar atom yang satu dengan atom lainnya. Apabila suatu atom mencapai kestabilan dengan 2 elektron valensi menyerupai unsur He maka disebut sebagai kaidah duplet. Sedangkan suatu atom yang mencapai kestabilan dengan 8 elektron valensi maka disebut sebagai kaidah Oktet.

Ikatan Ion

Ikatan ini terjadi ketika ada perbedaan tendensi yang sangat besar dari atom untuk melepas atau menangkap elektron. Atom-atom yang melepas elektron menjadi ion positif (kation) sedang atom-atom yang menerima elektron menjadi ion negatif (anion). Perbedaan yang sangat mencolok terjadi antara logam alkali yang reaktif (golongan IA) dan non logam, golongan halogen (golongan VII A). Atom logam dengan harga ionisasi yang rendah mudah melepaskan elektron valensinya, sementara atom non logam dengan afinitas elektron yang besar (elektronegatif) dengan mudah menangkap elektron

Keadaan ini menyebabkan terjadinya transfer elektron antara logam dan non logam membentuk ion menyerupai konfigurasi gas mulia.

 Misalnya, pada Ikatan NaCl, atom Na yang tidak stabil melepaskan satu elektron valensinya menjadi ion Na⁺ dengan menyerupai konfigurasi elektron seperti atom neon (₁₀Ne).

Na_(g)               Na⁺ _(g) + e-   EI = 496 Kj/mol  

₁₁ Na   : 2  8  1

₁₁ Na⁺ : 2  8  

Sementara atom Cl menerima tambahan satu elektron, sehingga menjadi ion Cl^- dengan konfigurasi elektron seperti konfigurasi elektron Argon (₁₈Ar).

Cl_(g)  + e-             Cl^-_(g)   AE = -349 kJ/mol

₁₇ Cl   : 2  8  7

₁₇ Cl^- : 2  8  8

 Ketika atom natrium melepaskan sebuah elektron valensinya sehingga terjadi ion natrium, Na+ dan elektron ini diterima oleh atom klor sehingga terjadi ion klorida, Cl-. ion klorida dan ion natrium saling tarik menarik dengan gaya elektrostatis sehingga terjadi ikatan ion yang menghasilkan senyawa ionik NaCl.

Sifat-sifat fisika senyawa ionik pada umumnya:

1. pada suhu kamar berwujud padat

2. struktur kristalnya keras tapi rapuh

3. mempunyai titik didih dan titik leleh tinggi

4. larut dalam pelarut air tetapi tidak larut dalam pelarut organik

5. tidak menghantarkan listrik pada fase padat, tetapi pada fase cair (lelehan) dan larutannya menghantarkan listrik

Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terbentuk karena pemakaian bersama dua elektron oleh dua atom. Pertanyaannya adalah kenapa dua atom saling berbagi elektron ? Pasalnya tidak seperti ikatan ionik, dalam ikatan kovalen hanya terjadi perbedaan kecil pada tendensi untuk melepas atau menangkap elektron sehingga terjadi sharing elektron. ikatan ini umum terjadi antar atom non logam. Tiap-tiap atom non logam mempertahakan elektron masing masing dan mencoba menarik elektron atom lain. Gaya tarik masing-masing atom terhadap elektron valensi lawannya membuat kedua atom berikatan. Ikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama pasangan elektron (Sharing electron pair) oleh atom-atom yang berikatan. Pasangan elektron yang dipakai bersama disebut pasangan elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen disebut pasangan elektron bebas (PEB). Pasangan elektron sharing (dipakai bersama) dianggap elektron yang terlokalisasi diantara kedua atom sehingga menjadi milik bersama.

Atom-atom yang sama atau hampir sama keelektronegatifannya cenderung membentuk ikatan kovalen dengan menggunakan pasangan elektron bersama. Hampir semua senyawa kovalen terbentuk dari atom-atom non-logam seperti H₂, Cl₂, O₂, NH₃, CH₄, CO₂ dan lain sebagainya. Dua atau lebih atom nonlogam saling menyumbangkan elektron sehingga tersedia satu atau lebih pasangan elektron yang dijadikan milik bersama. Sebagai contoh Atom hidrogen memiliki sebuah elektron pada kulit pertamanya, agar konfigurasi elektronnya penuh seperti gas mulia helium (₂He) maka hidrogen memerlukan satu elektron lagi. Gas hidrogen yang merupakan molekul H2 terdiri dari dua atom hidrogen yang saling menyumbangkan elektronnya sehingga masing-masing atom hidrogen memiliki konfigurasi elektron yang stabil.

Contoh lain adalah pada ikatan molekul H₂O. Atom oksigen yang mempunyai 6 elektron valensi membutuhkan 2 elektron lagi agar seperti gas mulia. Kedua elektron itu diperoleh dari dua atom hidrogen. Jadi atom oksigen dapat membentuk dua ikatan kovalen dalam molekul H₂O.

₈O : 2 6

₁H : 1

Ikatan Kovalen itu bermacam-macam jenisnya, apabila dilihat dari pasangan elektron ikatannya, ikatan kovalen dibagi menjadi ikatan kovalen tunggal, Ikatan kovalen rangkap (double bond ) dan ikatan rangkap tiga (triple bond). Pada ikatan kovalen tunggal mengandung dua elektron (contoh pada molekul H₂), ikatan kovalen rangkap dua mengandung empat elektron seperti Pada molekul oksigen, O2 terdapat dua buah ikatan (double bond) Kedua atom oksigen masing masing memiliki 8 elektron valensi. Sedangkan dalam ikatan rangkap tiga terdapat enam elektron. Contohnya seperti pada molekul nitrogen, N2 setiap atomnya menyumbangkan 3 elektron untuk digunakan bersama sama sehingga setiap atom N memiliki elektron valensi 8.

Sementara apabila ditinjau dari kepolaran ikatan, maka ikatan kovalen dibedakan menjadi ikatan kovalen polar dan Non Polar.

Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen dengan pasangan elektron ikatannya 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 dan mempunyai bentuk molekul yang tidak simetris, serta memiliki harga momen dipol yang lebih besar dari nol. Harga momen dipol merupakan hasil kali beda keelektronegatifan dengan jarak ikatan.

Contoh, pada molekul hydrogen fluorida HF. Atom H cenderung tertarik kearah atom F karena atom F lebih elektronegatif. Perbandingan kelektronegatifan H:F adalah 2.1 : 4.0 sehingga menyebabkan bentuk molekul menjadi tidak simetris atau terjadi polarisasi (membentuk kutub positif dan negatif).

Sementara pada Ikatan kovalen nonpolar yaitu ikatan kovalen yang pasangan elektron ikatannya 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. Contohnya seperti pada molekul H₂.

Tidak semua ikatan kovalen yang terjadi, elektron-elektronnya diperoleh dari sumbangan atom-atom yang membentuk ikatan. Beberapa molekul ada yang pasangan elektronnya berasal dari salah satu atom saja, sedang atom lainnya menggunakan pasangan elektron

itu untuk berikatan. Hal ini terjadi seperti pada Molekul NH3 yang mempunyai satu pasang elektron yang belum digunakan bersama, sedang ion H⁺ dapat menerima satu pasang elektron untuk menjadi lebih stabil karena mempunyai konfigurasi elektron helium. Oleh karena itu pasangan elektron tersebut dapat digunakan bersama oleh molekul NH3 dan ion H⁺ sehingga terbentuk ion amonium, NH4⁺. Ikatan antara NH3 dengan ion H⁺ ini juga merupakan ikatan kovalen yang diberi nama ikatan kovalen koordinasi.

Contoh lain terjadi pada molekul SO₃ atom Sulfur, ₁₆S : 2 8 6 memiliki 6 elektron Valensi, 2 buah elektron digunakan untuk berikatan rangkap dengan 1 atom O dan 2 pasang elektron lagi disediakan untuk 2 buah atom O yang lain, karena atom O memiliki elektron valensi 6 dan memutuhkan 2 elektron, sehingga atom O dapat menerima sepasang elektron dari atom S. Dengan demikian terdapat 2 buah ikatan kovalen koordinasi dan keempat atom memiliki elektron valensi 8 yang stabil.

Ikatan Logam

Drude dan Lorentz mengemukakan model, bahwa logam sebagai suatu kristal terdiri dari ion-ion positif logam dalam bentuk bola-bola keras dan sejumlah elektron yang bergerak bebas dalam ruang antara. Elektron-elektron valensi logam tidak terikat erat (karena energi ionisasinya rendah), sehingga elektron relatif lebih bebas bergerak. Hal ini dapat dimengerti mengapa logam bersifat sebagai penghantar panas dan listrik yang baik, dan juga mengkilat. Suatu model logam dengan elektron-elektron membentuk suatu “lautan” muatan negatif dapat dilihat seperti gambar berikut :

Model lautan elektron ini sesuai dengan sifat-sifat logam, seperti: dapat ditempa menjadi lempengan tipis, ulet karena dapat direntang menjadi kawat, memiliki titik leleh dan kerapatan yang tinggi. Logam dapat dimampatkan dan direntangkan tanpa patah karena atom-atom dalam struktur kristal harus berkedudukan sedemikian rupa sehingga atom-atom yang bergeser akan tetap pada kedudukan yang sama. Hal ini disebabkan mobilitas lautan elektron di antara ion-ion positif meru-pakan penyangga.

Sebagai Contoh terjadinya ikatan logam besi Fe, Pada 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 ikatan logam Fe.