IKATAN KIMIA

Teori Ikatan Logam, Teori Ikatan Van Der Walls

dan Ikatan Lainnya

Dosen Pengampu :

Drs. Arifin, Msi

Disusun Oleh:

Olvi Wulan Nari

ACC 115 008

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA

JURUSAN PENDIDIKAN MIPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS PALANGKARAYA

2016

BAB I

PENDAHULUAN

1.1  Latar Belakang

Ikatan kimia merupakan sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam gaya interaksi tarik-menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomic atau poliatomik menjadi stabil. Ikatan kimia pada prinsipnya berasal  dari interaksi antar electron-elektron yang ada pada orbit luar, atau orbit yang terisi sebagian atau orbit bebas dalam atom lainnya.

Ikatan kimia terbagi atas :

a.       Ikatan antar atom :

ü  Ikatan Ionik : ialah ikatan yang terbentuk antara unsure logam dan non-logam dengan perbedaan keelektronegatifan yang sangat besar membentuk kation dan anion melalui gaya elektrostatik.

ü  Ikatan Kovalen : ialah ikatan kimia diantara dua atom atau lebih unsure non-logam dengan non-logam  melalui penggunaan bersama pasangan elektron.

ü  Ikatan Logam : ialah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik-menarik antara muatan positif dari ion-ion logam dengan muatan negative dari electron-elektron yang bebas bergerak dalam logam tersebut.

b.      Ikatan antar molekul :

ü  Ikatan Hidrogen : ialah gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya.

Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H₂O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.

ü  Ikatan Van der Waals : ialah gaya tarik-menarik antara atom atau molekul, dimana gaya ini relatif jauh lebih lemah dibandingkan gaya yang timbul karena ikatan valensi dan besarnya gaya ini ialah 10^-7 kali jarak antara atom-atom atau molekul-molekul.

1.2  Rumusan Masalah

1)      Teori apa saja yang menjelaskan ikatan yang terjadi pada atom-atom logam?

2)      Apa definisi ikatan logam?

3)      Apa contoh ikatan logam?

4)      Bagaimana klasifikasi ikatan logam?

5)      Apa faktor yang mempengaruhi ikatan?

6)      Apa definisi ikatan Van Der Walls?

7)      Bagaimana klasifikasi gaya Van Der Walls?

8)      Apa contoh ikatan Van Der Walls?

9)      Faktor apa saja yang mempengaruhi ikatan Van Der Walls?

10)  Apa definisi ikatan ion?

11)  Apa contoh ikatan ion?

12)  Apa definisi ikatan kovalen dan  contohnya?

1.3  Tujuan Penulisan

Untuk menambah wawasan pembaca tentang Teori ikatan Logan, Teori ikatan Van Der Walls dan Ikatan lainnya.

BAB II

PEMBAHASAN

2.1  Teori yang Menjelaskan Ikatan yang Terjadi pada Atom-atom Logam

Untuk menjelaskan mengenai ikatan logam, diuraikan beberapa teori yang menjelaskan ikatan yang terjadi pada atom-atom logam yaitu sebagai berikut:

a.       Teori Awan Elektron

Teori ini dikemukakan oleh Drude dan Lorentz pada awal abad ke-20. Menurut teori ini, di dalam kristal logam terdiri dari ion-ion logam bermuatan positif (kation) yang tersusun rapat dalam awan elektron. Awan elekton ini merupakan elektron valensi yang dilepaskan oleh setiap atom. Elektron valensi ini tidak terikat salah satu ion logam atau pasangan ion logam, tetapi terdelokalisasi terhadap semua ion logam. Hal ini disebabkan oleh tumpang tindih (overlap) orbital valensi dari atom-atom logam. Akibatnya elektron-elektron yang ada pada orbitalnya dapat berpindah ke orbital valensi atom tetangganya. Karena hal inilah elektron-elektron valensi akan terdelokaslisasi pada semua atom yang terdapat pada logam membentuk awan atau lautan elektron, sehingga elektron valensi tersebut bebas bergerak keseluruh bagian dari kristal logam. Elektron-elektron bebas inilah yang menyebabkan adanya ikatan dalam kristal logam.

Gambar 2.3. Ikatan logam menurut Teori Awan Elektron

Misalnya logam magnesium yang memiliki 2 elektron valensi. Berdasarkan model awan elektron, logam magnesium dapat dianggap terdiri dari ion positif Mg²⁺ yang tersusun secara teratur, berulang dan disekitarnya terdapat awan atau lautan elektron yang dibentuk dari elektron valensi magnesium.

Maka, teori awan atau lautan elektron pada ikatan logam itu didefinisikan sebagai gaya tarik antara muatan positif dari ion-ion logam (kation logam) dengan muatan negatif yang terbentuk dari elektron-elektron valensi dari atom-atom logam. Jadi logam yang memiliki elektron valensi lebih banyak akan menghasilkan kation dengan muatan positif yang lebih besar dan awan elektron dengan jumlah elektron yang lebih banyak atau lebih rapat. Hal ini menyebabkan logam memiliki ikatan yang lebih kuat dibanding logam yang tersusun dari atom-atom logam dengan jumlah elektron valensi lebih sedikit.

Teori lautan atau awan elektron ini dapat menjelaskan berbagai sifat fisika dari logam.

1.      Logam dapat ditempa, dapat dibengkokkan, direntangkan dan tidak rapuh

Hal ini disebabkan atom-atom logam tersusun secara teratur dan rapat sehingga ketika diberi tekanan atom-atom tersebut dapat tergelincir di atas lapisan atom yang lain

2.      Sifat Mengkilap

Di dalam ikatan logam, terdapat elektron-elektron bebas. Sewaktu cahaya jatuh pada permukaan logam, maka elektron-elektron bebas akan menyerap energi cahaya tersebut. Elektron-elektron akan melepas kembali energi tersebut dalam bentuk radiasi elektromagnetik dengan frekuensi yang sama dengan frekuensi cahaya awal. Oleh karena frekuensinya sama, maka kita melihatnyta sebagai pantulan cahaya yang datang. Pantulan cahaya tersebut memberikan permukaan logam tampak mengkilap.

Bila Cahaya tampak jatuh pada permukaan logam, sebagian elektron valensi yang mudah bergerak tersebut akan tereksitasi. Ketika elektron yang tereksitasi tersebut kembali kepada keadaan dasarnya, maka energi cahaya dengan panjang gelombang tertentu akan dipancarkan kembali. Peristiwa ini dapat menimbulkan sifat kilap yang khas pada logam.

3.      Daya hantar listrik

Di dalam ikatan logam, terdapat elektron valensi yang bebas (mudah bergerak) yang dapat membawa muatan listrik. Jika diberi suatu beda tegangan, maka elektron-elektron ini akan bergerak dari kutub negatif menjadi kutub positif.

4.      Daya hantar panas

Elektron-elektron yang bergerak bebas di dalam kristal logam memiliki energi kinetik. Jika dipanaskan, elektron-elektron akan memperoleh energi kinetik yang cukup untuk dapat bergerak/bervibrasi dengan cepat. Dalam pergerakannya, elektron-elektron tersebut akan bertumbukkan dengan elektron-elektron lainnya. Hal ini menyebabkan terjadinya transfer energi dari bagian bersuhu tinggi ke bagian bersuhu rendah.

5.      Titik didih dan titik leleh tinggi

Pada logam, Ikatan logam tidak sepenuhnya putus sampai logam mendidih ini menunjukkan bahwa ikatan logam memiliki titik didih yang tinggi. Hal ini dikarenakan atom-atom logam terikat oleh ikatan logam yang kuat. Untuk mengatasi ikatan tersebut, diperlukan energi dalam jumlah yang besar.

b.      Ikatan logam berdasarkan teori resonansi

Pada tahun 1965 Pauling mengemukakan ikatan logam dengan menetapkan konsep resonansi. Menurut teori ini ikatan logam merupakan ikatan kovalen dan sesuai dengan struktur kristal logam yang dapat diamati pada eksperimen maka dapat diperkirakan teradi resonansi. Dalam mengembangkan teorinya Pauling meninjau kristal logam Li. Dari tafsiran analisis terhadap pola difraksi sinar-X oleh kristal logam Li dapat diketahui bahwa setiap atom Li dikelilingi oleh 8 atom Li yang lain. Karena elekton valensi Li adalah 1, maka tidak mungkin 1 atom Li nmengikat 8 atom Li lainnya.

Bila atom Li menggunakan elektron valensinya, maka resonansi pasangan ikatan Li-Li terjadi secara serempak didalam kisi kristalnya. Dinyatakan dalam 2 dimensi, resonansi yang memungkinkan adalah:

Pada struktur III, IV, V, VI terdapat sebuah atom Li yang bermuatan negatif membentuk ikatan kovalen dengan 2 atom Li yang lain. Terjadinya ikatan kovalen dapat dijelaskan sebagai berikut:

Empat atom Li yaitu Li_a Li_b Li_c Li_d masing-masing mempunyai struktur elektron 1s² 2s¹ 2  2  2 . Bila atom Li_d memberikan elektron valensinya pada atom Li_bmaka Li_d menjadi ion  (1s²)dan atom Li_b menjadi Li_b^– (1s² 2s¹ 2  2  2 ). Orbital 2s¹ dan 2  pada ion Li_b membentuk orbital hibrida sp yang masing-masing dapat membentuk ikatan kovalen dengan atom Li_a dan Li_c. Orbital 2  dan 2  pada ion Li_b^–  yang disebut orbital logam dapat menerima aliran elektron dan memberi sumbangan pada daya hantar listrik.

c.       Teori Pita

Teori ini dikembangkan pada tahun 1970 mempergunakan teori orbital molekul. Ikatan logam mudah dipahami dengan memberi teori orbital molekul ini. Misalnya pada logam Li memiliki susunan elektron 1s² 2s¹. Elektron 1s²  terdapat dalam orbital yang terarah (localized) sedangkan elektron dalam 2s¹ terdapat pada orbital tidak terarah (delocalized). Elektron 2s inilah yang akan membentuk ikatan.

Bila dua atom Li mendekat, orbital atom 2s akan bergabung dengan orbital atom 2s dari atom lain membentuk dua orbital molekul, yaitu orbital molekul bonding dan anti bonding. Bila atom ketiga mendekat, terbentuk tiga orbital molekul, dan seterusnya. Jadi jumlah molekul sama dengan jumlah atonya. Bila N atom litium bersatu, terbentuk N orbital molekul dengan energi berbeda-berda yang membentuk pita energi, dengan distribusi energi yang kontinyu.

Dalam Litium, Elektron-elektron yang berasal dari orbital 2s kedua atom Li, akan menempati orbital molekul bonding, sedangkan pada orbital molekul antibonding tidak terdapat elektron. Pada pembentukan molekul Li_3, terdapat 1 orbital molekul bonding yang berisi 2 elektron, 1 orbital molekul nonbonding dimana terdapat sebuah elektron dan 1 orbital molekul antibonding yang masih kosong. Pada pembentukan molekul Li_4, terdapat 2 orbital molekul bonding yang masing-masing berisi 2 elektron dan 2 orbital molekun antibonding yang masih kosong. Proses ini dapat diperluas ke atom yang ke N, meliputi seluruh atom dalam kristal Li. Hal ini mengakibatkan dihasilkan orbital molekul sejumlah N, yang mempunyai perbedaan energi. Sebagai akibatnya adalah bahwa N atom Li yang terdapat dalam kisi kristalnya akan memberntuk N/2 orbital molekul bonding dan N/2 orbital molekul antibonding. N/2 orbital molekul bonding yang terjadi mempunyai tingkat energi yang hampir sama dan menempati ruang yang sangat berdekatan sehingga menjadi kontinyu.

Baik kelompok orbital molekul antibonding, maupun kelompok orbital bonding yang kontinyu tersebut akan berupa pita. Pita terbentuk bila orbital-orbital 2s pada atom-atom Li membentuk orbital molekul.

Bagian dari pita 2s di mana terdapat elektron valensi disebut pita valensi dan tingkat energi tertinggi pada pita valensi disebut energi fermi E_F. Dibagian atas tingkat fermi terdapat tingkat-tingkat energi yang masih kosong yang disebut pita konduksi, karena elektron dapat mengalir melalui pita orbital molekul tersebut.

Kesenjangan antara pita valensi dan pita konduksi yang disebut kesenjangan energi merupakan ukuran kemudahan suatu logam untuk menghantarkan listrik. Bila logam dihubungkan dengan sumber arus atau medan magnit, elektron yang berada disekitar tingkat fermi memperoleh tambahan energi yang menyebabkan tingkat energinya naik, sehingga dapat pindah kedalam pita konduksi yang masih kosong dan arus elektron listrik mengalir melalui pita konduksi tersebut.

Dikenal logam-logam yang tidak begitu baik menghantarkan listrik (semikonduktor) disamping logam-logam yang menghantarkan arus listrik dengan baik (konduktor). Hal ini bergantung pada susunan atom logam dalam kristalnya dan suhu. Sifat-sifat tersebut dapat dijelaskan dengan teori pita.

Konduktor tidak terdapat kesenjangan antara pita konduksi dengan pita konduksi, sehingga karena pertambahan energi yang cukup kecil elektron-elektron valensi dapat berpindah ke pita konduksi dan arus mengalir melalui konduktor.

Pada logam semikonduktor terdapat kesenjangan antara pita valensi dan pita konduksi sedemikian rupa. Sehingga hanya elektron-elektron yang mempunyai energi memadai saja yang dapat berpindah ke pita konduksi.

Pada isolator, terdapat kesenjangan antara pita valensi dan pita konduksi yang besar, sehingga energi yang ditimbulkan medan listrik tidak dapat menghasilkan ekektron yang tidak mempunyai energi yang memadai untuk dapat berpindah ke pita konduksi, karena itu isolator tidak dapat menghantarkan arus listrik.

2.2  Definisi Ikatan logam

a.       Ikatan logam adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik-menarik yang terjadi antara muatan positif dari ion-ion logam dengan muatan negatif dari elektron-elektron yang bebas bergerak yang dihasilkan oleh elektron valensi masing-masing logam. Skema ikatan logam dapat dilihat pada gambar di bawah ini. Elektron valensi menjadi terdisosiasi dengan inti atomnya dan membentuk lautan electron.

Gambar 2.1. Skema ikatan Logam

b.       Ikatan logam adalah ikatan yang terjadi antara atom logam dengan 8 atau 12 atom logam yang lainnya. Misalnya ikatan antara logam Na dengan 8 logam Na yang lainnya.

Gambar 2.2. ikatan anatar ion – ion Na⁺ dengan elektron terdelokalisasi

c.       Ikatan logam adalah ikatan yang disebabkan oleh adanya elektron valensi suatu logam yang tidak terarah (delocalized). Misalnya pada logam Li memiliki struktur 1s² 2s¹. Elektron 1s²  terdapat dalam orbital yang terarah (localized) sedangkan elektron dalam 2s¹ terdapat pada orbital tidak terarah (delocalized). Elektron 2s inilah yang akan membentuk ikatan.

d.      Ikatan logam adalah ikatan yang disebabkan oleh tumpang tindih (overlap) orbital valensi dari atom-atom logam. Akibatnya elektron-elektron yang ada pada orbitalnya dapat berpindah ke orbital valensi atom tetangganya.

e.        Ikatan logam adalah ikatan antara inti positif unsur logam di dalam lautan elektron yang dihasilkan oleh elektron valensi unsur logam yang bersangkutan.

2.3  Contoh Ikatan Logam

Logam memiliki sedikit elektron valensi dan memiliki elektronegativitas yang rendah. Semua jenis logam cenderung melepaskan elektron terluarnya sehingga membentuk ion-ion positif /kation logam. Kulit terluar unsur logam relatif longgar (terdapat banyak tempat kosong) sehingga elektron terdelokalisasi, yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi  tidak tetap posisinya pada suatu atom, tetapi senantiasa berpindah pindah dari satu atom ke atom lainnya.

Elektron valensi logam bergerak dengan sangat cepat mengitari intinya dan berbaur dengan elektron valensi yang lain dalam ikatan logam tersebut sehingga menyerupai “awan” atau “lautan” yang membungkus ion-ion positif di dalamnya. Elektron bebas dalam orbit ini bertindak sebagai perekat atau lem. Kation logam yang berdekatan satu sama lain saling tarik menarik dengan adanya elektron bebas sebagai ”lemnya”. Dapat digambarkan seperti gambar di bawah ini.

Contoh-contoh Ikatan logam adalah:

a.       Ikatan Logam Natrium

Natrium memiliki konfigurasi elektron 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Tiap atom Natrium tersentuh oleh delapan atom natrium yang lainnya dan terjadi pembagian (sharing) antara atom tengah dan orbital 3s di semua delapan atom yang lain. Dan tiap atom yang delapan ini disentuh oleh delapan atom natrium lainya secara terus menerus hingga diperoleh seluruh atom dalam bongkahan natrium. Semua orbital 3s dalam semua atom saling tumpang tindih untuk memberikan orbital molekul dalam jumlah yang sangat banyak yang memeperluas keseluruhan tiap bagian logam.

Elektron dapat bergerak dengan leluasa diantara orbital-orbital molekul tersebut, dan karena itu tiap elektron menjadi terlepas dari atom induknya. Logam terikat bersamaan melalui kekuatan daya tarik yang kuat antara inti positif dengan elektron yang terdelokalisasi.

b.      Ikatan Logam Magnesium

Ikatan logam magnesium lebih kuat dan titik leleh juga lebih tinggi dibanding dengan ikatan logam pada natrium. Magnesium memiliki struktur elektronik terluar 3s². Diantara elektro-elektronnya terjadi delokalisasi, karena itu “lautan” yang ada memiliki kerapatan dua kali lipat daripada yang terdapat pada natrium. Sisa “ion” juga memiliki muatan dua kali lipat dan tentunya akan terjadi dayatarik yang lebih banyak antara “ion” dan “lautan”. Atom-atom magnesium memiliki jari-jari yang sedikit lebih kecil dibandingkan atom-atom natrium dan karena itu elektron yang terdelokalisasi lebih dekat ke inti.

2.4  Klasifikasi Ikatan Logam

Klasifikasi ikatan logam menurut golongannya adalah:

a.       Ikatan Logam pada Unsur Transisi

Logam transisi cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi. Alasannya adalah logam transisi dapat melibatkan elektron 3d yang ada dalam kondisi delokalisasi seperti elektron pada 4s. Lebih banyak elektron yang dapat terlibat, kecenderungan daya tarik akan semakin lebih kuat. Contoh ikatan logam pada unsur transisi transisi adalah Ag, Fe, Cu dan lain-lain.

b.      Ikatan logam pada unsur golongan utama

 Ikatan logam pada unsur golongan utama relatif lebih lemah dibandingkan dengan dengan unsur golongan transisi. Contohnya kristal besi lebih kuat dibandingkan dengan kristal logam magnesium.

Berdasarkan unsur penyusunnya dibagi menjadi 2 yaitu:

1.      Ikatan logam antar unsur sejenis

Misalnya Ikatan antara unsur litium dengan unsur litium yang lainnya.

2.      Ikatan logam antar unsur yang berbeda jenis (aloi).

Bahan-bahan logam yang bukan hanya dibuat dari satu jenis unsur logam tetapi telah dicampur atau ditambah dengan unsur-unsur lain disebut aloi atau sering disebut lakur atau paduan.

Aloi terbentuk apabila leburan dua atau lebih macam logam dicampur atau leburan suatu logam dicampur dengan unsur-unsur nonlogam yang campuran tersebut tidak saling bereaksi serta masih menunjukan sifat sebagai logam setelah didinginkan.

Aloi dibagi menjadi dua macam yaitu aloi selitan dan aloi substitusi. Disebut aloi selitan bila jari-jari atom unsur yang dipadukan sama atau lebih kecil dari jari-jari atom logam. Sedangkan aloi substitusi terbentuk apabila jari-jari unsur yang dipadukan lebih besar dari jari-jari atom logam.

2.5  Faktor yang Mempengaruhi Ikatan

a.       Titik leleh dan titik didih

Logam-logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena kekuatan ikatan logam. Kekuatan ikatan berbeda antara logam yang satu dengan logam yang lain. Titik leleh dan titik didih logam berkaitan langsung dengan kekuatan ikatan logamnya. Titik didih dan titik leleh logam makin tinggi bila ikatan logam yang dimiliki makin kuat. Contohnya pada logam alkali semakin kebawah titik didih semakin rendah sehingga ikatan logamnya akan semakin lemah.

Logam	Titik lebur (°C)	Titik didih (°C)
Li	180	1330
Na	97,8	892
K	63,7	774
Rb	38,9	688
Cs	29,7	690

Titik didih dan titik leleh berhubungan dengan sifat periodik unsur yaitu sifat jari-jari atomnya. Semakin besar jari-jari atomnya maka semakin kecil titik didih dan titik lelehnya sehingga mengakibatkan ikatan lebih lemah.

b.      Jari-jari atom

Dalam sistem periodik unsur, pada satu golongan dari atas kebawah, ukuran kation logam dan jari-jari atom logam makin besar.  Hal ini menyebabkan jarak antara pusat kation-kation logam dengan awan elektronnya semakin jauh, sehingga gaya tarik elektrostatik antara kation-kation logam dengan awan elektronnya semakin lemah.

3 

Logam	Jari-jari atom logam (pm)	Kation logam	Jari-jari kation logam (pm)
Li	157	Li+	106
Na	191	Na+	132
K	235	K+	165
Rb	250	Rb+	175
Cs	272	Cs+	188

4 

c.       Jumlah elektron valensi (elektron yang terdelokalisasi)

Logam-logam golongan 1 seperti natrium dan kalium memiliki ikatan logam yang relatif rendah karena tiap atomnya hanya memiliki satu elektron untuk dikontribusikan pada ikatan. Sedangkan pada logam golongan II seperti magnesium memiliki dua elektron untuk dikontribusikan pada ikatan sehingga logam golongan II  memiliki ikatan yang relatif lebih kuat dibanding logam golongan 1.

d.      Bilangan koordinasi

 Logam natrium dikelilingi oleh delapan logam natrium yang lainnya, sedangkan logam magnesium dikelilingi oleh dua belas logam magnesium lainnya. Hal ini menyebabkan ikatan logam pada magnesium lebih besar dibandingkan dengan ikatan logam pada natrium.

2.6  Definisi Ikatan Van Der Walls

Ikatan Van der Waals  merupakaan ikatan yang dimiliki oleh gas-gas mulia yang mengalami proses kondensasi, sehingga fasanya berubah menjadi fasa cair pada saat temperaturnya mencapai temperature yang sangat rendah. Ikatan Van der Waals merupakan ikatan yang lebih lemah jika dibandingkan dengan ikatan kovalen, ion dan ikatan logam.

Gaya van der waals adalah  gaya tarik listrik yang terjadi antara partikel – partikel yang memiliki muatan. Partikel – partikel dimaksud dapat berupa ion, molekul dipol permanen atau dipol terinduksi.

2.7  Klasifikasi Gaya Van Der Walls

Gaya Van Der Walls dapat dibagi berdasarkan jenis kepolaran molekulnya, yaitu :

a.       Interaksi ion – dipole

Gaya antarmolekul ini terjadi antara ion dan senyawa kovalen polar. Ketika dilarutkan dalam senyawa kovalen polar, senyawa ion akan terionisasi menjadi ion positif dan ion negatif. Ion positif akan tarik menarik dengan dipol negatif, dan sebaliknya.
Selain gaya ion-dipol, juga dikenal gaya ion-dipol sesaat, dimana terjadi dari interaksi antar gaya dipol-dipol terinduksi dengan gaya ion-dipol. Jika ion dari senyawa ion berdekatan dengan molekul nonpolar, ion tersebut dapat menginduksi dipol molekul nonpolar. Dipol terinduksi molekul nonpolar yang dihasilkan akan berikatan dengan ion.

Gaya Ion-dipol

Interaksi ion - dipol merupakan interaksi (berikatan) / tarik menarik antara ion dengan molekul polar (dipol). Interaksi ini termasuk jenis interaksi yang relatif cukup kuat.

Contoh :         H⁺ + H₂O → H₃O⁺

                      Ag⁺ + NH₃ → Ag(NH3)⁺

Sebagai contoh, NaCl (senyawa ion) dapat larut dalam air (pelarut polar) dan AgBr (senyawa ion) dapat larut dalam NH3 (pelarut polar).

b.      Interaksi dipol - dipol

Interaksi dipol - dipol merupakan interaksi antara sesama molekul polar (dipol). Interaksi ini terjadi antara ekor dan kepala dimana jika berlawanan kutub maka akan tarik-menarik dan sebaliknya.

Tanda "+" menunjukkan dipol positif, tanda "-" menunjukkan dipol negatif

Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu sama lain. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara.

Agak mengherankan dayatarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH₃CH₃, dan fluorometana, CH₃F adalah:

Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan ukurannya hampir sama – seperti yang terlihat pada diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama. Titik didih fluorometana yang lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena elektronegatifitas fluor yang tinggi.

Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat kira-kira 10°.

Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl₃, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan dayatarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya.

Dilain pihak, tetraklorometan, CCl₄, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - in pada semua arah. CCl₄ hanya bergantung pada gaya disperse.

                                               

c.         Interaksi ion - dipol terinduksi

Interaksi ion - dipol terinduksi merupakan interaksi antara aksi ion dengan dipol terinduksi. Dipol terinduksi merupakan molekul netral yang menjadi dipol akibat induksi partikel bermuatan yang berada didekatnya. Partikel penginduksi tersebut dapat berupa ion atau dipol lain dimana kemampuan menginduksi ion lebih besar daripada kemampuan menginduksi dipol karena muatan ion yang juga jauh lebih besar. Interaksi ini relatif lemah karena kepolaran molekul terinduksi relatif kecil daripada dipol permanen.

Contoh :   I^- + I₂ → I₃

d.      Interaksi dipol - dipol terinduksi

Suatu molekul polar yang berdekatan dengan molekul nonpolar, akan dapat menginduksi molekul nonpolar. Akibatnya. Molekul nonpolar memiliki dipol terinduksi.

Dipol dari molekul polar akan saling tarik-menarik dengan dipol terinduksi dari molekul nonpolar. Contohnya terjadi pada interaksi antara HCl (molekul polar) dengan Cl2 (molekul nonpolar).

e.       Interaksi dipol terinduksi - dipol terinduksi

Mekamisme terjadinya interaksi dipol terinduksi - dipol terinduksi :

Pasangan elektron suatu molekul, baik yang bebas maupun yang terikat selalu bergerak mengelilingi inti elektron yang bergerak dapat mengimbas atau menginduksi sesaat pada tetangga sehingga molekul tetangga menjadi polar terinduksi sesaat molekul ini pula dapat menginduksi molekul tetangga lainnya sehingga terbentuk molekul-molekul dipol sesaat.

2.8  Contoh Ikatan Van Der Walls

a.       Gas mulia : Gaya van der waals yang bekerja antara atom-atom pada golongan gas mulia sangat lemah, hal ini ternyata dari rendahnya titik lebur dan titik didihnya. Makin tinggi nomor atom, makin tinggi pula titik lebur dan titik didihnya, berarti gaya van der waalsnya semakin besar.

b.      Halogen : Jarak I-I: 2,68A, dalam gas jarak ini besarnya 2,66A. makin besar nomor atom dari halogen, gaya van der Waals makin besar, hingga titik lebur dan titik didih makin tinggi

c.       Grafit : Tersusun dari kristal molekuler atom, karbon yang berbentuk heksagonal, terikat dengan ikatan kovalen. Lapisan heksagonal ini terikat denga lapisan lain dengan ikatan van der Waals. Karena lemahnya ikatan ini, lapisan satu mudah bergerak terhadap lapisan lain, hingga grafit bersifat lunak dan dapat dipakai sebagai pelumas padat. Grafit menyerap K cair, membentuk aliage dengan susunan KC8, KC16, KC24, dan KC40. Dalam hal ini K terdapat antara lapisan-lapisan heksagon C. Grafit bereaksi dengan oksidator-oksidator kuat seperti HNO3 atau KC103, membentuk oksida dengan susunan C2,9O s.d. C3,5O. Boron nitrit BN, mempunyai struktur seperti grafit dengan letak B dan N yang selang-seling.

Ada 2 faktor yang mempengaruhi kekuatan ikatan Van Der Waals yaitu kerumitan molekul dan ukuran molekul. Adapun mekanisme pada ikatan Van Der Waals yaitu : Adanya gaya tarik menarik antar molekul yang mempunyai perbedaan keelektronegatifan (adanya dipol) walaupun kecil, adanya ikatan antarmolekul dari senyawa yang mempunyai perbedaan keelektronegatifan dengan yang tidak mempunyai perbedaan keelektronegatifan tapi mempunyai pasangan elektron bebas berupa awan elektron, dan adanya gaya tarik menarik antara molekul yang tidak mempunyai perbedaan keelektronegatifan.

2.9  Faktor yang Mempengaruhi Ikatan Van Der Walls

Gaya London ini dipengaruhi oleh dua faktor, yaitu:

a.       Jumlah electron dalam atom atau molekul

Makin besar ukuran atom atau molekul, makin besar jumlah elektron sehingga makin jauh pula elektron terluar dari inti dan makin mudah awan elektron terpolarisasi, serta makin besar gaya dispersi.

b.      Bentuk molekul

Molekul yang memanjang/tidak bulat, lebih mudah menjadi dipole dibandingkan dengan molekul yang bulat sehingga gaya disperse londonnya akan semakin besar.

Ikatan Van der Waals juga ditemukan pada polymer dan plastik. Senyawa ini dibangun oleh satu rantai molekul yang memiliki atom karbon, berikatan secara kovalen dengan berbagai atom seperti hidrogen, oksigen, nitrogen, dan atom lainnya. Interaksi dari setiap untaian rantai merupakan ikatan Van der Waals. Hal ini diketahui dari pengamatan terhadap polietilen, polietilen memiliki pola yang sama dengan gas mulia, etilen berbentuk bentuk gas menjadi cairan dan mengkristal atau memadat sesuai dengan pertambahan jumlah atom atau rantai molekulnya. Dispersi muatan terjadi dari sebuah molekul etilen, C₂H₄, yang menyebabkan terjadinya dipol temporer serta terjadi interaksi Van der Waals. Dalam kasus ini molekul H₂C=CH₂, selanjutnya melepaskan satu pasangan elektronnya dan terjadi ikatan yang membentuk rantai panjang atau polietilen. Pembentukan rantai yang panjang dari molekul sederhana dikenal dengan istilah polimerisasi.

c.       Kepolaran molekul

Karena Ikatan Van Der Waals muncul akibat adanya kepolaran, maka semakin kecil kepolaran molekulnya maka gaya Van Der Waalsnya juga akan makin kecil.

d.      Titik didih gas mulia adalah

helium	-269°C
neon	-246°C
argon	-186°C
kripton	-152°C
xenon	-108°C
radon	-62°C

Semua unsur tersebut berada pada molekul monoatomik.

Alasan yang mendasari bahwa titik didih meningkat sejalan dengan menurunnya posisi unsur pada golongan adalah kenaikan jumlah elektron, dan juga tentunya jari-jari atom. Lebih banyak elektron yang dimiliki, dan lebih menjauh sejauh mungkin, yang paling besar memungkinkan dipol sementara terbesar dan karena itu gaya dispersi paling besar.

Karena dipol sementara lebih besar, molekul xenon lebih melekat (stickier) dibandingkan dengan molekul neon. Molekul neon akan berpisah satu sama lain pada temperatur yang lebih rendah dibandingkan molekul xenon – karena itu neon memiliki titik didih yang lebih rendah.

2.10 Definisi Ikatan Ion

Ikatan ion adalah suatu ikatan yang terjadi pada atom yang mempunyai muatan yang besarnya sama namun memiliki muatan yang berlawanan tanda.

Ikatan ion terbentuk sebagai akibat adanya gaya tarik menarik antara ion positif dan ion negative. Ion positif terbentuk karena unsure logam melepas elektronnya, sedangkan ion negative terbentuk karena unsure nonlogam menerima elektron. Ikatan ion terjadi karena adanya serah terima elekton. Atom-atom yang membentuk ikatan ion karena masing-masing atom ingin mencapai keseimbangan/kestabilan seperti gas mulia.

2.11 Contoh Ikatan Ion

Sebagai contoh, ikatan yang terjadi pada ikatan garam yaitu ikatan antara atom sodium dann klor. Elektron-elektron dari kedua unsure tersebut terdapat pada tiga kulit atau orbitnya.

Agar atom sodium mencapai kesetimbangannya, maka jumlah electron pada kulit terluar harus sama dengan delapan. Hal ini dapat dicapai dicapai dengan melepas satu electron yang terdapat pada kulit terluar, sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan konfigurasi electron gas neon. Akibat hilangnya satu electron, maka sodium memiliki 10 elektron. Sedangkan jumlah protonnya ada 11. Dengan demikian selisihnyaadalah satu proton dengan muatan positif. Artinya atom sodium bermuatan positif satu dan dinotasikan dengan Na¹⁺ atau Na⁺.

Atom klor memiliki tujuh electron pada kulit terluarnya. Agar dapat mencapai jumlah electron menjadi delapan, maka atom klor dapat menerima satu electron. Karena ikatan electron dengan intinya sangat kuat.

Dengan menerima satu electron pada kulit terluar, maka jumlah electron pada atom klor menjadi 18 elektron, sedangkan jumlah protonnya adalah 17. Dengan demikian selisih muatan antara muatan negative dan muatan positif adalah satu electron negative dan dinotasikan dengan Cl^1- atau Cl^-.

Atom Sodium bermuatan positif disebut ion positif atau kation, sedangkan atom klor bermuatan negative disebut ion negative atau anion.

2.12 Definisi Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaiann electron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi karena akibat ketidak mampuan salah satu atom yang akan berikatan untuk melepas electron. Ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsure yang memiliki afinitas electron tinggi serta beda keelektronegatifan lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom nonlogam cenderung menerima electron sehingga jika tiap-tiap atom nonlogam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan electron yang dipakai secara bersama. Pembentukkan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan electron tersebut sesuai dengankonfigurasi electron pada unsure gas mulia.

a.       Ikatan Kovalen Tunggal

Ikatan kovalen tunggal dapat terjadi baik pada senyawa yang terdiri dari atom sejenis maupun dari atom yang berbeda, contoh senyawa ini adalah Cl₂, H₂, O₂, HCl, dan CH₄.

Masing-masing atom Cl menyumbangkan satu elektron untuk dipakai bersama sehingga masing-masing atom mempunyai konfigurasi elektron seperti gas mulia.

b.      Ikatan Kovalen Rangkap Dua atau Ikatan Kovalen Rangkap Tiga

Ikatan kovalen rangkap dapat terjadi antara unsur-unsur yang sejenis atau berbeda. Untuk mempelajarinya perhatikan pembentukan ikatan pada molekul berikut.

·        Pembentukan Ikatan Kovalen pada Molekul Oksigen, O₂

Perhatikan pembentukan ikatan kovalen pada molekul oksigen berikut ini.

Masing-masing atom oksigen mempunyai 6 elektron valensi. Untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia dibutuhkan dua elektron lagi yang dapat diperoleh dari masing-masing atom oksigen. Akibatnya molekul O₂ mempunyai dua ikatan kovalen yang dihasilkan dari penggunaan bersama dua pasang elektron. Ikatan kovalen pada molekul O₂ disebut ikatan kovalen rangkap dua.

Ikatan yang terjadi pada O₂ dapat dituliskan dengan struktur Lewis dan ikatan kovalen seperti berikut:

·        Pembentukan Ikatan Kovalen pada Molekul Nitrogen, N₂

Perhatikan pembentukan ikatan kovalen pada molekul nitrogen berikut ini.

Ikatan yang terjadi pada N2 dapat dituliskan dengan struktur Lewis dan ikatan kovalen seperti berikut.

2.10                 

BAB III

PENUTUP

3.1  Kesimpulan

Adapun kesimpulan yang didapat adalah sebagai berikut :

1.      Ikatan logam merupakan salah satu jenis ikatan kimia yang tak dapat dijelaskan secara teori ikatan ionik dan ikatan kovalen.

Ikatan logam adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik – menarik antara muatan positif dari ion – ion logam dengan muatan negatif dari elekton – elektron yang bebas bergerak dalam logam tersebut.

2.      Sifat Fisika  dari logam seperti dapat ditempa, menghantarkan arus listrik, mengkilap, dan titik didih yang tinggi dapat dijelaskan dengan teori awan elektron, dan teori pita.

3.      Ikatan logam dapat dibagi menjadi 2 bagian berdasarkan golongan yaitu ikatan logam pada golongan utama dan ikatan logam pada golongan transisi dan berdasarkan unsur penyusunnya ikatan logam juga dibagi 2 yaitu ikatan logam antar  unsur sejenis dan ikatan logam antar unsur yang berbeda.

4.      Teori awan elektron atau teori elektron bebas, ikatan logam terdapat antara ion logam bermuatan positif dan elektron yang mudah bergerak dalam lautan elektron.

5.      Teori pita dapat menjelaskan mengenai sifat logam sebagai konduktor, semikonduktor dan isolator.

6.        Faktor-faktor yang mempengaruhi kuatnya ikatan logam adalah: titik didih dan titik leleh, jari-jari atom, jumlah elektron valensi yang terdelokalisasi, dan bilangan koordinasi.

7.      Gaya Van Der Waals merupakan gaya tarik-menarik antara atom atau molekul, dimana gaya ini relatif jauh lebih lemah dibandingkan gaya yang timbul karena ikatan valensi

8.      Sifat-sifat gaya Van Der Waals tersusun dari beberapa gaya tarik antar molekul, yaitu:

c.       Gaya Orientasi

d.       Gaya Induksi

e.       Gaya Dispersi

Ada tiga hal yang menyebabkan gaya ini :

·         Interaksi dikutub - kutub, yaitu tarikan elektrostatistik di antara dua molekul dengan moment dikutub permanen.

·         Interaksi dikutub imbasan, artinya dikutub timbul karena adanya polarisasi oleh molekul tetangga.

·         Gaya dispersi yang timbul karena dikutub kecil dan bersifat sekejap dalam atom.

9.      Faktor yang mempengaruhi gaya Van Der Waals ialah :

a.       Jumlah Elektron dalam atom atau moleku

b.      Bentuk Molekul

c.       Kepolaran Molekul

d.      Titik Didih

10.  Ikatan ion adalah suatu ikatan yang terjadi pada atom yang mempunyai muatan yang besarnya sama namun memiliki muatan yang berlawanan tanda.

Ikatan ion terbentuk sebagai akibat adanya gaya tarik menarik antara ion positif dan ion negative.

11.  Sebagai contoh, ikatan yang terjadi pada ikatan garam yaitu ikatan antara atom sodium dann klor. Agar atom sodium mencapai kesetimbangannya, maka atom sodium melepas satu electron yang terdapat pada kulit terluar, sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan konfigurasi electron gas neon. Sedangkan atom klor agar dapat mencapai jumlah electron menjadi delapan, maka atom klor menerima satu electron.

12.  Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaiann electron secara bersama oleh 2  atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi karena akibat ketidak mampuan salah satu atom yang akan berikatan untuk melepas electron.

Ikatan kovalen terdiri dari:

·        Ikatan kovalen tunggal

Contohnya Cl₂, H₂, O₂, HCl, dan CH₄.

·        Ikatan kovalen rangkap dua

Contohnya pembentukan Ikatan Kovalen pada Molekul Oksigen, O₂

·        Ikatan kovalen rangkap tiga

Contohnya Pembentukan Ikatan Kovalen pada Molekul Nitrogen, N₂

3.2  Saran

Tak ada gading yang tak retak, seperti inilah makalah ini. Karena dalam menyusun makalah ini tidak lepas dari kekurangan dan kesalahan, maka dari itu saya memohon saran dan kritik dari pembaca agar dalam penyusunan makalah yang selanjutnya kami dapat membenahi kesalahan yang ada.