Ringkasan Ikatan Kimia

Video Penjelasan Ikatan Kimia 

1. Pengertian Ikatan Kimia

Ikatan kimia adalah proses bergabungnya atau melekatnya atom dengan atom lainnya, atom dengan molekul, atau molekul dengan molekul. Tujuan utama atom-atom membentuk ikatan adalah untuk mencapai kestabilan, yaitu dengan cara mengikuti Aturan Oktet (memiliki 8 elektron valensi) atau Aturan Duplet (memiliki 2 elektron valensi seperti Helium).

2. Jenis Ikatan Antar Atom (Intramolekul)

Ikatan ini terjadi karena adanya interaksi elektron valensi antar atom:

• Ikatan Ion (Elektrovalen): Terjadi akibat serah terima elektron antara atom logam (energi ionisasi rendah) dengan atom non-logam (afinitas elektron tinggi), yang menghasilkan gaya tarik elektrostatis antara ion positif dan negatif.
• Ikatan Kovalen: Terjadi karena penggunaan bersama pasangan elektron oleh atom-atom non-logam Terdiri dari:
  • Ikatan Tunggal: Menggunakan 1 pasang elektron.
  • Ikatan Rangkap Dua: Menggunakan 2 pasang elektron.
  • Ikatan Rangkap Tiga: Menggunakan 3 pasang elektron.
• Ikatan Kovalen Koordinasi (Dativ): Ikatan kovalen di mana pasangan elektron yang digunakan bersama hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan.
• Ikatan Logam: Terjadi karena delokalisasi elektron pada kekisi atom, di mana elektron-elektron dapat bergerak bebas membentuk "awan elektron" di sekitar ion logam positif.

3. Ikatan Antar Molekul

Gaya tarik-menarik yang terjadi di antara molekul-molekul yang sudah terbentuk:

• Ikatan Hidrogen: Gaya tarik yang sangat kuat antara atom hidrogen yang terikat pada atom sangat elektronegatif (F, N, O) dengan pasangan elektron bebas dari molekul lain.
• Gaya Van der Waals: Gaya antarmolekul yang cenderung lemah, terdiri dari interaksi dipol-dipol (permanen), interaksi dipol-dipol terinduksi, dan Gaya London (dipol sementara).

4. Kepolaran Molekul

Kepolaran ditentukan oleh perbedaan keelektronegatifan atom dan geometri molekulnya:

• Molekul Non-polar: Memiliki momen dipol nol, bentuk molekul simetris, dan biasanya tidak memiliki pasangan elektron bebas (PEB) pada atom pusat (Contoh: $C{H}_4,C{O}_2$).
• Molekul Polar: Memiliki momen dipol tidak nol, bentuk molekul tidak simetris, dan umumnya memiliki PEB pada atom pusat (Contoh: $H_{2}O,N{H}_3$).

5. Teori VSEPR dan Geometri Molekul

Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) menyatakan bahwa pasangan-pasangan elektron di sekitar atom pusat (baik PEI maupun PEB) akan saling menolak satu sama lain sehingga mereka menempati posisi sejauh mungkin untuk meminimalkan tolakan tersebut.

• Kekuatan Tolakan: Pasangan Elektron Bebas (PEB) memberikan tolakan yang lebih kuat daripada Pasangan Elektron Ikatan (PEI).
• Ikatan Rangkap: Memberikan gaya tolakan yang lebih kuat dibandingkan ikatan tunggal.

6. Teori Orbital Molekul (MO) dan Hibridisasi

• Teori Hibridisasi: Merupakan proses penggabungan orbital-orbital atom (seperti s, p, d) yang memiliki tingkat energi hampir sama untuk membentuk orbital hibrida baru yang setara, yang menentukan geometri dasar molekul.
• Teori Orbital Molekul (MO): Teori yang lebih kompleks di mana orbital-orbital atom bergabung membentuk orbital molekul yang mencakup seluruh molekul, terdiri dari orbital ikat (bonding), antiikat (antibonding), dan bukan-ikatan.

7. Visualisasi Geometri Molekul (3D)

Berdasarkan jumlah domain elektron (PEI + PEB), berikut adalah bentuk dasar geometri molekul:

Jumlah Domain	Geometri Dasar (Notasi)	Deskripsi Visual 3D	Contoh
2	Linear ($A{X}_2$)	Berbentuk garis lurus dengan sudut $180^{\circ }$.	$BeC{l}_2,C{O}_2$
3	Trigonal Planar ($A{X}_3$)	Segitiga datar dalam satu bidang dengan sudut $120^{\circ }$.	$B{F}_3,S{O}_3$
4	Tetrahedral ($A{X}_4$)	Berbentuk limas segitiga beraturan dengan sudut $109,5^{\circ }$.	$C{H}_4,CC{l}_4$
5	Trigonal Bipyramidal ($A{X}_5$)	Dua piramida dengan alas segitiga yang berhimpit (sudut $90^{\circ }$ & $120^{\circ }$).	$PC{l}_5$
6	Oktahedral ($A{X}_6$)	Dua piramida dengan alas segiempat yang berhimpit (sudut $90^{\circ }$).	$S{F}_6$

Jika terdapat Pasangan Elektron Bebas (PEB), bentuknya akan berubah (terdistorsi), misalnya:

• Trigonal Piramida ($A{X}_{3}E$): Satu PEB pada geometri tetrahedral (Contoh: $N{H}_3$).
• Menyudut / Bent (V) ($A{X}_2{E}_2$): Dua PEB pada geometri tetrahedral (Contoh: $H_{2}O$).
• Seesaw / Jungkat-jungkit ($A{X}_{4}E$): Satu PEB pada posisi ekuatorial trigonal bipiramidal.
• Bujur Sangkar / Square Planar ($A{X}_4{E}_2$): Dua PEB pada posisi aksial oktahedral

Penentuan tipe hibridisasi pada atom pusat didasarkan pada jumlah domain elektron (pasangan elektron) yang mengelilingi atom tersebut. Hibridisasi sendiri merupakan proses penggabungan orbital-orbital atom (seperti s, p, dan d) yang memiliki tingkat energi hampir sama untuk membentuk orbital hibrida baru yang setara.

Berikut adalah langkah-langkah sistematis untuk menentukan tipe hibridisasi pada atom pusat:

1. Menggambar Struktur Lewis

Langkah pertama yang harus dilakukan adalah menentukan struktur Lewis molekul sebagai model dua dimensi. Struktur ini memungkinkan kita untuk melihat jumlah atom yang terikat dan jumlah pasangan elektron bebas pada atom pusat.

2. Menghitung Jumlah Domain Elektron (Bilangan Sterik)

Hibridisasi ditentukan oleh jumlah orbital yang menampung ikatan sigma ($\sigma$) dan pasangan elektron bebas (PEB).

• Ikatan Sigma: Hitung jumlah atom yang terikat langsung pada atom pusat. Perlu diingat bahwa dalam hibridisasi, ikatan rangkap dua atau tiga hanya dihitung sebagai satu domain (satu ikatan sigma), karena ikatan pi ($\pi$) terbentuk dari tumpang tindih orbital p atau d yang tidak terhibridisasi.
• Pasangan Elektron Bebas (PEB): Hitung jumlah PEB yang ada pada atom pusat.

3. Menentukan Tipe Hibridisasi Berdasarkan Total Domain

Setelah menjumlahkan ikatan sigma dan PEB (Total Domain = $m+n$ dalam notasi $A{X}_m{E}_n$), cocokkan hasilnya dengan tipe hibridisasi berikut:

• 2 Domain: Menghasilkan hibridisasi $sp$ (geometri dasar linear).
• 3 Domain: Menghasilkan hibridisasi $s{p}^2$ (geometri dasar trigonal planar).
• 4 Domain: Menghasilkan hibridisasi $s{p}^3$ (geometri dasar tetrahedral).
• 5 Domain: Menghasilkan hibridisasi $s{p}^{3}d$ (geometri dasar trigonal bipiramidal).
• 6 Domain: Menghasilkan hibridisasi $s{p}^3{d}^2$ (geometri dasar oktahedral).

4. Mempertimbangkan Efek PEB Terhadap Geometri

Meskipun tipe hibridisasi menentukan geometri dasar elektron, bentuk molekul akhir (posisi inti atom) ditentukan oleh keberadaan PEB dalam orbital hibrida tersebut. Sebagai contoh, pada atom pusat dengan hibridisasi $s{p}^3$, jika terdapat satu PEB, bentuknya menjadi trigonal piramida ($N{H}_3$), dan jika terdapat dua PEB, bentuknya menjadi bengkok/menyudut ($H_{2}O$)

Molekul hipervalen adalah molekul kovalen yang atom pusatnya dikelilingi oleh lebih dari delapan elektron dalam struktur Lewis-nya, sehingga menyimpang dari aturan oktet. Kondisi ini juga sering disebut sebagai oktet berkembang atau melampaui oktet.

Berdasarkan sumber-sumber tersebut, berikut adalah rincian mengenai molekul hipervalen:

Penyebab Terjadinya Hipervalensi

Penyimpangan ini umumnya terjadi pada unsur-unsur periode ketiga atau lebih tinggi ($n\ge 3$). Hal ini dikarenakan unsur-unsur tersebut memiliki orbital $d$ yang kosong pada kulit valensinya, sehingga memungkinkan mereka untuk berbagi lebih dari empat pasang elektron dengan atom lain.

Contoh-Contoh Molekul Hipervalen

Beberapa contoh molekul yang disebutkan dalam sumber sebagai entitas yang melampaui aturan oktet meliputi:

• Fosforus pentaklorida ($PC{l}_5$): Atom pusat P dikelilingi oleh 10 elektron valensi.
• Sulfur heksafluorida ($S{F}_6$): Atom pusat S dikelilingi oleh 12 elektron valensi.
• Fosforus pentafluorida ($P{F}_5$): Sering dijadikan contoh klasik molekul hipervalen yang tidak dapat dijelaskan hanya dengan hibridisasi standar tanpa melibatkan orbital $d$.
• Senyawa Xenon: Sebagai gas mulia, Xenon dapat membentuk senyawa stabil yang hipervalen, seperti:
  • $Xe{F}_2$ (Xenon difluorida).
  • $Xe{F}_4$ (Xenon tetrafluorida).
  • $Xe{F}_6$ (Xenon heksafluorida).
• Senyawa Interhalogen: Molekul yang terbentuk antar atom halogen, seperti:
  • $Cl{F}_3$ (Klorin trifluorida).
  • $Br{F}_5$ (Bromin pentafluorida).
  • $I{F}_5$ (Iodin pentafluorida).
  • $I{F}_7$ (Iodin heptafluorida).
• Contoh Lainnya:
  • $S{F}_4$ (Sulfur tetrafluorida).
  • $SbC{l}_5$ (Antimon pentaklorida).
  • $I_3^{-}$ (Ion triiodida).
  • $SO{F}_4$ dan $Cl{O}_2{F}_3$.
  • $IO{F}_5$ dan ion $Xe{O}_6^{4-}$.

Dalam penulisan struktur Lewis untuk molekul-molekul ini, elektron yang tersisa setelah setiap atom terminal mencapai oktet harus dialokasikan ke atom pusat. Teori VSEPR kemudian digunakan untuk memprediksi geometri molekulnya berdasarkan jumlah pasangan elektron (ikat dan bebas) yang melampaui delapan tersebut