REVIEW
KIMIA DASAR
PERTEMUAN
KE-11
NAMA
: LUFITA
NIM
: A1C217021
DOSEN
PENGAMPU : Dr. YUSNELTI, M.Si
PRODI PENDIDIKAN MATEMATIKA
JURUSAN
MATEMATIKA DAN IPA
FAKULTAS
KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN
UNIVERSITAS
JAMBI
2017
BAB 1
PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Terkadang terjadi beberapa perubahan
yang seringkali luput dari perhatian, kita cenderung menerimanya saja tanpa
ingin mencari tahu mengenai apa dan bagaimana hal tersebut bisa terjadi
misalnya kenapa besi bisa berkarat? Keingintahuan tentu memberikan kesempatan
bagi manusia untuk mencari hal-hal menarik yang ada di langit dan di bumi,
dengan mencari ilmu maka ada banyak hal baru yang bisa diketahui seperti unsur
kimia yang ada dialam, manfaat sampai resiko yang mungkin ditimbulkannya atau yang
lebih mudahnya adalah benda-benda yang sering ditemui disekitar kita.
Perubahan-perubahan yang terjadi dikehidupan sehari-hari, beberapa erat
hubungannya dengan reaksi-reaksi kimia termasuk proses korosi pada besi.
Ikatan kimia menjadi hal yang turut mempengaruhi
kehidupan ini, beberapa ilmuan melakukan penelitian akan berbagai perubahan
yang terjadi akibat gaya interaksi tarik dalam ikatan yang terbentuk tersebut.
Ikatan kimia sendiri merupakan peristiwa dimana atom melakukan ikatan atau
bergabung dengan atom lainnya hingga membentuk senyawa yang berbeda-beda,
perbedaan ini disebabkan oleh adanya perbedaan sifat dan juga energi yang
menyertainya. Secara umum ikatan kimia dimaksudkan untuk membuat senyawa
diatomik ataupun poliatomik menjadi lebih stabil. Ikatan kimia dibedakan
menjadi dua jenis, yaitu ikatan ion dan ikatan kovalen, Anda tentu sudah sering
mendengar kedua istilah ini saat masih berada dibangku sekolah. Walaupun bukan
hal yang baru didengar namun ternyata beberapa orang masing dengan asing dengan
keduanya bahkan kesulitan untuk membedakannya.
1.2 Tujuan
·
Mengetahui
pengertian ikatan kimia
·
Mengetahui
pengikatan dalam ikatan ion
·
Mengetahui
simbol/lambang lewis
·
Mengetahui
pengertian ikatan kovalen
·
Mengetahui
cara mengaambar struktur
·
Mengetahui
orde ikatan dan beberapa sifat ikatan
·
Mengetahui
pengertian resonansi
·
Mengetahui
muatan resmi dan seleksi struktur lewis
·
Mengetahui
pengertian ikatan kovalen koordinasi
·
Mengetahui
molekul polar dan elektronegativitas
BAB 2
PEMBAHASAN
2.1 IKATAN KIMIA : KONSEP UMUM
Semua senyawa kimia
yang terbentuk akibat berbagai kombinasi unsur penyusunnya. Atom dari unsur
yang sama atau unsur yang berbeda digabungkan oleh berbagai ikatan kimia untuk
menjaga molekul bersama-sama dan dengan demikian,menganugerahkan stabilitas
senyawa yang dihasilkan. Ikatan kimia terdiri atas beragam jenis dan memiliki
kekuatan bervariasi.
Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam
interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang
menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi
stabil. Dengan kata lain ikatan kimia adalah kemampuan suatu atom
bergabung dengan atom lain membentuk suatu senyawa.Ikatan kimia dilakukan
dengan melepas atau menerima electron, sehingga susunan electron menjadi
stabil (seperti susunan pada gas mulia). Kecenderungan unsur – unsur
untuk menjadikan konfigurasi elektronnya sama seperti gas mulia terdekat dengan
istilah aturan oktet.Elektron
yang berperan dalam pembentukkan ikatan kimia adalah electron valensi dari
suatu atom / unsur yg terlibat.Ikatan kimia dapat dibedakan menjadi tiga macam
yaitu ikatan ionik , ikatan kovalen dan ikatan kovalen koordinasi.
2.2 PENGIKATAN DALAM IKATAN
ION
Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi akibat adanya serah terima elektron
sehingga membentuk ion positif dan ion negatif yang konfigurasi elektronnya
sama dengan gas mulia. Ion positif dan ion negatif diikat oleh suatu gaya
elektrostatik. Senyawa yang dihasilkan disebut senyawa ion.
Salah satu contoh ikatan ion yang sering kita jumpai sehari-hari adalah garam
dapur. Ya, garam dapur rumus kimianya NaCl (Natrium klorida). Dalam NaCl padat
terdapat ikatan antara ion Na+ dan ion Cl–dengan gaya elektrostatik sehingga
disebut ikatan ion. Bentuk kristal NaCl merupakan rangkaian antara ion Na+ dan
ion Cl–. Satu ion Na+ dikelilingi oleh enam ion Cl– dan satu ion Cl–
dikelilingi oleh enam ion Na+ seperti yang diilustrasikan oleh gambar di bawah.
.jpg)
Struktur NaCl
1 Cl dikelilingi 6 Na dan
sebaliknya 1 Na dikelilingi 6 Cl
Atom-atom membentuk ikatan ion karena masing-masing
atom ingin mencapai keseimbangan/kestabilan seperti struktur elektron gas
mulia. Ikatan ion terbentuk antara:
1.
Ion positif dengan ion negatif
2.
Atom-atom berenergi potensial ionisasi kecil dengan
atom-atom berafinitas elektron besar (Atom-atom unsur golongan IA, IIA dengan
atom-atom unsur golongan VIA, VIIA),
3.
Atom-atom
dengan keelektronegatifan kecil dengan atom-atom yang mempunyai
keelektronegatifan besar.
Pembentukan
Ikatan Ion
Sebagimana disebutkan di atas bahwa ikatan ion adalah ikatan yang terjadi
akibat perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain. Masih ingat kan sobat,
ikatan antar unsur akan stabil jika eletron terluar berjumlah 2 dan 8.
Perhatikan contoh pembentukan ikatan ion antara unsur Na (natrium) dan Cl
(klorida) berikut ini:
Ikatan ion
merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua senyawa ion berupa
zat padat kristal dengan struktur tertentu. Dengan mengunakan lambang Lewis,
pembentukan NaCl digambarkan sebagai berikut.
*Catatan:
Lambang titik elektron Lewis terdiri atas lambang
unsur dan titik-titik yang setiap titiknya menggambarkan satu elektron valensi
dari atom-atom unsur. Titik-titik elektron adalah elektron terluarnya.
2.3 SIMBOL/LAMBANG LEWIS
Lambang Lewis dibuat dengan cara
menuliskan lambang atom dikelilingi oleh sejumlah titik atau garis untuk
menyatakan atom valensi. Contoh, unsur Hidrogen mempunyai satu elektron dalam
kulit valensinya, maka diberi lambang •H. Cara membuat lambang lewis
untuk unsur golongan utama adalah sebagai berikut :
a.
Jumlah titik sesuai dengan golongan (
jumlah elektron valensi)
b.
Tempatkan 1 titik untuk setiap atom
maksimum sampai 4 titik, kemudian titik selanjutnya dipasangkan(berpasangan)
sampai mencapai oktet
Lambang
Lewis unsur-unsur golongan utama adalah sebagai berikut :
Struktur Lewis adalah diagram yang
menunjukkan ikatan-ikatan antar atom dalam suatu molekul. Struktur Lewis
digunakan untuk menggambarkan ikatan kovalen dan ikatan kovalen koordinat.
Struktur Lewis dikembangkan oleh Gilbert N. Lewis, yang menyatakan bahwa atom-atom bergabung untuk mencapai konfigurasi elektron yang lebih stabil.
Struktur Lewis dikembangkan oleh Gilbert N. Lewis, yang menyatakan bahwa atom-atom bergabung untuk mencapai konfigurasi elektron yang lebih stabil.
Untuk menyusun struktur Lewis dari
suatu atom atau unsur, dapat dengan cara menuliskan simbol titik pada
sekeliling atom. Setiap titik mewakili satu elektron yang terdapat pada kulit
valensi atom tersebut. Elektron yang terlibat dalam ikatan ini hanya
elektron-elektron yang terdapat pada kulit terluar dan jumlah total elektron
yang terlibat dalam pembentukan ikatan ini tidak mengalami perubahan (merupakan
jumlah total elektron valensi dari atom-atom yang berikatan).
Pada umumnya, jumlah elektron pada
kulit valensi sama dengan golongan dari suatu atom. Oleh karena itu, jumlah
titik pada simbol Lewis sama dengan golongan dari atom tersebut. Namun untuk
logam transisi, lantanida, dan aktinida yang mempunyai kulit dalam yang tidak
terisi penuh, titik Lewis dari unsur-unsur tersebut tidak dapat dituliskan
secara sederhana.
2.4 IKATAN KOVALEN
Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi karena
pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan
kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk
melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).
Pembentukan ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom
unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya
lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom non logam cenderung untuk menerima
elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang
terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya
terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama. Pembentukan ikatan
kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai
dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He
berjumlah 2 elektron).
Ikatan kovalen berdasarkan banyak ikatan terbagi
menjadi 3, yaitu sebagai berikut.
a.
Ikatan Kovalen Tunggal
Contoh:
1H = 1
9F = 2, 7
Atom H memiliki 1 elektron valensi sedangkan atom F
memiliki 7 elektron valensi. Agar atom H dan F memiliki konfigurasi elektron
yang stabil, maka atom H dan atom F masing-masing memerlukan 1 elektron
tambahan (sesuai dengan konfigurasi elektron He dan Ne). Jadi, atom H dan F
masing-masing meminjamkan 1 elektronnya untuk dipakai bersama.
b.
Ikatan Kovalen Rangkap Dua
Contoh:
Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk
molekul O2
Konfigurasi elektronnya :
8O= 2, 6
Atom O memiliki 6 elektron valensi, maka agar
diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan tambahan
elektron sebanyak 2. Ke-2 atom O saling meminjamkan 2 elektronnya, sehingga
ke-2 atom O tersebut akan menggunakan 2 pasang elektron secara bersama.
c.
Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Contoh:
Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk
molekul N2
Konfigurasi elektronnya :
7N = 2, 5
Atom N memiliki 5 elektron valensi, maka agar
diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom N memerlukan tambahan
elektron sebanyak 3. Ke-2 atom N saling meminjamkan 3 elektronnya, sehingga
ke-2 atom N tersebut akan menggunakan 3 pasang elektron secara bersama.
Ikatan kovalen berdasarkan tingkat kepolarannya
terbagi menjadi 2, yaitu sebagai berikut.
a)
Ikatan Kovalen Polar
Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang terbentuk ketika elektron
sekutu di antara atom tidak benar-benar dipakai bersama. Hal ini terjadi ketika
satu atom mempunyai elektronegativitas yang lebih tinggi dari pada atom
yang lainnya.Atom yang mempunyai elektronegativitas yang tinggi mempunyai
tarikan elektron yang lebih kuat. Akibatnya
elektron sekutu akan lebih dekat ke atom yang
mempunyai elektronegativitas tinggi.Dengan kata lain,akan menjauhi atom
yang mempunyai elektronegativitas rendah.Ikatan kovalen polar menjadikan molekul
yangterbentuk mempunyai potensial elektrostatis. Potensial ini
akan membuatmolekul lebih polar, karena ikatan yang
terbentuk dengan molekul polarlain relatif lemah.
Contoh ikatan kovalen polar
Dalam pembentukan
molekul HF, kedua elektron dalam ikatan kovalen digunakan tidak seimbang oleh
inti atom H dan inti atom F sehingga terjadi pengutuban atau polarisasi muatan.
b)
Ikatan Kovalen Non Polar
Ikatan kovalen
nonpolar adalah ikatan kovalen yang terbentuk ketika atom membagikan
elektronnya secara setara (sama).Biasanya terjadi ketika ada atom mempunyai
afinitas elektron yang sama atau hampir sama. Semakin dekat nilai afinitas elektron,
maka semakin kuat ikatannya.Ikatan kovalen nonpolar terjadi pada molekul
gas,atau yang sering disebut sebagai molekul diatomik.Ikatan kovalen nonpolar
mempunyai konsep yang sama dengan ikatan kovalen polar,yaitu atom yang
mempunyai nilai elekronegativitas tinggi akan menarik elektron lebih
kuat.Pernyataan tesebut benar,namun jika terjadi pada molekul diatom (dimana
atom penyusunnya adalah sama) maka elektronegativitas juga sama. Ilustrasi
ikatan kovalen nonpolar seperti contoh berikut ini:
Contoh Ikatan Kovalen non
Polar
Misalnya pada Iodine
(I).Dalam pembentukan molekul I2, kedua elektron dalam ikatan kovalen digunakan
secara seimbang oleh kedua inti atom iodin tersebut. Oleh karena itu, tidak
akan terbentuk muatan (tidak terjadi pengutuban atau polarisasi muatan).
Contoh senyawa lain yang memiliki bentuk molekul
simetris dan bersifat
nonpolar adalah CH4, BH3, BCl3, PCl5, dan CO2.
2.5 MENGGAMBAR STRUKTUR
Struktur Lewis dari suatu molekul adalah cara
menggambarkan bagaimana atom-atom berikatan membentuk molekul dengan
menggunakan penanda seperti noktah atau tanda x untuk mewakili elektron yang
terlibat dalam pembentukan molekul. Elektron yang terlibat ini biasanya hanya
elektron valensi (elektron yang berada di kulit terluar).
Prinsip dalam menggambarkan struktur Lewis suatu
molekul adalah mengupayakan agar elektron di sekitar atom dalam setiap molekul
berjumlah delapan atau mengikuti aturan oktet. Dengan memiliki elektron
sebanyak 8 setiap atom diharapkan menjadi stabil dengan membentuk ikatan.
Untuk itu sebelum dapat menggambar struktur Lewis
suatu molekul harus memahami bagaimana menentukan konfigurasi elektron setiap
atom. Biasanya dalam soal-soal disertai dengan data nomor atom setiap unsur
yang akan digunakan, tujuannya tidak lain agar dapat menuliskan konfigurasi
elektronnya sehingga elektron valensinya juga dapat diketahui.
Cara menggambar struktur Lewis untuk molekul yang
tidak mengandung atom bermuatan
·
Hitung jumlah semua elektron valensi untuk setiap atom
dalam molekul (selanjutnya dalam
tulisan ini disebut total elektron
valensi).
·
Hitung jumlah elektron valensi setiap atom dalam
molekul jika atom-atom itu sesuai aturan oktet (selanjutnya dalam tulisan ini disebut total elektron oktet). Aturan oktet menyatakan bahwa
semua atom harus memiliki delapan elektron valensi (kecuali untuk hidrogen,
yang cukup dua saja, dan boron dengan enam elektron).
·
Hitung selisih jumlah elektron yang sesuai aturan
oktet dengan jumlah elektron valensi nyatanya (hasil pada langkah #2 dikurangi
hasil pada langkah #1). Selisih ini akan sama dengan jumlah elektron yang
digunakan berikatan dalam molekul. (selanjutnya
dalam tulisan ini disebut total
elektron berikatan)
·
Bagilah jumlah elektron berikatan dengan angka dua:
Ingat, karena setiap ikatan memiliki dua elektron, jumlah elektron yang
digunakan bersama dua atom yang berikatan. Hasil bagi ini merupakan jumlah
ikatan yang akan digunakan dalam molekul.(selanjutnya dalam tulisan ini disebut jumlah ikatan)
·
Gambarkan susunan atom untuk molekul dengan jumlah
ikatan yang diperoleh pada langkah #4 di atas: Beberapa aturan berguna untuk
diingat adalah ini:
ü
Hidrogen dan halogen: berikatan sekali.
ü
Golongan oksigen: berikatan dua kali.
ü
Golongan nitrogen: berikatan tiga kali. Begitu
pula boron.
ü
Golongan karbon: berikatan empat kali.
Sebaiknya ikatan-ikatan yang dipasang antaratom adalah
ikatan tunggal terlebih dahulu, dan kemudian menambahkan beberapa ikatan (jika
diperlukan) sampai aturan diatas diikuti.
Catatan: Unsur
yang lebih elektroprositif atau kurang elektronegatif (dalam tabel periodik
unsur letaknya di sebelah kiri (kecuali H) atau sebelah bawah atau jari-jari
atomnya lebih besar) lebih mungkin sebagai atom pusat. Perkecualian pada Cl2O,
O yang berperan sebagai atom pusat. H tidak akan pernah sebagai atom pusat. Atom
pusat ketika membentuk ikatan harus mengikuti aturan oktet, kecuali Be hanya 4
elektron ikatan dan B hanya 6 elektron ikatan.
·
Tentukan jumlah pasangan elektron bebas (tak
berikatan). Caranya hitung jumlah elektron valensi – jumlah elektron yang digunakan
untuk berikatan atau dengan
cara kurangi hasil hitung langkah #1 dengan hasil hitung pada langkah # 3. Tata
semuanya di sekitar atom sampai semua memenuhi aturan oktet: Ingat, SEMUA unsur
agar di sekitarnya ada delapan elektron, secara total (KECUALI hidrogen).
Hidrogen cukup dua elektron. Oh ya untuk unsur yang terletak pada periode 3
(misalnya S belerang) sering jumlah elektron disekitarnya lebih dari delapan,
dengan pertimbangan muatan formalnya nol akan lebih disukai.
·
Menguji keberadaan muatan
formal, (muatan formal ini adalah muatan semu, hasil
perbandingan antara elektron valensi setiap atom dengan jumlah elektron yang
dimiliki ketika membentuk ikatan dengan atom yang lain).
Muatan formal tiap atom = elektron valensi atom – jumlah ikatan dengan atom
lain – jumlah elektron bebas (tidak digunakan berikatan) yg dimiliki.
Contoh penerapan untuk
molekul CH2O
1. Total elektron valensi adalah 12.
2 elektron valensi H
(2 atom H × 1 elektron/atom = 2 elektron)
4 elektron valensi C (1 atom C × 4 elektron/atom) = 4 elektron)
6 elektron valensi O (1 atom O × 6 elektron/atom) = 6 elektron)
Jumlah elektron valensi pada CH2O = 2+4+6 = 12 elektron
4 elektron valensi C (1 atom C × 4 elektron/atom) = 4 elektron)
6 elektron valensi O (1 atom O × 6 elektron/atom) = 6 elektron)
Jumlah elektron valensi pada CH2O = 2+4+6 = 12 elektron
2.
Total elektron oktet semua
atom dalam CH2O =
20, diperoleh dari:
(2 atom H × 2
elektron) + 1atom C × 8 elektron) + (1 atom O × 8 elektron) = 4
+ 8 + 8 = 20 elektron.
3.
Total elektron berikatan sama
dengan total elektron oktet dikurangi total elektron valensi, atau 20 – 12 = 8.
4.
Jumlah ikatan = total
elektron berikatan dibagi dua, karena ada dua elektron per ikatan. Akibatnya,
di CH2O, jumlah
ikatannya = 4. (Karena
8/2 adalah 4).
5. Penggambaran
struktur Lewis, tuliskan atom C di tengah dan atom lainnya (2 atom H dan 1 atom
O) berada di sekeliling atom C. Cantumkan elektron berikatan (masing-masing 2
elektron setiap ikatan) di antara atom pusat (C) dengan atom yang ada
disekitarnya, antara atom C dan O yang paling mungkin memiliki ikatan rangkap 2
(double bond). Lakukan hingga semua (dalam hal ini 8 elektron berikatan terpakai).
- Jumlah pasangan elektron bebas = total elektron valensi (dari # 1) dikurangi total elektron berikatan (dari # 3), yang dalam contoh ini sama dengan 12 – 8, atau 4. Melihat struktur CH2O, dapat dilihat bahwa karbon sudah memiliki delapan elektron di sekitarnya. Oksigen, hanya memiliki empat elektron di sekitarnya (lihat gambar pada nomor 5 di atas). Untuk melengkapi gambar, masing-masing oksigen harus memiliki dua set pasangan elektron bebas, Tambahkan pasangan elektron bebas pada atom O sehingga aturan oktet terpenuhi.seperti dalam struktur Lewis berikut:
7. Menguji
ada tidaknya muatan formal tiap atom.
·
Muatan
formal C = 4 (e.valensi) – 4 (jumlah ikatan) – 0 (jumlah elektron bebas) = 0
·
Muatan
formal H = 1 – 1 – 0 = 0
·
Muatan
formal O = 6 – 2 – 4 = 0
Jadi
benar bahwa molekul CH2O ini tidak bermuatan alias netral.
Cara menggambar
struktur Lewis untuk molekul yang mengandung satu atau lebih atom bermuatan
Cara
ini pada dasarnya adalah sama dengan cara di atas, kecuali ada beberapa aturan
tambahan. Perubahan prosedur di atas diuraikan dengan huruf
berwarna merah.
·
Hitung jumlah semua elektron valensi untuk setiap atom
dalam molekul (selanjutnya
dalam tulisan ini disebut total
elektron valensi). Untuk anion poliatomik, tambahkan muatan ion
(jumlah elektron yang diterima) dengan jumlah elektron valensi.. Untuk
kation poliatomik, kurangi muatan ion (jumlah elektron yang dilepas) dari
jumlah elektron valensi.
·
Hitung jumlah elektron valensi setiap atom dalam
molekul jika atom-atom itu sesuai aturan oktet (selanjutnya dalam tulisan ini disebut total elektron oktet). Aturan oktet menyatakan bahwa
semua atom harus memiliki delapan elektron valensi (kecuali untuk hidrogen,
yang cukup dua saja, dan boron dengan enam elektron).
·
Hitung selisih jumlah elektron yang sesuai aturan
oktet dengan jumlah elektron valensi nyatanya (hasil pada langkah #2 dikurangi
hasil pada langkah #1). Selisih ini akan sama dengan jumlah elektron yang
digunakan berikatan dalam molekul (selanjutnya
dalam tulisan ini disebut total
elektron berikatan).
·
Bagilah jumlah elektron berikatan dengan angka dua:
Ingat, karena setiap ikatan memiliki dua elektron, jumlah elektron yang
digunakan bersama dua atom yang berikatan. Hasil bagi ini merupakan jumlah
ikatan yang akan digunakan dalam molekul(selanjutnya
dalam tulisan ini disebut jumlah
ikatan).
·
Gambarkan susunan atom untuk molekul dengan jumlah
ikatan yang diperoleh pada langkah #4 di atas: Beberapa aturan berguna untuk
diingat adalah ini: Hidrogen dan halogen: dapat berikatan sekali.
ü
Golongan Oksigen dapat berikatan
satu, dua, atau tiga kali.
ü
Golongan Nitrogen dapat
berikatan dua, tiga, atau empat kali
ü
Golongan Boron
biasanya dapat berikatan empat kali.
ü
Golongan Karbon dapat
berikatan empat kali.
Sebaiknya ikatan-ikatan yang dipasang antaratom adalah
ikatan tunggal terlebih dahulu, dan kemudian menambahkan beberapa ikatan (jika
diperlukan) sampai aturan diatas diikuti. Catatan unsur yang lebih elektroprositif atau kurang
elektronegatif (dalam tabel periodik unsur letaknya di sebelah kiri (kecuali H)
atau sebelah bawah atau jari-jari atomnya lebih besar) lebih mungkin sebagai
atom pusat.
·
Tentukan jumlah pasangan elektron bebas (tak
berikatan). Caranya hitung jumlah elektron valensi – jumlah elektron yang
digunakan untuk berikatan atau dengan
cara kurangi hasil hitung langkah #1 dengan hasil hitung pada langkah # 3. Tata
semuanya di sekitar atom sampai semua memenuhi aturan oktet: Ingat, SEMUA unsur
agar di sekitarnya ada delapan elektron, secara total (KECUALI hidrogen).
Hidrogen cukup dua elektron. Catatan unsur
yang dalam tabel periodik unsur letaknya di sebelah kiri (kecuali H) lebih
mungkin sebagai atom pusat.
·
Untuk
menentukan apakah atom memiliki muatan, bandingkan jumlah elektron setiap atom
dengan jumlah elektron valensi normalnya. Langkah ini sama dengan kita menguji keberadaan muatan formal
setiap atom dalam molekul, sehingga pada bagian akhir kita akan tahu molekul
itu bermuatan atau tidak, kalau bermuatan kita jadi tahu atom mana yang
menyumbang muatan tersebut.
Untuk
tujuan ini (tinjauan tiap atom), setiap ikatan dihitung hanya satu elektron dan
setiap pasangan elektron bebas dihitung dua elektron. Jika
jumlah elektron yang dimiliki atom lebih dari jumlah elektron
valensi normal, maka atom memiliki muatan negatif. Jika
jumlahnya kurang dari jumlah elektron valensi normal, maka atom bermuatan
positif. Jika itu sama dengan keadaan normal, maka atom tidak
bermuatan.
Contoh penerapan untuk
molekul CO32-
1. Total elektron valensi adalah 24.
4 elektron valensi C
(1 atom C × 4 elektron/atom) = 4 elektron)
18 elektron valensi O (3 atom O × 6 elektron/atom) = 18 elektron)
2 elektron yang diterima (karena ion bermuatan 2-)
Jumlah elektron valensi pada CO32- dianggap = 24 elektron
18 elektron valensi O (3 atom O × 6 elektron/atom) = 18 elektron)
2 elektron yang diterima (karena ion bermuatan 2-)
Jumlah elektron valensi pada CO32- dianggap = 24 elektron
2.
Total elektron oktet semua
atom dalam CO32- = 32, diperoleh dari: (1 atom
C × 8 elektron) + (3 atom O × 8 elektron) = 8 + 24 = 32
elektron.
3.
Total elektron berikatan =
total elektron oktet dikurangi total elektron valensi, atau 32 – 24 = 8.
4.
Jumlah ikatan =
total elektron berikatan dibagi dua, karena ada dua elektron per ikatan.
Akibatnya, di CO32-, jumlah ikatannya = 4. (Karena 8/2 adalah 4).
5.
Penggambaran struktur Lewis, tuliskan atom C di tengah
dan 3 atom O berada di sekeliling atom C. Cantumkan elektron berikatan
(masing-masing 2 elektron setiap ikatan atau langsung dengan menuliskan garis
ikatan (perikatan 2 elektron)) di antara atom pusat (C) dengan atom O yang ada
disekitarnya, perhatikan antara atom C dan O ada yang memungkinkan memiliki
ikatan rangkap 2 (ikatan dobel). Lakukan hingga semua elektron berikatan
terpakai (dalam hal ini 8 elektron berikatan terpakai atau dengan sistem
garis, 4 garis).
6.
Jumlah pasangan elektron
bebas = total elektron valensi (dari # 1) dikurangi
total elektron berikatan (dari # 3), yang dalam contoh ini sama dengan 24 – 8,
atau 16.Melihat struktur CO32-,
dapat dilihat bahwa karbon sudah memiliki delapan elektron (4 ikatan) di
sekitarnya. Pada O yang berikatan rangkap dengan C hanya perlu 2 pasangan
elektron bebas hingga memenuhi aturan oktet, dua O lainnya masing-masing perlu
3 pasang elektron bebas untuk memenuhi aturan oktet karena antara O dan C hanya
berikatan tunggal (yang sama dengan punya dua elektron)
7. Menentukan
atom manakah yang kemungkinan bermuatan adalah dengan membandingkan elektron
yang dimiliki dengan elektron valensi normalnya. Dalam hal ini O yang ada di
kiri dan kanan atom C elektronnya berlebih satu dari jumlah elektron valensi
yang seharusnya. Seharusnya hanya punya 6 tetapi pada bagian tersebut O punya 7
elektron (6 + 1 elektron diambil dari elektron ikatan antara dirinya dengan
atom C).
2.6
ORDE IKATAN DAN BEBERAPA SIFAT IKATAN
2.6.1 Orde ikatan
Orde ikatan adalah
jumlah ikatan kimia antara
sepasang atom.
Misalnya, dalam nitrogen diatomik N≡N,
orde ikatan adalah 3, dalam asetilena H−C≡C−H orde
ikatan antara dua atom karbon juga
3, dan orde ikatan C−H adalah 1. orde ikatan memberikan indikasi
stabilitas ikatan. Unsur dengan nilai orde ikatan 0 tidak dapat ada,
namun senyawa dapat
memiliki nilai ikatan 0. Spesi isoelektronik memiliki
bilangan ikatan yang sama.
Dalam molekul yang memiliki resonansi atau
ikatan nonklasikal, orde ikatan tidak perlu bilangan bulat.
Dalam benzena,
di mana orbital
molekul terdelokalisasi mengandung 6 elektron pi
di atas enam karbon yang pada dasarnya menghasilkan setengah ikatan pibersama
dengan ikatan sigma untuk
masing-masing sepasang atom karbon, memberikan orde ikatan yang terhitung
sebesar 1.5.
Istilah orde ikatan (bonding order)
ini digunakan dalam teori orbital molekul (molecule orbital theory).
Menurut teori orbital molekul bahwa semua elektron dalam tiap atom dalam
molekul turut terlibat dalam pembentukan ikatan dengan mengisi orbital-orbital,
yaitu orbital molekul ikatan (bonding molecule orbital) dan orbital
molekul antiikatan (antibonding molecule orbital). Berbeda dengan teori
ikatan valensi bahwa dalam pembentukan ikatan antaratom hanya elektron valensi
saja. Bagaimana menentukan orde ikatan suatu molekul atau ion?
Biasanya menentukan orde ikatan suatu
molekul atau ion menggunakan rumus ½ dari selisih jumlah elektron dalam
orbital molekul ikatan dengan jumlah elektron dalam orbital molekul antiikatan
(ditandai dengan *). Tentu saja perlu kecermatan untuk menghitung jumlah
elektron pada orbital-orbital molekul itu.
Berikut ini contoh diagram orbital molekul untuk O2, O2–, dan O2–2:
Berikut ini contoh diagram orbital molekul untuk O2, O2–, dan O2–2:
 |
Diagram
Orbital Molekul O2
|
Untuk menentukan orde ikatan perhatikan pada orbital
2p saja, karena di sini jumlah elektron dalam orbital molekul σ1s = σ*1s dan
jumlah elektron dalam orbital molekul σ2s = σ*2s.
Orde ikatan untuk O2 = ½ ( Σ elektron dalam orbital ikatan – Σ elektron dalam orbital anti-ikatan)
Orde ikatan untuk O2 = ½ (6 – 2) = 2.
Orde ikatan untuk O2 = ½ ( Σ elektron dalam orbital ikatan – Σ elektron dalam orbital anti-ikatan)
Orde ikatan untuk O2 = ½ (6 – 2) = 2.
 |
Diagram
Orbital Molekul O2–
|
Orde ikatan untuk O2– = ½
(6 – 3) = 1,5.
 |
Diagram
Orbital Molekul O2–2
|
Orde ikatan untuk O2–2 = ½
(6 – 4) = 1.
Cara lain lagi namun hasil sama dan akurat tanpa menggunakan diagram adalah
sebagai berikut:
Molekul atau ion yang memiliki total jumlah elektron rentang 8 sampai 14 orde ikatannya dapat diselesaikan dengan cara mengurangi total jumlah elektron dengan 8 dan membagi hasilnya dengan angka 2.
Contoh:
N2+ ⇒ Total jumlah elektron = 13, ⇒ 13 – 8 = 5, ⇒ 5/2 = 2,5
Molekul atau ion yang memiliki total jumlah elektron rentang 15 sampai 20 orde ikatannya dapat diselesaikan dengan cara menghitung selisih antara total jumlah elektron dengan 20 dan membagi hasilnya dengan angka 2.
Contoh:
F2– ⇒ Total jumlah elektron = 19, ⇒ 20 – 19 = 1, ⇒ 1/2 = 0,5
Molekul atau ion yang memiliki total jumlah elektron rentang 8 sampai 14 orde ikatannya dapat diselesaikan dengan cara mengurangi total jumlah elektron dengan 8 dan membagi hasilnya dengan angka 2.
Contoh:
N2+ ⇒ Total jumlah elektron = 13, ⇒ 13 – 8 = 5, ⇒ 5/2 = 2,5
Molekul atau ion yang memiliki total jumlah elektron rentang 15 sampai 20 orde ikatannya dapat diselesaikan dengan cara menghitung selisih antara total jumlah elektron dengan 20 dan membagi hasilnya dengan angka 2.
Contoh:
F2– ⇒ Total jumlah elektron = 19, ⇒ 20 – 19 = 1, ⇒ 1/2 = 0,5
Orde ikatan untuk ion sisa asam yang mengandung oksigen dihitung
menggunakan cara berikut:
Orde ikatan = [(2 x jumlah O) – muatan] / jumlah O
NO3– ⇒ [(2 x 3) – 1] / 3 = 1,66
ClO4– ⇒ [(2 x 4) – 1] / 4 = 1,75
SO4–2 ⇒ [(2 x 4) – 2] / 4 = 1,50
NO2– ⇒ [(2 x 2) – 1] / 2 = 1,50
PO4–3 ⇒ [(2 x 4) – 3] / 4 = 1,25
Orde ikatan = [(2 x jumlah O) – muatan] / jumlah O
NO3– ⇒ [(2 x 3) – 1] / 3 = 1,66
ClO4– ⇒ [(2 x 4) – 1] / 4 = 1,75
SO4–2 ⇒ [(2 x 4) – 2] / 4 = 1,50
NO2– ⇒ [(2 x 2) – 1] / 2 = 1,50
PO4–3 ⇒ [(2 x 4) – 3] / 4 = 1,25
Selain cara tadi untuk menentukan orde ikatan dapat juga dengan menggambar
struktur Lewis terlebih dahulu untuk tiap molekul atau ion kemudian orde ikatan
dihitung dengan cara:
Orde ikatan = jumlah ikatan antaratom dibagi dengan jumlah atom yang ada disekitar atom pusat.
Contoh CO2
Orde ikatan = jumlah ikatan antaratom dibagi dengan jumlah atom yang ada disekitar atom pusat.
Contoh CO2
O=C=O
Orde ikatan = 4 / 2 = 2.
Orde ikatan = 4 / 2 = 2.
2.6.2 Beberapa sifat ikatan
Sifat umum senyawa yang berikatan
ion:
1. Titik lebur dan titik didih yang tinggi
2. Dalam keadaan lebur dan larutan dapat
menghantarkan arus listrik atau bersifat konduktor.
3. Keras dan mudah patah
4. Mudah larut dalam air
5. Larut dalam pelarut polar
Sifat umum senyawa kovalen:
1. Titik lebur dan titik didih yang rendah
2. Tidak dapat menghantarkan arus
listrik , akan tetapi senyaw akovalen polar dalam bentuk larutan dapat
menghantarkan listrik.
3. Pada umumnya lunak
4. Tidak larut dalam air
5. Larut dalam pelarut nonpolar
2.7 RESONANSI
Resonansi adalah delokalisasi elektron pada
molekul atau ion poliatomik tertentu diamna ikatannya tidak dapat ditulisakn
dalam satu struktur Lewis. Struktur molekul atau ion yang mempunyai
delokalisasi elektron disebut dengan struktur resonan.
Masing-masing struktur resonan dapat
melambangkan struktur Lewis dengan hanya satu ikatan kovalen antara
masing-masing pasangan atom. Beberapa struktur Lewis digunakan bersama-sama
untuk menjelaskan struktur molekul. Namun struktur tersebut tidak tetap
melainkan ada sebuah osilasi antara ikatan rangkap dengan elektron saling
berbolak-bail. Maka dari itu disebut dengan resonansi. Struktur yang sebenarnya
mungkin saja adalah peralihan dari dua struktur resonan. Bentuk peralihan
(intermediet) dari struktur resonan disebut dengan hibrida resonan.
Resonansi dalam kimia diberi simbol garis
dengan dua arah panah (↔). Perhatikan contoh resonansi ozon (O3) berikut.
Pada ozon terdapat perpindahan elektron
antara inti yang dijelaskan dengan anak panah. Perhatikan contoh berikut:
2.8 MUATAN RESMI DAN SELEKSI STRUKTUR LEWIS
Dengan
membandingkan jumlah elektron pada suatu atom bebas dengan jumlah elektron yang
terkait dengan atom tersebut dalam struktur Lewis, kita dapat menentukan
distribusi elektron dalam molekul dan menggambarkan struktur Lewisnya yang
paling mungkin. Prosedurnya sebagai berikut: dalam keadaan bebas, jumlah
elektron yang dimiliki oleh suatu atom sama dengan jumlah elektron valensinya.
(Seperti biasa, kita tidak perlu memperhatikan elektron-elektron bagian dalam).
Didalam molekul, elektron yang dimiliki oleh suatu atom adalah
elektron-elektron bebas pada atom tersebut ditambah pasangan elektron ikatan
diantara atom tersebut dengan atom yang lain. Tetapi, karena pasangan elektron
ikatan digunakan bersama oleh atom-atom yang berikatan maka jumlah elektron
pada pasangan elektron ikatan harus dibagi secara merata diantara atom-atom
yang membentuk ikatan tersebut. Muatan
formal (formal charge) suatu atom adalah jumlah
elektron valensi dalam atom bebas dikurangi jumlah elektron yang dimiliki oleh
atom tersebut di dalam struktur Lewis.
Untuk menentukan jumlah elektron atom dalam
struktur Lewis, aturan berikut:
1. Semua elektron non-ikatan dalam atom tersebut dinyatakan milik
atom itu.
2. Kita membagi ikatan antara atom tersebut dengan atom yang lain dan
menyatakan separuh elektron ikatannya sebagai milik atom tersebut.
Konsep muatan formal dapat diilustrasikan
dengan menggunakan molekul ozon (O3) sebagai contoh. Dengan
mengikuti tahapan, kita bisa menggambarkan struktur Lewis untuk O3:
Muatan formal pada setiap atom dalam O3 sekarang
dapat dihitung menurut skema berikut:
dimana garis merah bergelombang menyatakan
pemutusan ikatan. Perhatikan bahwa pemutusan ikatan tunggal menghasilkan
transfer satu elektron, pemutusan ikatan rangkap dua mengasilkan transfer dua
elektron untuk masing-masing atom dalam ikatan dan seterusnya. Jadi muatan
formal untuk atom-atom dalam O3 adalah:
Untuk muatan positif satu dan muatan negatif
satu, biasanya penulisan angka 1 diabaikan.
Aturan berikut dapat membantu Anda dalam
penulisan muatan formal:
1. Untuk molekul netral, jumlah muatan formal harus nol, karena
merupakan spesi netral. (Aturan ini berlaku, misalnya pada molekul O3.)
2. Untuk kation, jumlah muatan formal harus sama dengan muatan
positifnya.
3. Untuk anion, jumlah muatan formal harus sama dengan muatan
negatifnya.
Ingatlah
bahwa molekul formal tidak menyatakan pemisahan muatan yang sebenarnya di dalam
molekul. Dalam molekul ozon misalnya, tidak ada bukti yang menyatakan bahwa
atom O pusat bermuatan 1+ atau salah satu atom O ujung bermuatan 1-. Penulisan
muatan-muatan ini pada atom dalam struktur dalam Lewis hanya membantu kita
untuk melihat elektron valensi dalam molekul.
Kadang-kadang
terdapat lebih dari satu struktur Lewis yang mungkin untuk spesi tertentu. Pada
kasus seperti ini, muatan formal dapat membantu kita untuk memiliki struktur
Lewis yang lebih disukai dan petunjuknya adalah sebagai berikut:
1. Pada molekul netral, struktur Lewis tanpa muatan formal lebih
disukai dari struktur dengan muatan formal.
2. Struktur Lewis dengan muatan formal yang besar (2+, 3+, dan/atau
2-, 3-, dan seterusnya)kurang disukai daripada struktur dengan mutan formal
yang kecil.
3. Di antara struktur Lewis dengan distribusi mauatan formal yang
serupa, struktur yang paling disukai adalah struktur yang muatan negatifnya
berada pada atom yang lebih elektronegatif.
2.9 IKATAN KOVALEN KORDINAT
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terbentuk
dari pemakaian pasangan elektron bersama yang berasal dari salah satu atom yang
memiliki pasangan elektron bebas. Contoh senyawa yang memiliki ikatan kovalen
koordinasi adalah HNO3, NH4Cl, SO3, dan H2SO4.
Ciri-ciri dari ikatan kovalen koordinasi adalah
pasangan elektron bebas dari salah satu atom yang dipakai secara bersama-sama
seperti pada contoh senyawa HNO3 berikut ini. Tanda panah
(→) menunjukkan pemakaian elektron dari atom N yang digunakan secara bersama
oleh atom N dan O.
Jadi, senyawa HNO3 memiliki satu
ikatan kovalen koordinasi dan dua ikatan kovalen.
Contoh ikatan kovalen koordinasi
1.
Senyawa
SO3
Atom 16S memiliki konfigurasi
elektron 2 8 6.
Jadi, atom ini memiliki enam elektron valensi. Atom 8O memiliki
konfigurasi elektron 2 6.
Untuk membentuk senyawa SO3 yang memenuhi kaidah oktet,
sepasang elektron dari atom S akan berikatan dengan sepasang elektron dari atom
O sehingga membentuk satu ikatan rangkap dua. Dua pasang elektron lainnya dari
atom S akan membentuk dua ikatan kovaleen koordinasi dengan dua atom O.
Jadi, dalam senyawa SO3 terdapat
satu ikatan rangkap dua ddan ikatan kovalen koordinasi.
2.
Senyawa
HNO3
Pada penggambaran struktur lewis molekul HNO3,
elektron yang berasal dari atom H ditandai dengan (x), elektron dari N ditandai
dengan (x), dan elektron dari O ditandai dengan (.).
Jadi, dalam molekul HNO3 terdapat
3 ikatan kovalen dan 1 ikatan kovalen koordinasi.
3.
NH3
Sebagai contoh ikatan kovalen koordinasi
adalah senyawa amonia, NH3, terdiri atas tiga pasangan elektron
sekutu untuk tiga ikatan kovalen tunggal N-H. Namun karena atom N memiliki lima
elektron valensi, maka masih tersedia sepasang elektron bukan ikatan atau
sepasang elektron menyendiri (lone pair electron).
Jika molekul NH3 bergabung
dengan ion H+ (hidrogen tanpa elektron) membentuk ion NH4+,
maka hanya ada satu kemungkinan pembentukan pasangan elektron sekutu yang
berasal dari atom N sebagai ikatan kovalen koordinasi, yang dapat dilukiskan
menurut gambar berikut.
Kenyataan bahwa keempat ikatan kovalen N-H
mempunyai panjang ikatan yang sama menyarankan bahwa penggambaran khusus ikatan
kovalen koordinasi tidak bermanfaat kecuali hanya mengindikasikan proses
pembentukan pasangan elektron sekutu saja dan oleh karena itu muatan ion
menjadi milik seluruh gugus amonium.
4.
NH4Cl
NH4Cl merupakan salah satu contoh senyawa kovalen koordinasi.
Perhatikan kovalen koordinasi pada NH4+ di
bawah.
Senyawa NH4Cl terbentuk dari
ion NH4+ dan ion Cl–.
Ion NH4+ terbentuk dari molekul NH3 dan
ion H+, sedangkan ion H+ terbentuk
jika hidrogen melepaskan satu elektronnya.
Ikatan kovalen koordinasi digambarkan dengan
lambang elektron yang sama (dua titik). Hal itu menunjukan bahwa pasangan
elektron itu berasal dari atom yang sama.
Ikatan kovalen dituliskan dengan tanda (-),
sedangkan kovalen koordinasi dituliskan dengan tanda (→). Jika NH4+ berikataan
dengan Cl–, akan terbentuk senyawa NH4Cl. Jadi,
pada senyawa NH4Cl terdapat tiga jenis ikatan, yaitu tiga
ikatan kovalen, satu ikatan kovalen koordinasi, dan satu ikatan ion
(antara ion NH4+ dengan ion Cl–).
2.10 MOLEKUL POLAR DAN ELEKTRONEGATIVITAS
·
Molekul Polar
Sebuah molekul polar adalah molekul yang
memiliki muatan sebagian besar positif di satu sisi dan kebanyakan muatan
negatif di sisi lain. Perbedaan muatan ini memungkinkan ujung positif dari
molekul untuk menarik ke ujung negatif lain. Sebuah ikatan hidrogen, memiliki
daya tarik tersendiri antara beberapa molekul polar, adalah karakteristik
penting lainnya. Ini adalah ikatan yang membantu untuk membuat asam
deoksiribonukleat (DNA) double helix ‘s menjadi mungkin. Ikatan hidrogen antara
bahan dalam komposisi DNA membantu untuk menjaga bentuk stabil.
Ikatan kovalen dan ikatan ion adalah dua cara antara
dua atom dapat bergabung dalam molekul. Namun ikatan kovalen, dapat
menghasilkan molekul polar. Ikatan kovalen terjadi ketika satu atom berbagi
elektron dengan yang lain. Kadang-kadang, satu atom akan menarik elektron lebih
dari yang lain. Jika hal ini terjadi, molekul polar dapat terjadi.
Molekul seperti tidak secara otomatis terjadi ketika
satu atom dalam molekul menarik lebih banyak elektron dari yang lain. Jika
distribusi muatan adalah sama di seluruh molekul, hasilnya adalah molekul
non-polar. Sebagai contoh, air adalah polar karena sisi oksigen negatif
sedangkan sisi hidrogen positif.
Molekul polar kadang membentuk ikatan hidrogen
Di sisi lain, boron
trifluorida (BF3) adalah non-polar. Meskipun atom fluorin menarik
elektron lebih dari boron, tiga atom fluorin mengelilingi boron, sehingga
molekul bermuatan negatif secara keseluruhan.
Sebuah molekul polar tidak dapat berikatan dengan
molekul non-polar.
·
Elektronegativitas
Elektronegativitas adalah kemampuan
suatu atom dalam sebuah molekul untuk menarik elektron ke dalam struktur atom
tersebut (ingat! Atom terdiri dari elektron-elektron).
Elektronegativitas merupakan afinitas
dari suatu atom untuk menarik elektron pada suatu ikatan.
Elektronegativitas berpengaruh pada
pembentukan kutub polar dalam suatu senyawa kimia. Nilai perbedaan
elektronegativitas dari dua unsur dapat digunakan dalam menentukan jenis ikatan
yang terbentuk ketika kedua unsur tersebut membentuk senyawa. Terbentuknya
ikatan ionik dan kovalen ditentukan dari perbedaan nilai elektronegativitas
dari unsur-unsur pembentuk senyawanya.
Cara Menentukan
Elektronegativitas
Cara untuk menentukan
elektronegativitas yang masih digunakan hingga sekarang ialah skema dari
seorang saintis asal Amerika peraih penghargaan Nobel yaitu Linus Pauling.
Untuk memahami model Pauling ini, digunakan contoh molekul HX.
Untuk mengukur elektronegativitas
relatif dari atom H dan X ini, dibandingkan antara pengukuran energi ikatan H-X
yang sebenarnya dengan energi ikatan H-X yang diperkirakan.
Energi ikatan H-X yang diperkirakan
ini dihitung dengan persamaan:
Perkiraan energi H-X=
(Energi Ikatan H-H + Energi Ikatan X-X)/2
Kemudian hasil perkiraan energi H-X ini akan digunakan
dalam menghitung perbedaan antara energi ikatan H-X yang sebenarnya dengan
energi ikatan H-X yang diperkirakan.
Perbedaan = (H-X)sebenarnya – (H-X)perkiraan
Perbedaan antara H-X sebenarnya dan H-X perkiraan
inilah yang menjadi nilai elektronegativitas suatu unsur.
Jika H dan X memiliki elektronegativitas yang sama
maka perbedaannya =0. Sedangkan jika X memiliki elektronegativitas yang jauh
lebih tinggi dari H, maka elektron akan cenderung tertarik ke atom X. Dan
molekul yang terbentuk akan polar dengan distribusi muatan.
Ikatan ini dapat dikatakan memiliki sifat
ikatan ionik dan sifat ikatan kovalen sekaligus. Semakin besar perbedaan
elektronegativitas atomnya, maka semakin besar sifat ionik dari suatu senyawa
tersebut.
Cara perhitungan elektronegativitas semacam ini telah
diterapkan sejak dahulu untuk semua unsur kimia. Perhatikan dalam suatu sistem
periodik unsur, kecenderungan nilai elektronegativitas meningkat dari kiri ke
kanan dan berkurang dari atas ke bawah.
Daftar pustaka
Tidak ada komentar:
Posting Komentar