katan Kovalen – Ikatan Tunggal

Kata Kunci: hibrida, hibridisasi, ikatan kovalen, kubik, orbital, piramida, tetrahedron

Ditulis oleh Ramadhan wahyu

Tinjauan sederhana mengenai ikatan kovalen

Pentingnya struktur gas mulia

Pada tingkatan yang sederhana seberapa penting struktur gas mulia terletak pada struktur elektronik gas mulia seperti neon atau argon yang memiliki delapan elektron pada tingkat energi terluarnya (atau dua elektron pada kasus helium). Struktur gas mulia tersebut merupakan gagasan secara keseluruhan dalam suatu cara "yang diinginkan" untuk menjelaskan atom supaya dimengerti.

Kamu mungkin akan memperoleh kesan yang kuat bahwa ketika atom-atom bereaksi satu sama lain, atom-atom tersebut berusaha untuk mencapai struktur gas mulia.

Setelah dicapai struktur gas mulia melalui pen-transfer-an elektron dari satu atom ke atom yang lainnya seperti pada ikatan ionik, hal ini juga memungkinkan bagi atom untuk mencapai struktur yang stabil melalui pembagian (sharing) elektron untuk menghasilkan ikatan kovalen.

Beberapa molekul kovalen yang sangat sederhana

Klor

Sebagai contoh, dua atom klor dapat mencapai struktur stabil melalui pembagian (sharing) elektron tunggal yang tidak berpasangan yang mereka miliki seperti pada diagram.

Kenyataan bahwa satu atom klor digambarkan dengan elektron yang ditulis dengan tanda silang dan atom yang lainnya dengan tanda titik adalah bentuk penyederhanaan untuk menunjukkan dari mana saja semua elektron itu berasal. Pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya.

Dua atom klor dapat dikatakan bergabung malalui ikatan kovalen. Alasan bahwa kedua atom klor tetap bersatu adalah pasangan elektron yang sudah dibagikan (shared) ditarik menuju inti kedua atom klor.
.
Hidrogen

Atom hidrogen hanya mambutuhkan dua elektron pada level terluarnya untuk mencapai struktur gas mulia helium. Sekali lagi, ikatan kovalen mengikat dua atom secara bersamaan karena pasangan elektron ditarik menuju kedua inti.
Hidrogen klorida

Hidrogen memiliki struktur helium, dan klor memiliki struktur argon.

Ikatan kovalen

Kasus yang terjadi disini tidak berbeda dari tinjauan yang sederhana

Satu hal yang perlu diubah adalah terlalu tergantung pada konsep struktur gas mulia. Kebanyakan dari molekul sederhana yang kamu gambarkan pada faktanya seluruhnya memiliki atom dengan struktur gas mulia.

Sebagai contoh:

Setara dengan molekul yang lebih rumit seperti PCl₃, tidak terdapat masalah. Pada kasus ini, hanya elektron terluar saja yang ditunjukkan untuk tujuan penyederhanaan. Tiap atom pada struktur ini memiliki elektron pada lapisan yang lebih dalam 2,8. Sekali lagi, semuanya yang ada memiliki struktur gas mulia.

Kasus dimana tinjauan sederhana melepaskan permasalahan

Boron trifluorida, BF₃

Sebuah atom boron hanya memiliki 3 elektron pada tingkat terluarnya, dan kondisi ini tidak memungkinkan bagi boron untuk untuk mencapai struktur gas mulia melalui sharing elektron yang sederhana. Apakah ini suatu masalah? Tidak. Boron membentuk jumlah ikatan yang maksimum yang dapat dilakukannya pada keadaan ini, dan struktur ini merupakan struktur yang benar.

Sejumlah energi dilepaskan ketika terbentuknya ikatan kovalen. Karena energi menghilang dari sistem maka hal ini menjadikannya lebih stabil setelah terbentuknya seluruh ikatan kovalen. Hal ini diikuti, oleh karena itu, atom akan cenderung untuk membentuk ikatan kovalen sebanyak mungkin. Pada kasus boron dalam BF₃, tiga ikatan yang terbentuk merupakan suatu kemungkinan yang maksimum karena boron hanya memiliki 3 elektron untuk dibagikan ke yang lain.
Fosfor(V) klorida, PCl₅
Pada kasus fosfor lima ikatan kovalen adalah sesuatu hal yang memungkinkan – seperti pada PCl₅.

Fosfor membentuk dua senyawa klorida – PCl₃ and PCl₅. Ketika fosfor dibakar dalam klor keduanya dapat terbentuk – produk utama yang dihasilkan tergantung pada seberapa banyak klor yang digunakan. Kita sudah melihat struktur dari PCl₃.

Diagram PCl₅ (seperti diagram PCl₃ sebelumnnya) hanya menunjukkan elektron terluarnya saja.

Harus diperhatikan bahwa fosfor sekarang memiliki 5 pasang elektron pada tingkat terluarnya – tentu saja tidak memenuhi struktur gas mulia. Kamu dapat menggambarkan PCl₃ pada tingkatan GCSE dengan memuaskan, tetapi akan terlihat menghkawatirkan untuk menggambarkan PCl₅.

Kenapa kadang-kadang fosfor melepaskan diri dari struktur gas mulia dan membentuk lima ikatan? Supaya dapat menjawab pertanyaan tersebut kita perlu menjelajahi terlebih dahulu batas-batas A’level syllabuses. Hal ini jangan dijadikan penghalang! Hal ini tidak terlalu sulit, dan ini sangat berguna jika kamu mencoba untuk memahami ikatan pada beberapa senyawa organik yang penting.

Tinjauan yang lebih rumit mengenai ikatan kovalen

Ikatan pada metana, CH₄
Apakah ada yang salah dengan gambar titik-silang ikatan pada metana?

Kita memulainya dengan metana karena metana merupakan kasus yang paling sederhana yang menggambarkan ringkasan dari proses yang rumit. Kamu akan mengingat bahwa gambar titik-silang metana akan tampak seperti berikut.

Terdapat ketidakcocokan yang cukup serius antara struktur diatas dan struktur modern dari karbon,, 1s²2s²2p_x¹2p_y¹. Struktur modern menunjukkan bahwa terdapat 2 elektron tidak berpasangan untuk dibagikan (share) kepada hidrogen, sebagai pengganti 4 elektron yang dibutuhkan.
Kamu dapat melihat hal berikutnya dengan lebih mudah yaitu dengan menggunakan notasi elektron dalam kotak. Hanya tingkat-2 saja yang ditunjukkan. Elektron 1s² terletak terlalu kedalam atom untuk dilibatkan dalam ikatan. Hanya elektron 2p yang secara langsung dapat digunakan untuk sharing elektron. Kemudian kenapa metana bukan CH₂?
Promosi elektron
Ketika ikatan terbentuk, energi dilepaskan dan sistem menjadi lebih stabil. Jika karbon lebih membentuk 4 ikatan dibanding 2 ikatan, dua kali lipat energi dilepaskan dan karena itu molekul yang dihasilkan menjadi lebih stabil.

Hanya terdapat perbedaan energi yang kecil antara orbital 2p dan 2s, dan karena itu menjadikan karbon untuk menyediakan sejumlah kecil energi untuk mempromosikan elektron dari 2s ke 2p yang kosong untuk memberikan 4 elektron tidak berpasangan. Kelebihan energi dilepaskan ketika pembentukan ikatan lebh dari sekedar untuk menggantikan energi yang masuk.
Sekarang kita memiliki 4 elektron tak berpasangan yang siap untuk berikatan, muncul masalah yang lain. Pada metana semua ikatan karbon-hidrogen adalah identik, akan tetapi elektron yang kita miliki berada pada dua orbital yang berbeda. Kamu tidak akan memperoleh empat ikatan yang identik kecuali kamu memulainya dari empat orbital yang identik.
Hibridisasi
Elektron tersusun kembali dengan sendirinya dalam proses yang disebut dengan hibridisasi. Proses hibridisasi mereorganisasi elektron menjadi empat orbital hibrida yang identik yang disebut dengan orbital hibrida sp³ (karena orbital hibrida tersebut berasal dari satu orbital s dan tiga orbital p). Kamu harus membaca "sp3" dengan "s p tiga" – bukan "s p kubik".
Orbital hibrida sp³ terlihat sedikit seperti setengah bagian orbital p, dan orbital-orbiatal tersebut tersusun kembali dengan sendirinya dalam jarak tertentu karena itu terpisah sejauh mungkin. Kamu dapat menggambarkan inti pada pusat tetrahedron (piramida dasar segitiga) dengan orbital-orbital yang mengarah ke sudut. Supaya lebih jelas, inti digambarkan dengan ukuran yang jauh lebih besar dari ukuran sebenarnya.
Apa yang terjadi ketika ikatan terbentuk?
Harus diingat bahwa elektron yang dimiliki oleh hidrogen terletak pada orbital 1s ? jarak daerah simetris berbentuk bola di sekeliling inti dimana terdapat kemungkinan (katakanlah 95%) untuk menemukan elektron. Ketika ikatan kovalen terbentuk, orbital atomik (orbital pada tiap atom) bergabung untuk menghasilkan orbital molekul yang baru yang mengandung pasangan elektron yang menimbulkan ikatan.

Empat orbital molekul terbentuk, terlihat seperti hibrida sp³, tetapi dengan inti hidrogen melekat pada tiap cuping. Tiap orbital mengikat 2 elektron yang telah kita gambarkan sebelumnya dengan tanda titik dan silang.

Prinsipnya meliputi – promosi elektron jika dibutuhkan, kemudian hibridisasi, diikuti dengan pembentukan orbital molekul – dapat diaplikasikan pada tiap molekul yang berikatan kovalen.
Ikatan pada fosfor klorida, PCl₃ dan PCl₅

Apakah ada yang salah dengan tinjauan sederhana mengenai PCl₃?

Diagram berikut hanya menunjukkan elektron (ikatan) terluar saja

Tidak ada yang salah dalam hal ini! (meskipun tidak ada catatan untuk bentuk molekul sebagaimana mestinya). Jika kamu meninjau hal ini dengan tinjauan yang lebih modern, alasannya akan seperti ini:

Fosfor memiliki struktur elektronik 1s²2s²2p⁶3s²3p_x¹3p_y¹3p_z¹. Jika kita hanya memperhatikan elektron terluar seperti “elektron dalam kotak” maka:

Terdapat tiga elektron tak berpasangan yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan dengan tiga atom klor. Keempat orbital tingkat-3 mengalami hibridisasi untuk menghasilkan empat hibrida sp³ yang sebanding seperti pada karbon – kecuali salah satu diantara orbital hibrida tersebut mengandung pasangan elektron mandiri.

Masing-masing dari ketiga atom klor tersebut kemudian membentuk ikatan kovalen dengan menggabungkan orbital atomik yang mengandung elektron tak berpasangan dengan salah satu elektron yang tak berpasangan yang dimiliki fosfor untuk membentuk 3 orbital molekul.
Kamu mungkin heran apakah semuanya ini cukup menyulitkan! Sebenarnya tidak! Kesulitan ini hanya dengan PCl₅ saja.

Apakah ada yang salah dengan tinjauan sederhana tentang PCl₅?

Kamu akan mengingat bahwa gambar titik-silang PCl₅ terlihat aneh karena fosfor tidak berakhir pada kondisi yang sama dengan struktur gas mulia. Diagram berikut juga hanya menunjukkan elektron terluar saja.

Pada kasus ini, tinjauan yang lebih modern membuat sesuatu kelihatan lebih baik dengan menghilangkan segala sesuatu yang menimbulkan kekhawatiran tentang struktur gas mulia.
Jika fosfor membentuk PCl₅ maka yang pertama dilakuakan adalah menurunkan 5 elektron tak berpasangan. Hal ini berlangsung melalui promosi salah satu elektron pada orbital 3s ke orbital yang memiliki energi lebih tinggi berikutnya.
Orbital yang memiliki energi lebih tinggi yang mana? Salah satu orbital 3d. Kamu mungkin mengira hal tersebut menggunakan orbital 4s karena orbital ini yang pertama diisi sebelum 3d ketika atom disusun dari awal. Tidak begitu! Berbeda ketika kamu menyusun atom pada tempat pertama, orbital 3d selalu dihitung sebagai orbital yang memiliki energi lebih rendah.

Hal ini membiarkan fosfor dengan susunan elektron:

Sekarang elektron tingkat-3 disusun ulang (terhibridisasi) dengan sendirinya untuk memberikan orbital hibrida, semuanya memiliki energi yang setara. Orbital-orbital tersebut disebut dengan hibrida sp³d karena menunjukkan asal mula orbital hibrida tersebut.

Elektron di tiap orbital tersebut kemudian berbagi (share) ruang dengan elektron dari lima atom klor untuk membuat lima orbital molekul yang baru – dan karena itu terbentuk lima ikatan kovalen.

Kenapa fosfor membentuk kelebihan dua ikatan? Ini berawal dari penggunaan sejumlah energi untuk mempromosikan elektron, yang mana lebih disukai daripada mengantinya kembali ketika terjadi pembentukan ikatan yang baru. Secara sederhana, hal ini menguntungkan secara energetik bagi fosfor untuk membentuk kelebihan ikatan.

Keuntungan dari pendapat seperti ini terletak pada suatu jalur yang mengabaikan pertanyaan secara menyeluruh apakah kamu dapat memperoleh struktur gas mulia, dan karena itu kamu tidak perlu khawatir tentang hal ini.

Senyawa non-eksis – NCl₅

Nitrogen berada pada golongan yang sama dengan fosfor pada tabel periodik, dan kamu mungkin mengira bahwa nitrogen membentuk senyawa yang sama. Pada faktanya, tidak terbentuk! Sebagai contoh, keberadaan senyawa NCl₃ itu ada, tetapi tidak dengan NCl₅.

Nitrogen memiliki struktur elektronik 1s²2s²2p_x¹2p_y¹2p_z¹. Alasan kenapa NCl₅ tidak eksis adalah nitrogen membentuk lima ikatan, nitrogen dapat mempromosikan salah satu elektron 2s. Masalahnya adalah tidak terdapat orbital 2d untuk mempromosikan elektron ke dalamnya – dan perbedaan energi ke tingkat berikutnya (orbital 3s) terlalu besar.

Pada kasus ini, kemudian, energi dilepaskan ketika kelebihan ikatan yang terbentuk tidak cukup untuk menggantikan energi yang diperlukan untuk mempromosikan elektron – dan karena itu promosi elektron tidak terjadi.
Atom akan membentuk banyak ikatan sebanyak yang mungkin dan ini menguntungkan secara energetik.

Read More

Ikatan Koordinasi (Kovalen Dativ)

Kata Kunci: ikatan koordinasi, ikatan kovalen

Ditulis oleh Ramadhan wahyu

Halaman ini menjelaskan apa yang dimaksud dengan ikatan koordinasi (juga disebut dengan kovalen dativ). Kamu membutuhkan pemahaman yang baik tentang ikatan kovalen sederhana sebelum kamu memulainya
Ikatan Koordinasi (kovalen dativ)

Ikatan kovalen terbentuk melalui dua atom yang saling membagikan (sharing) pasangan elektron. Atom berikatan satu sama lain karena pasangan elektron ditarik oleh kedua inti atom.

Pada pembentukan ikatan kovalen yang sederhana, tiap atom mensuplai satu elektron pada ikatan – tetapi hal itu tidak terjadi pada kasus disini. Ikatan koordiansi (biasa juga disebut dengan ikatan kovalen dativ) adalah ikatan kovalen (penggunaan bersama pasangan elektron) yang mana kedua elektron berasal dari satu atom.

Untuk memudahkan halaman ini, kita akan menggunakan istilah ikatan koordinasi ? tetapi jika kamu lebih menyukai untuk mengebutnya dengan ikatan kovalen dativ, itu bukanlah suatu masalah!

Reaksi antara amonia dan hidrogen klorida

Jika kedua gas tak berwarna tersebut dicampurkan, maka akan terbentuk padatan berwarna putih seperti asap amonium klorida.
Ion amonium, NH₄⁺, terbentuk melalui transfer ion hidrogen dari hidrogen klorida ke pasangan elektron mandiri pada molekul amonia.

Ketika ion amonium, NH₄⁺, terbentuk, empat hidrogen ditarik melalui ikatan kovalen dativ, karena hanya inti hidrogen yang ditransferkan dari klor ke nitrogen. Elektron kepunyaan hidrogen tertinggal pada klor untuk membentuk ion klorida negatif.

Sekali saja ion amonium terbentuk hal ini menjadikannya tidak mungkin untuk membedakan antara kovalen dativ dengan ikatan kovalen biasa. Meskipun elektron ditunjukkan secara berlainan pada diagram, pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya.

Penggambaran ikatan koordinasi

Pada diagram yang sederhana, ikatan koordinasi ditunjukkan oleh tanda panah. Arah panah berasal dari atom yang mendonasikan pasangan elektron mandiri menuju atom yang menerimanya.

Proses pelarutan hidrogen klorida di air untuk membuat asam hidroklorida

Terjadi sesuatu hal yang mirip. Ion hidrogen (H⁺) ditransferkan dari klor ke salah satu pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.

Ion H₃O⁺ sering kali disebut dengan ion hidroksonium, ion hidronium atau ion oksonium.

Pada pelajaran pengantar kimia, meskipun kamu berbicara tentang ion hidrogen (sebagai contoh pada asam), kamu sesungguhnaya membicarakan mengenai ion hidroksonium. Ion hidrogen secara sederhana adalah sebuah proton, dan terlalu reaktif untuk eksis dalam bentuk yang sebenarnya pada tabung reaksi.

Jika kamu menuliskan ion hidrogen dengan H⁺_(aq), "(aq)" menunjukkan molekul air yang mana ion hidrogen tertarik pada molekul air tersebut. Ketika ion hidrogen bereaksi dengan sesuatu (alkali, misalnya), secara sederhana ion hidrogen menjadi terlepas dari molekul air lagi.

Catatan bahwa sekali saja ikatan koordinasi terbentuk, semua atom hidrogen yang menempel pada oksigen semuanya sepadan. Ketika ion hidrogen diuraikan kembali, ion hidrogen dapat menjadi yang tiga.

Reaksi antara amonia dan boron trifluorida, BF₃

Jika sebelumnya kamu membaca halaman sebelumnya mengenai ikatan kovalen, kamu dapat mengingat bahwa boron trifluorida merupakan suatu senyawa yang tidak memiliki struktur gas mulia di sekeliling atom boronnya. Boron hanya mempunyai 3 pasangan elektron pada tingkat ikatannya, sedangkan boron sendiri memiliki ruangan untuk ditempati 4 pasang elektron. BF₃ digambarkan sebagai molekul yang kekurangan elektron.

Pasangan elektron mandiri pada nitrogen dari molekul amonia dapat digunakan untuk menanggulangi kekurangan ini, dan senyawa yang terbentuk melibatkan ikatan koordinasi.

Penggunaan garis untuk menunjukkan ikatan, hal ini dapat digambarkan dengan lebih sederhana sebagai:

Diagram yang kedua menunjukkan cara lain yang dapat kamu gunakan untuk menggambarkan ikatan koordinasi. Ujung nitrogen pada ikatan menjadi positif karena pasangan elektron bergerak menjauh dari nitrogen menuju ke arah boron ? yang karena itu menjadi negatif. Kita tidak akan menggunakan metode ini lagi ? metode ini lebih membingungkan dibandingkan dengan metode yang hanya menggunakan tanda panah.
Struktur alumunium klorida
Alumunium klorida menyublim (berubah dari keadaan padat menjadi gas) pada suhu sekitar 180°C. Jika senyawa ini mengandung ion maka senyawa ini akan memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena dayatarik yang kuat antara ion positif dengan ion negatif. Akibat hal ini ketika alumunium klorida menyublim pada temperatur yang relatif rendah, maka harus kovalen. Diagram titik-silang menunjukkan elektron terluar saja.
AlCl₃, seperti BF₃, merupakan molekul yang kekurangan elektron. Keduanya mirip, karena alumunium dan boron terletak pada golongan yang sama pada tabel periodik, sama halnya juga dengan fluor dan klor.

Pengukuran massa atom relatif rumus alumunium klorida menunjukkan bahwa rumus alumunium klorida dalam bentuk uap pada temperatur sublimasi bukan AlCl₃, melainkan Al₂Cl₆. Alumuniun klorida eksis sebagai dimer (dua molekul bergabung menjadi satu). Ikatan antara dua molekul ini merupakan ikatan koordinasi, penggunaan pasangan elektron mandiri pada atom klor. Tiap-tiap atom klor memiliki tiga pasangan elektron mandiri, akan tetapi hanya dua yang penting saja yang ditunjukkan pada diagram.

Energi dilepaskan ketika dua ikatan koordinasi terbentuk, dan karena itu dimer lebih stabil dibandingkan dua molekul AlCl₃ yang terpisah.
Ikatan pada ion logan yang terhidrasi

Molekul air ditarik dengan kuat ke arah ion dalam larutan – molekul air berkelompok di sekeliling ion positif atau ion negatif. Pada banyak kasus, dayatarik yang terjadi sangat besar yang mana terjadi pembentukan ikatan formal, dan ini hampir selalu benar pada semua ion logam positif. Ion dengan molekul air yang tertarik dinyatakan sebagai ion terhidrasi.
Meskipun alumunium klorida kovalen, ketika alumunium klorida dilarutkan dalam air, dapat terbentuk ion. Ikatan enam molekul air pada alumunium menghasilkan sebuah ion dengan rumus kimia Al(H₂O)₆³⁺. Ion ini disebut ion heksaaquoalumunium – yang diterjemahkan sebagai enam ("hexa") molekul air (“aquo”) yang membungkus ion aluminium.
Ikatan yang terjadi disini (dan juga ion yang sejenis yang terbentuk dari sebagian besar logam yang lain) adalah koordinasi (kovalen dativ) dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada molekul air.

Aluminium adalah 1s²2s²2p⁶3s²3p_x¹. Ketika terbentuk ion Al³⁺ alumunium kehilangan elektron pada tingkat ketiga menghasilkan 1s²2s²2p⁶.
Hal tersebut berarti bahwa semua orbital tingkat-3 sekarang menjadi kosong. Alumunium mereorganisasi (hibridisasi) enam orbital (3s, tiga 3p, dan dua 3d) untuk menghasilkan enam orbital baru yang semuanya memiliki energi yang sama. Keenam orbital hibrida tersebut menerima pasangan elektron mandiri dari enam molekul air.

Kamu mungkin heran kenapa alumunium memilih untuk menggunakan enam orbital dibandingkan empat atau delapan atau berapapun. Enam merupakan angka maksimal bagi molekul air yang memungkinkan untuk tepat mengelilingi ion alumunium (dan juga kebanyakan ion logan). Dengan membentuk jumlah ikatan maksimal, kondisi ini melepaskan paling banyak energi dan karena itu menjadikan paling stabil secara energetik. .

Hanya satu pasangan elektron mandiri yang ditunjukkan pada tiap molekul. Pasangan elektron mandiri yang lain terletak menjauh dari alumunium dan karena itu tidak terlibat dalam ikatan. Ion yang dihasilkan terlihat seperti ini:

Karena pergerakan elektron mengarah ke tengah ion, muatan 3+ tidak lagi berlokasi sepenuhnya pada alumunium, tetapi sekarang melebar meliputi keseluruhan ion.
Dua molekul lebih
Karbon monoksida, CO
Karbon monoksida dapat diperhatikan sebagai molekul yang memiliki dua ikatan kovalen biasa antara karbon dan oksigen ditambah ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.

Asam nitrat, HNO₃
Pada kasus ini, satu atom oksigen dapat tertarik pada nitrogen melalui ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom nitrogen.

Pada faktanya struktur seperti ini menyesatkan karena memberikan kesan bahwa dua atom oksigen pada bagian sebelah kanan diagram bergabung ke atom nitrogen dengan cara yang berbeda. Kedua ikatan merupakan ikatan yang identik pada panjang dan kekuatannya, dan karena itu penata-ulangan elektron harus identik. Tidak ada cara untuk menunjukan hal ini dengan mengunakan gambar titik-silang. Ikatan mengalami delokalisasi.

Read More

Elektronegatifitas

Kata Kunci: elektronegatifitas, ikatan kovalen, ikatan polar, pasangan elektron, skala pauling

Ditulis oleh Ramadhan wahyu

Apakah elektronegatifitas itu?

Definisi

Elektronegatifitas adalah suatu ukuran kecenderungan atom untuk menarik pasangan elektron ikatan.

Skala pauling merupakan skala yang paling umum digunakan. Fluor (unsur yang paling elektronegatif) diberikan skala Pauling dengan harga 4.0, dan harganya menurun sampai cesium dan fransium yang setidaknya hanya memiliki elektronegatifitas pada skala 0.7.

Apa yang terjadi jika dua atom yang memiliki elektronegatifitas setara saling berikatan?

Meninjau ikatan antara dua atom, A dan B. Tiap atom dapat membentuk ikatan satu sama lain seperti yang ditunjukkan berikut – tetapi ikatan ini tidak relevan dengan alasannya.

Jika atom-atom memiliki elektronegatifitas yang setara, keduanya memiliki kecenderungan yang sama untuk menarik pasangan elektron ikatan, dan karena itu akan ditemukan setengah rata-rata antara kedua atom. Untuk memperoleh jenis ikatan seperti ini, A dan B harus selalu merupakan atom yang sama. Kamu akan menemukan ikatan seperti ini, sebagai contoh, pada molekul H₂ atau Cl₂ .
Ikatan seperti ini dapat dikatakan sebagai ikatan kovalen "murni" – dimana elektron dibagikan secara rata antara dua atom.

Apa yang terjadi jika B sedikit lebih elektronegatif dibandingkan dengan A?

B akan lebih menarik pasangan elektron daripada yang dilakukan oleh A.

Hal ini berarti bahwa ujung ikatan B lebih memberikan kerapatan elektron dibandingkan dengan A dan karena itu menjadikannya sedikit negatif. Pada waktu yang bersamaan, ujung A (lebih pendek elektron) menjadi sedikit positif. Pada diagram, "" (dibaca "delta") berarti "sedikit" – dimana + berarti "sedikit positif".
.
Pendefinisian ikatan polar

Berikut ini digambarkan ikatan polar. Ikatan polar merupakan ikatan kovalen yang mana terdapat pemisahan muatan antara ujung yang satu dengan ujung yang lain – dengan kata lain salah satu ujung sedikit positif dan ujung yang lainnya sedikit negatif. Contohnya termasuk kebanyakan ikatan kovalen. Ikatan hidrogen-klor pada HCl atau ikatan hidrogen-oksigen pada air adalah ikatan yang khas.

Apa yang terjadi jika B lebih elektronegatif dibandingkan dengan A?

Pada kasus ini, pasangan elektron digeser ke sebelah kanan sampai ujung ikatan B. Praktis, A kehilangan kontrol atas elektron, dan B mengontrol sepenuhnya kedua atom. Terjadilah pembentukan ion.

“Spektrum” ikatan

Implikasi dari semua ini adalah tidak adanya batasan yang jelas antara ikatan kovalen dan ikatan ionik. Pada ikatan kovalen murni, elektron diikat pada setengah rata-rata diantara kedua atom. Pada ikatan polar, elektron sedikit bergeser ke salah satu ujung ikatan.

Seberapa jauh pergeseran terjadi sebelum ikatan dinyatakan sebagai ikatan ionik? Tidak ada jawaban yang nyata dengan pertanyaan tersebut. Biasanya kamu berfikir natrium klorida sebagai padatan ionik yang khas, akan tetapi disini natrium tidak sepenuhnya kehilangan kontrol elektronnya. Karena sifat natrium klorida, bagaimanapun, kita cenderung menghitungnya dengan ionik murni.
Litium iodida, di lain pihak, akan digambarkan sebagai "ionik dengan beberapa karakter kovalen". Pada kasus ini, pasangan elektron tidak bergerak masuk secara keseluruhan ke ujung ikatan iodium. Litium iodida, sebagai contoh, larut dalam pelarut organik seperti etanol – secara normalnya tidak satupun sesuatu yang bersifat ionik akan seperti ini.

Ringkasan

• Tidak adanya perbedaan elektronegatifitas antara dua atom berperan penting pada ikatan kovalen non-polar murni.
• Perbedaan elektronegatifitas yang kecil berperan penting pada ikatan kovalen polar.
• Perbedaan elektronegatifitas yang besar berperan penting pada ikatan ionik

Ikatan polar dan molekul polar

Pada molekul yang sederhana seperti HCl, jika ikatan yang terjadi adalah polar, maka secara keseluruhan molekul juga barsifat polar. Bagaimana dengan molekul yang lebih rumit?

Pada CCl₄, tiap ikatan adalah polar.

Molekul secara keseluruhan, bagaimanapun, tidak polar – dalam arti bahwa molekul tersebut tidak memiliki ujung (atau sisi) yang sedikit negatif dan salah satu yang lain sedikit positif. Secara keseluruhan molekul bersifat negatif, tetapi tidak terdapat pembagian muatan dari bagian atas ke bawah, atau dari kanan ke kiri.

Sebaliknya, CHCl₃ adalah polar.

Hidrogen pada bagian atas molekul kurang elektronegatif dibandingkan karbon dan karena itu hidrogen sedikit positif. Hal ini berarti bahwa sekarang molekul sedikit positif “pada bagian atas” dan sedikit negatif “pada bagian bawah”, dan secara keseluruhan molekul bersifat polar.

Molekul polar akan “berat sebelah”
Pola susunan elektronegatifitas pada Tabel Periodik

Unsur yang paling elektronegatif adalah fluor. Jika kamu mengingat fakta tersebut, semuanya menjadi mudah, karena elektronegatifitas selalu naik kearah fluor pada tabel periodik.

Kecenderungan elektronegatifitas sepanjang perioda

Jika kamu membentangkan suatu perioda maka elektronegatifitas akan meningkat. Grafik menunjukkan harga elektronegatifitas dari natrium sampai klor – kamu dapat mengabaikan argon. Argon tidak memiliki elektronegatifitas, karena argon tidak membentuk ikatan.

Kecenderungan harga elektronegatifitas seiring dengan menurunnya posisi unsur pada sebuah golongan

Seiring dengan turunnya posisi dalam sebuah grup, elektronegatifitas menurun. (jika elektronegatifitas meningkat ke arah fluor, elektronegatifitas harus menurun seiring dengan turunnya posisi). Grafik menunjukkan pola susunan elektronegatifitas pada golongan 1 dan 7.

Penjelasan pola susunan elektronegatifitas
Daya tarik yang dirasakan oleh pasangan elektron ikatan untuk inti yang khusus tergantung pada

• Jumlah proton pada inti;
• Jarak dari inti;
• Banyaknya rintangan oleh olektron yang lebih dalam

Mengapa elektronegatifitas meningkat sepanjang perioda?

Dengan menganggap natrium pada permulaan perioda 3 dan klor pada bagian akhirnya (mengabaikan gas mulia, argon). Pikirkan jika natrium klorida berikatan secara kovalen.

Natrium dan klor memiliki elektron ikatan pada tingkat-3. Pasangan elektron dirintangi dari kedua inti oleh elektron-elektron 1s, 2s dan 2p, tetapi inti klor memiliki 6 proton lebih. Hal ini tidak mengherankan pasangan elektron digeser sejauh mungkin ke arah klor yang membentuk ion.

Elektronegatifitas meningkat sepanjang perioda karena jumlah muatan pada inti juga meningkat. Hal itu menarik pasangan elektron ikatan dengan lebih kuat.

Mengapa elektronegatifitas menurun sejalan dengan menurunnya pososi unsur pada sebuah golongan?

Pikirkanlah mengenai hidrogen fluorida dan hidrogen klorida

Pasangan ikatan terlindungi dari inti fluor hanya oleh elektron 1s². Pada kasus klor pasangan ikatan terlindungi oleh semua elektron 1s²2s²2p⁶ .
Pada tiap kasus terdapat tarikan dari pusat fluor atau +7 klor. Akan tetapi fluor memiliki pasangan ikatan pada tingkat-2 dibandingkan tingkat-3 seperti pada klor. Jika lebih dekat ke inti, dayatarik semakin besar.

Seiring dengan menurunnya posisi pada suatu golongan, elektronegatifitas menurun karena pasangan elektron ikatan menjauh dari jangkauan dayatarik inti.

Kemampuan polarisasi ion positif

Apakah yang kami maksud “kemampuan polarisasi (polarising ability)”?

Dalam diskusi sejauh ini, kita berfikiran ion dibangun dari perubahan bentuk dari ikatan kovalen. Kamu juga akan berfikir seperti itu pada hal yang lain.

Padatan adalah kovalen. Malahan dibayangkan bahwa Alumunium klorida adalah ionik. Karena alumunium klorida mengandung ion Al³⁺ dan Cl^-.
Ion alumunium berukuran sangat kecil dan dibungkus oleh tiga muatan positif – karena itu “densitas muatan” sangat tinggi. Dengan mempertimbangkan efek pada setiap elektron terdekat.

Pada kasus alumunium klorida, pasangan elektron digeser ke arah alumunium sedemikian rupa sehingga ikatan menjadi kovalen.

Faktor-faktor yang mempengaruhi kemampuan polarisasi

Ion positif dapat memiliki pengaruh untuk mempolarisasi (distorsi – perubahan bentuk – secara elektrik) ion negatif terdekat. Kemampuan polarisasi tergantung pada densitas muatan pada ion positif.

Kemampuan polarisasi meningkat sejalan dengan ion positif yang mengecil dan jumlah muatan yang membesar.

Selama ion negatif membesar, ion negatif tersebut menjadi lebih mudah untuk dipolarisasi. Sebagai contoh, pada ion iodida, I^-, elektron terluar terletak pada tingkat-5 – relatif renggang dari inti.

Ion positif akan lebih efektif dalam menarik pasangan elektron dari ion iodida dibandingkan dengan ion yang sama, katakanlah, ion fluorida yang mana lebih dekat ke inti.

Alumunium iodida adalah kovalen karena pasangan elektron lebih mudah untuk dipaksa pergi dari ion iodida. Dilain pihak, alumunium fluorida adalah ionik karena ion alumunium tidak bisa mempolarisasi ion fluorida yang berukuran kecil dengan cukup untuk membentuk ikatan kovalen

Read More

Ikatan Logam

Kata Kunci: delokalisasi, logam, magnesium, natrium, orbital, titik didih, titik leleh, unsur transisi

Ditulis oleh Ramadhan Wahyu 

Halaman ini memperkenalkan ikatan yang terjadi pada logam. Halaman ini menjelaskan bagaimana munculnya ikatan logam dan kenapa ikatan tersebut kekuatannya bervariasi dari logam yang satu dengan logam yang lain.
Apakah ikatan logam itu?

Ikatan logam pada natrium

Logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi sehingga memberikan kesan kuatnya ikatan yang terjadi antara atom-atomnya. Secara rata-rata logam seperti natrium (titik leleh 97.8°C) meleleh pada suhu yang sangat jauh lebih tinggi dibanding unsur (neon) yang mendahuluinya pada tabel periodik.
SNatrium memiliki struktur elektronik 1s²2s²2p⁶3s¹. Ketika atom-atom natrium datang secara bersamaan, elektron pada orbital atom 2s dari satu atom natrium membagi ruang dengan elektron yang bersesuaian pada atom tetangganya untuk membentuk sebuah orbital molekul ? kebanyakan sama atau serupa dengan cara pembentukan ikatan kovalen.
Perbedaannya, bagaimanapun, 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, yang kesemuanya disentuh oleh delapan atom natrium, terus dan terus sampai kamu memperoleh 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. Terdapat jumlah orbital molekul yang sangat banyak, tentunya, karena tiap orbital hanya dapat menarik dua elektron.
Elektron dapat bergerak dengan leluasa diantara orbital-orbital molekul tersebut, dan karena itu tiap elektron manjdi terlepas dari atom induknya. Elektron tersebut disebut terdelokalisasi. Logam terikat bersamaan melalui kekuatan dayatarik yang kuat antara inti positif dengan elektron yang terdelokalisasi.

Hal ini kadang-kandang dilukisakan sebagai "susunan inti positif di lautan elektron".
Jika kamu menggunakan tinjauan ini, hati-hati! Apakah logam merupakan atom atau ion? Jawabannya adalah logam merupakan atom.
Setiap pusat positif pada diagram menggambarkan sisa atom yang terlepas dari elektron terluar, tetapi elektron tersebut tidak menghilang – ini mungkin tidak termasuk tambahan pada atom yang istimewa, tetapi pusat positif tetap berada dalam struktur. Karena itu logam natrium ditulis dengan Na – bukan Na⁺.
Ikatan logam pada magnesium

Jika kamu menyusun argumentasi yang sama dengan magnesium, kamu akhirnya akan memperoleh ikatan yang lebih kuat dan tentunya titik leleh yang lebih tinggi.
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 (jika kamu menggunakan tinjauan ikatan logam) dan tentunya akan terjadi dayatarik yang lebih banyak antara "ion" dan "lautan".
Lebih realistis, tiap atom magnesium memiliki satu proton lebih banyak pada intinya dibandingkan yang dimiliki oleh natrium, dan karena itu tidak hanya akan terdapat jumlah elektron yang terdelokalisasi tetapi juga akan terjadi lebih banyak dayatarik yang terjadi diantara mereka.
Atom-atom magnesium memiliki jari-jari yang sedikit lebih kecil dibandingkan atom-atom natrium dan karena itu elektron yang terdelokalisasi lebih dekat ke inti. Tiap atom magnesium juga memiliki 12 atom terdekat dibandingkan delapan yang dimiliki natrium. Faktor-faktor inilah yang meningkatkan kekuatan ikatan secara lebih lanjut.
Ikatan logam pada unsur-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 kamu libatkan, kecenderungan dayatarik yang lebih kuat akan kamu peroleh.
Ikatan logam pada leburan logam

Pada leburan logam, ikatan logam tetap ada, meskipun susunan strukturnya telah rusak. Ikatan logam tidak sepernuhnya putus sampai logam mendidih. Hal ini berarti bahwa titik didih merupakan penunjuk kekuatan ikatan logam dibandingkan dengan titik leleh. Pada saat meleleh, ikatan menjadi longgar tetapi tidak putus

Read More