ikitan kimia

ATOM DAN IKATAN KIMIA

I.                   ATOM

Model Atom John Dalton

Hukum kekekalan massa yang disampaikan oleh Lavoisier dan hukum perbandingan tetap yang dijelaskan oleh Proust mendasari John Dalton untuk mengemukakan teori dan model atomnya pada tahun 1803. John Dalton menjelaskan bahwa atom merupakan partikel terkecil unsur yang tidak dapat dibagi lagi, kekal dan tidak dapat dimusnahkan demikian juga tidak dapat diciptakan. Atom-atom dari unsur yang sama mempunyai bentuk yang sama dan tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain.

Model atom John Dalton

1.      Model Atom Joseph John Thompson

Joseph John Thompson merupakan penemu elektron. Thompson mencoba menjelaskan keberadaan elektron menggunakan teori dan model atomnya. Menurut Thompson, elektron tersebar secara merata di dalam atom yang dianggap sebagai suatu bola yang bermuatan positif. Model atom yang dikemukakan oleh Thompson sering disebut sebagai model roti kismis dengan roti sebagai atom yang bermuatan positif dan kismis sebagai elektron yang tersebar merata di seluruh bagian roti. Atom secara keseluruhan bersifat netral.

Model atom Joseph John Thompson

2.      Model Atom Ernest Rutherford

Penelitian penembakan sinar alfa pada plat tipis emas membuat Rutherford dapat mengusulkan teori dan model atom untuk memperbaiki teori dan model atom Thompson. Menurut Rutherford, atom mempunyai inti yang bermuatan positif dan merupakan pusat massa atom dan elektron-elektron mengelilinginya.

Rutherford berhasil menemukan bahwa inti atom bermuatan positif dan elektron berada diluar inti atom. Akan tetapi teori dan model atom yang dikemukakan oleh Rutherford juga masih mempunyai kelemahan yaitu teori ini tidak dapat menjelaskan fenomena kenapa elektron tidak dapat jatuh ke inti atom. Padahal menurut fisika klasik, partikel termasuk elektron yang mengorbit pada lintasannya akan melepas energi dalam bentuk radiasi sehingga elektron akan mengorbit secara spiral dan akhirnya jatuh ke iti atom.

Model Atom Ernest Rutherford

3.      Model Atom Niels Bohr

Niels Bohr selanjutnya menyempurnakan model atom yang dikemukakan oeh Rutherford. Penjelasan Bohr didasarkan pada penelitiannya tentang spektrum garis atom hidrogen. Beberapa hal yang dijelaskan oleh Bohr adalah

• Elektron mengorbit pada tingkat energi tertentu yang disebut kulit
• Tiap elektron mempunyai energi tertentu yang cocok dengan tingkat energi kulit
• Dalam keadaan stasioner, elektron tidak melepas dan menyerap energi
• Elektron dapat berpindah posisi dari tingkat energi tinggi menuju tingkat energi rendah dan sebaliknya dengan menyerap dan melepas energi

Model Atom Niels Bohr

4.      Model Atom Mekanika Gelombang

Perkembangan model atom terbaru dikemukakan oleh model atom berdasarkan mekanika kuantum. Penjelasan ini berdasarkan tiga teori yaitu

• Teori dualisme gelombang partikel elektron yang dikemukakan oleh de Broglie pada tahun 1924
• Azas ketidakpastian yang dikemukakan oeh Heisenberg pada tahun 1927
• Teori persamaan gelombang oleh Erwin Schrodinger pada tahun 1926

Menurut model atom ini, elektron tidak mengorbit pada lintasan tertentu sehingga lintasan yang dikemukakan oleh Bohr bukan suatu kebenaran. Model atom ini menjelaskan bahwa elektron-elektron berada dalam orbita-orbital dengan tingkat energi tertentu. Orbital merupakan daerah dengan kemungkinan terbesar untuk menemukan elektron disekitar inti atom.

Model Atom Mekanika Quantum

Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/perkembangan-model-atom/

II.                IKATAN KIMIA

·         Ikatan Ion

Ikatan ion adalah ikatan yang terbentuk akibat gaya tarik listrik (gaya Coulomb) antara ion yang berbeda. Ikatan ion juga dikenal sebagai ikatan elektrovalen.

Pembentukan Ikatan Ion

Telah diketahui sebelumnya bahwa ikatan antara natrium dan klorin dalam narium klorida terjadi karena adanya serah terima elektron. Natrium merupakan logam dengan reaktivitas tinggi karena mudah melepas elektron dengan energi ionisasi rendah sedangkan klorin merupakan nonlogam dengan afinitas atau daya penagkapan elektron yang tinggi. Apabila terjadi reaksi antara natrium dan klorin maka atom klorin akan menarik satu elektron natrium. Akibatnya natrium menjadi ion positif dan klorin menjadi ion negatif. Adanya ion positif dan negatif memungkinkan terjadinya gaya tarik antara atom sehingga terbentuk natrium klorida. Pembentukan natrium klorida dapat digambarkan menggunakan penulisan Lewis sebagai berikut:

Pembentukan NaCl

Pembentukan NaCl dengan lambang Lewis

Ikatan  ion  hanya  dapat  tebentuk  apabila  unsur-unsur  yang  bereaksi mempunyai perbedaan daya tarik electron (keeelektronegatifan)  cukup  besar.  Perbedaan  keelektronegati-fan yang  besar  ini  memungkinkan  terjadinya  serah-terima  elektron. Senyawa  biner  logam  alkali  dengan  golongan  halogen  semuanya bersifat ionik. Senyawa logam alkali tanah juga bersifat ionik, kecuali untuk beberapa senyawa yang terbentuk dari berilium.

Susunan Senyawa Ion

Aturan oktet menjelaskan bahwa dalam pembentukan natrium  klorida,  natrium  akan  melepas satu  elektron  sedangkan  klorin akan menangkap satu elektron. Sehingga terlihat bahwa satu atom klorin membutuhkan  satu  atom  natrium.  Dalam  struktur  senyawa  ion natrium  klorida,  ion  positif  natrium (Na⁺)  tidak  hanya  berikatan dengan satu ion negatif klorin (Cl^-) tetapi satu ion Na⁺ dikelilingi oleh 6  ion  Cl^- demikian  juga  sebaliknya.  Struktur  tiga  dimensi  natrium klorida dapat digunakan untuk menjelaskan susunan senyawa ion.

Struktur kristal kubus NaCl

Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/ikatan-ion/

·        Ikatan Kovalen

Ikatan  kovalen  dapat  terjadi  karena  adanya  penggunaan elektron secara bersama. Apabila ikatan kovalen terjadi maka kedua  atom  yang  berikatan  tertarik  pada  pasangan  elektron  yang  sama.  Molekul hidrogen H₂ merupakan contoh pembentukan ikatan kovalen.

Pembentukan ikatan kovalen atom-atom hidogen

Masing-masing  atom  hidrogen  mempunyai  1  elektron  dan untuk mencapai konfigurasi oktet yang stabil seperti unsur golongan  gas mulia maka masing-masing atom hidrogen memerlukan tambahan 1 elektron. Tambahan 1 elektron untuk masing-masing atom hidrogen tidak  mungkin  didapat  dengan  proses  serah  terima  elektron  karena keelekronegatifan yang sama. Sehingga konfigurasi oktet yang stabil dpat  dicapai  dengan  pemakaian  elektron  secara  bersama.  Proses pemakaian  elektron  secara  bersama  terjadi  dengan  penyumbangan masing-masing 1 elektron ari atom hidrogen untuk menjadi pasangan elektron milik bersama. Pasangan elektron bersama ditarik oleh kedua inti atom hidrogen yang berikatan.

Pembentukan Ikatan Kovalen

Ikatan  kovalen  biasanya terjadi  antar  unsur  nonlogam  yakni antar unsur yang mempunyai keelektronegatifan relatif besar. Ikata kovalen  juga  terbentuk  karena  proses  serah  terima  elektron  tidak mungkin   terjadi.   Hidrogen   klorida   merupakan   contoh   lazim pembentukan  ikatan  kovalen  dari  atom  hidrogen  dan  atom  klorin. Hidrogen   dan   klorin  merupakan   unsur   nonlogam   dengan  harga keelektronegatifan  masing-masing  2,1  dan  3,0.  Konfigurasi  elektron atom hidrogen dan atom klorin adalah

H          : 1

Cl         : 2        8   7

Berdasarkan aturan oktet yang telah diketahui maka atom hidrogen kekurangan 1 elektron dan atom klorin memerlukan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi stabil golongan gas mulia. Apabila dilihat dari segi keelektronegatifan, klorin mempunyai harga keelektronegatifan yang  lebih  besar  dari  hidrogen  tetapi  hal  ini  tidak  serta  merta membuat klorin mampu menarik elektron hidrogen karena hidrogen juga   mempunyai   harga keelektronegatifan   yang   tidak   kecil. Konfigurasi   stabil   dapat   tercapai   dengan   pemakaian   elektron bersama.    Atom hidrogen dan atom klorin    masing-masing menyumbangkan satu elektron untuk membentuk pasangan elektron milik bersama.

Pembentukan HCl

Ikatan Kovalen Rangkap dan Rangkap Tiga

Dua  atom  dapat  berpasangan  dengan  mengguna-kan  satu pasang, dua pasang atau tiga pasang elektron yang tergantung pada jenis unsur yang berikatan. Ikatan dengan sepasang elektron disebut ikatan  tunggal  sedangkan  ikatan  yang  menggu-nakan  dua  pasang elektron  disebut  ikatan  rangkap  dan  ikatan  dengan  tiga  pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga. Ikatan rangkap misalnya dapat dijumpai pada molekul oksigen (O₂) dan molekul karbondiksida (CO₂) sedangkan ikaran rangkap tiga misalnya dapat dilihat untuk molekul nitrogen (N₂) dan etuna (C₂H₂).

Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/ikatan-kovalen/

·         IKATAN HIDROGEN

 Antara molekul-molekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen terjadi ikatan hidrogen. Titik didih senyawa “hidrida” dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA, diberikan pada gambar

Titik didih senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA. Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.

Perilaku normal ditunjukkan oleh senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, yaitu titik didih meningkat sesuai dengan penambahan massa molekul. Kecenderungan itu sesuai dengan yang diharapkan karena dari CH₄ ke SnH₄ massa molekul relatif meningkat, sehingga gaya Van der Waals juga makin kuat. Akan tetapi, ada beberapa pengecualian seperti yang terlihat pada gambar, yaitu HF, H₂O, dan NH₃. Ketiga senyawa itu mempunyai titik didih yang luar biasa tinggi dibandingkan anggota lain dalam kelompoknya. Fakta itu menunjukkan adanya gaya tarik-menarik antarmolekul yang sangat kuat dalam senyawa-senyawa tersebut. Walaupun molekul HF, H₂O, dan NH₃ bersifat polar, gaya dipol-dipolnya tidak cukup kuat untuk menerangkan titik didih yang mencolok tinggi itu.

Perilaku yang luar biasa dari senyawa-senyawa yang disebutkan di atas disebabkan oleh ikatan lain yang disebut ikatan hidrogen (James E. Brady, 2000). Oleh karena unsur F, O, dan N sangat elektronegatif, maka ikatan F – H, O – H, dan N – H sangat polar, atom H dalam senyawa-senyawa itu sangat positif. Akibatnya, atom H dari satu molekul terikat kuat pada atom unsur yang sangat elektronegatif (F, O, atau N) dari molekul tetangganya melalui pasangan elektron bebas pada atom unsur berkeelektronegatifan besar itu. Ikatan hidrogen dalam H₂O disajikan pada gambar :

Molekul polar air (kiri) dan ikatan hidrogen pada air (kanan). Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.

Sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_sma1/kelas-2/ikatan-hidrogen-2/