Ikatan Kimia

I.  Pendahuluan
Ikatan kimia terbentuk karena unsur-unsur ingin memiliki struktur electron stabil.Struktur elektron stabil. Struktur electron stabil yang dimaksud yaitu struktur electron gas mulia (Golongan VIIIA).
Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau konfigurasi electron seperti gas mulia atau 8 elektron kulit terluar disebut “kaidah Oktet”. Sementara itu atom-atom yang mempunyai kecenderungan untuk memiliki konfigurasi electron seperti gas helium disebut “kaidah duplet” (electron terakhirnya adalah 2).
II. Pembahasan
Jenis Ikatan Kimia
Jenis-Jenis Ikatan Kimia
Ikatan kimia antar atom unsur tergantung dari jumlah elektron valensi dari atom-atom yang berikatan membentuk molekul unsur maupun senyawa. Jika atom unsur yang berikatan adalah sama, maka disebut molekul unsur, sebaliknya jika atom unsur yang berikatan berbeda, maka disebut molekul senyawa.

Pembentukan molekul unsur dan senyawa dapat terjadi dengan cara transfer elektron maupun pemakaian bersama pasangan elektron pada kulit terluar. Jenis dan kekuatan ikatan yang terjadi antar atom tersebut menentukan karakteristik dan sifat molekul yang terbentuk.

Ikatan Ion (Elektrovalen)
Ikatan ion merupakan ikatan yang terbentuk akibat dari serah terima (transfer) elektron antar atom-antom yang berikatan. Atom yang memberikan / menyerahkan elektron membentuk ion positif, sedangkan atom yang menerima elektron membentuk ion negatif. Muatan yang saling berlawanan menyebabkan terjadinya daya tarik-menarik antar ion-ion tersebut sehingga terbentuklah ikatan yang disebut dengan ikatan ion.
Contoh ikatan ion adalah Natrium Klorida NaCl atau disebut juga garam dapur. Natrium tergolong unsur logam dengan energi ionisasi yang relatif besar sehingga mudah melepas elektron pada kulit terluarnya. Sedangkan klorin unsur nonlogam dengan daya tarik elektron relatif besar sehingga memiliki kecenderungan menarik elektron.
Ikatan ion yang terjadi pada pembentukan senyawa NaCl terbentuk dengan cara atom Na menyerahkan 1 elektron terluar ke atom Cl sehingga membentuk ion Na+ dan Cl– dengan konfigurasi stabil seperti halnya gas mulia:
11Na = 2 8 1, melepas 1 elektron pada kulit terluar sehingga menjadi Na+ = 2 8 (mengikuti konfigurasi 10Ne = 2 8)

Ikatan Kovalen
Gas-gas yang kita temukan di alam, seperti hidrogen, nitrogen, oksigen, berada dalam bentuk molekulnya: H2, N2, dan O2. Mengapa demikian? Sebagai atom tunggal, unsur-unsur ini sangat reaktif, sehingga membentuk molekul untuk mencapai konfigurasi elektron yang stabil. Contohnya adalah molekul hidrogen (H2). Atom H hanya mempunyai 1 e-, perlu tambahan 1 e- agar menjadi seperti He. Jika 2 atom H berdekatan, keduanya dapat menggunakan 2 e- yang ada secara bersama, sehingga masing-masing atom H menjadi seperti He. 2 e- tersebut menarik kedua atom H untuk berikatan menjadi molekul H2. Ikatan yang terbentuk adalah ikatan kovalen. Pada ikatan kovalen terjadi pemakaian bersama pasangan elektron dari atom-atom yang berikatan. Pada ikatan kovalen, atom-atom yang berikatan memungkinkan untuk mencapai konfigurasi stabil (aturan duplet maupun oktet) seperti halnya konfigurasi gas mulia. Ikatan kovalen biasa disebut juga ikatan molekuler.

Kepolaran Senyawa
Ikatan kovalen polar dan nonpolar
Suatu senyawa terbentuk melalui berbagai jenis ikatan yaitu ikatan ion, ikatan kovalen polar, atau kovalen nonpolar. Hal ini ditentukan oleh selisih harga keelektronegatifan antar atom unsur yang berikatan. Atom dengan keelektronegatifan yang sama atau hampir sama membentuk ikatan kovalen nonpolar. Molekul-molekul organik, seperti ikatan antar atom C – C dan ikatan antar atom C – H adalah jenis ikatan nonpolar. Contoh lainnya adalah senyawa diatomik seperti pada molekul Cl2, Br2, I2, F2, H2. Senyawa kovalen seperti HCl, CO, H2O, CH3OH, salah satu atomnya mempunyai keelektronegatifan yang lebih besar daripada yang lainnya. Akibatnya, ikatan yang terbentuk memiliki distribusi rapat elektron yang tidak merata. Ikatan ini disebut dengan ikatan kovalen polar.

Ikatan Logam
Ikatan logam adalah salah satu ikatan kimia yang terjadi akibat gaya tarik elektrostatik antara elektron (awan elektron) dan ion logam bermuatan positif (kation) pada masing-masing atom. Logam membentuk struktur raksasa di mana elektron di kulit terluar atom bebas bergerak. Ikatan logam sangat kuat, sehingga logam dapat mempertahankan struktur yang teratur dan biasanya memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi.
Beberapa sifat khas logam adalah sebagai berikut:
Penghantar listrik (konduktor); dengan adanya elektron-elektron valensi yang dapat bergerak secara bebas menyebabkan elektron-elektron tersebut dapat bebas bergerak dalam medan listrik jika logam dihubungkan dengan sumber arus. Hal ini yang menyebabkan arus listrik dapat mengalir melalui logam.
Mengilap; cahanya yang mengenai permukaan logam dapat menyebabkan sebagian elektron valensi yang mudah bergerak tereksitasi atau berpindah ke kulit yang memiliki energi lebih tinggi. Kemudian, ketika elektron tersebut kembali ke keadaan dasarnya (ground state), elektron akan memencarkan sejumlah energi cahaya yang sesuai dengan panjang gelombang warna tertentu. Hal ini yang menyebabkan logam tampak mengilap.
Penghantar panas; panas akan menambah energi kinetik elektron yang mudah bergerak pada logam. Akibatnya, elektron bergerak semakin cepat dan menyebabkan peningkatan suhu. Gerakan satu elektron mengakibatkan seluruh elektron lain ikut bergerak sehingga menyebabkan peningkatan suhu.
Dapat ditempa dan ditarik; saat elektron dikenai energi yang sangat besar misalnya dipukul atau dipanaskan, susunan atom-atom logam tidak berubah. Walaupun posisi atom-atomnya berubah, namun ion positifnya tetap berikatan dengan elektron-elektron valensinya sehingga menyebabkan logam dapat ditempa. Jika suatu ikatan logam putus, ikatan logam baru akan terbentuk.
nya

Ikatan Hidrogen
Ikatan hidrogen adalah ikatan tambahan berupa daya tarik listrik antara atom hidrogen dengan unsur elektronegtif, sedangkan kedua atom ini sedang berikatan kovalen dengan atom lain.
Ikatan hidrogen terbentuk pada senyawa – senyawa polar yang mengandung atom H dan atom yang memiliki keelektronegatifan tinggi seperti F, O, N, dan Cl. Senyawa yang mengandung hidrogen dan unsur yang memiliki kelektronegatifan tinggi dapat membentuk senyawa polar.

Gaya Van de Waals. 
Gaya van der waals adalah  gaya tarik listrik yang terjadi antara partikel – partikel yang memiliki muatan. Partikel – partikel dimaksud dapat berupa ion, molekul dipol permanen atau dipol terinduksi.
Berdasarkan sifat kepolaran partikelnya,  gaya Van Der Waals dikelompokkan menjadi :
Antaraksi Ion-Dipol (molekul polar)
Partikel yang berbeda dapat saling berikatan atau tarik menarik bila yang pertama adalah ion dan yang lain berupa molekul polar atau dipol.
Antaraksi Dipol – Dipol
Antaraksi antara molekul polar (dipol) terjadi antara ekor dan kepala. Artinya, kutub positif molekul yang satu tarik- menarik dengan kutub negatif yang lain. Jika kutub yang sama berdekatan, maka akan saling tolak menolah.
Antaraksi Ion – Dipol Terinduksi
Antaraksi ion dipol terinduksi adalah antaraksi ion dengan molekul dipol yang terinduksi. Antaraksi ini diawali dengan molekul netral menjadi dipol akibat terinduksi oleh partikel bermuatan yang berada didekatnya. Pertikel penginduksi dapat berupa ion atau dipol lain.
Antaraksi Dipol – Dipol Terinduksi
Molekul dipol dapat membuat molekul netral berubah menjadi bersifat dipol terinduksi. Sehingga terjadi antaraksi dipol- dipol terinduksi. Ikatanini cukup lemah, sehingga prosesnya berlangsung lambat.
Antaraksi Dipol Terinduksi – Dipol Terinduksi
Pasangan elektron suatu molekul, baik bebas maupun yang terikat, selalu bergerak mengelilingi inti. Karena Elektron ini bermuatan listrik, maka dapat mempengaruhi molekul tetangganya.
Bentuk Geometri Molekul
Bentuk molekul sederhana dapat ditentukan melalui teori tolak-menolak pasangan electron pada kulit luat atom pusatnya yang disebut teori VSEPR (Valence Shell Elektron Pair Repulsion). Jumlah pasangan electron dalam suatu molekul, dapat dinyatakan sebagai berikut:
Atom pusat dinyatkan dengan lambing A
Pasangan electron ikatan dinyatakan dengan X
Pasangan electron bebas dinyatakan dengan E

Teori Hibridasi
Hibridasi tidak hanya menyangkut tingkat energy tetapi juga bentuk orbital. Berdasarkan teori Hibridasi, sebagai contoh C dengan 4 orbital hibrida . Jadi, hibridasi adalah peleburan orbital-orbital yang setingkat.

Jumlah orbital hibrida (hasil hibridasi) sama dengan jumlah orbital yang terlihat pada hibridasi itu. Berbagai tipe hibridasi disajikan dalam table berikut:

Daftar Pustaka
Sunarya, Yayan. 2010. Kimia Dasar 1. Bandung: Yrama Widya

S, Syukri. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung: Penerbit ITB

H. Petrucci, Ralph. 1987. Ki9mia Dasar. Bogor: PT. Gelora Aksara Pratama

Dalam http://staff.ui.ac.id/system/files/users/ykrisna/material/topik4aikatankimia-1.pdf (diakses 17 November 2019)