Kelarutan & Hasilkali Kelarutan

KEGIATAN BELAJAR 1
KELARUTAN DAN HASIL KALI KELARUTAN

A. KOMPETENSI DASAR
Menjelaskan konsep kelarutan dan hasil kali kelarutan serta memprediksi terbentuknya endapan dari suatu reaksi berdasarkan prinsip kelarutan dan hasil kali kelarutan. 

B. MATERI POKOK
1. Kelarutan
2. Tetapan Hasil Kali Kelarutan
3. Hubungan Kelarutan (s) dan Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp)
4. Pengaruh ion senama (sejenis) pada kelarutan
5. pH dan Kelarutan
6. Reaksi Pengendapan
7. Prinsip Kelarutan dalam Kehidupan Sehari-hari.
8. Penerapan Prinsip Hasilkali Kelarutan pada Analisis Kualitatif.

C. URAIAN MATERI
Banyak proses alam yang terjadi disebabkan oleh pengendapan atau kelarutan garam yang sukar larut dalam air. Sebagai contoh terbentuknya stalaktit dan stalakmit dalam gua kapur atau terbentuknya batu ginjal dalam tubuh.
Stalaktit dan Stalakmit terbentuk pada saat air merembes dari atas bukit gua melalui rongga-rongga dan melarutkan kapur sedikit-sedikit. Di dalam gua ini kapur ada yang jatuh dan menempel di atap gua sehingga dalam waktu ribuan tahun terbentuk stalaktit dan stalakmit.

Gambar 1. Stalaktit dan stalagmit, terbentuk selama ratusan tahun merupakan CaCO3 yang mengendap dari air kapur. Sebuah fenomena reaksi kesetimbangan yang terjadi secara alami.

Batu ginjal dalam tubuh akan terbentuk bila terjadi pengendapan garam kalsium fosfat atau kalsium oksalat secara perlahan-lahan. Pengendapan akan terjadi dalam proses pencernaan bila konsentrasi ion oksalatnya berlebihan dan menimbulkan terbentuknya kalsium oksalat. Ion kalsium dalam plasma darah yang berfungsi sebagai pengontrol gerak otot akan berkurang bila diikat oleh ion oksalat. Hal ini akan menyebabkan kekejangan yang mendadak.
Pengendapan-pengendapan tersebut ada hubungannya dengan konsentrasi ion dan hasil kali kelarutan. Sebagai contoh batu ginjal terbentuk jika konsentrasi ion kalsium dan ion oksalat cukup besar.
Bagaimanakah hubungan antara konsentrasi ion-ion ini dengan kelarutan garamnya atau terjadinya pengendapan? Hal ini akan dibahas dalam modul ini.
1. Kelarutan
Apakah Anda pernah mengonsumsi multivitamin dosis tinggi berbentuk tablet yang mudah larut dalam air, misalnya calcium D Redoxon? Saat akan mengonsumsi multivitamin tersebut, Anda harus melarutkannya terlebih dahulu ke dalam air. Mengapa multivitamin tersebut mudah larut di dalam air? Untuk mendapatkan jawabannya, simak uraian berikut.
Pada kestimbangan homogen, fasa pereksi dan hasil reaksinya sama. Contoh : N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Pada kesetimbangan heterogen fasa pereaksi dan hasil reaksinya berbeda.Contoh : CaCO3(g) CaO(s) + CO2(g)
Untuk menentukan jumlah yang dapat diukur dengan suatu kesetimbangan, kita harus menyatakannya dalam konstanta kesetimbangan (K)
Contoh : Konstanta Kesetimbangan

a. 2 NO2(g) N2O4(g) K =

b. C(s) + CO2(g) 2 CO (g) K =

c. CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+ (aq) K =

Jika suatu senyawa ion dilarutkan ke dalam air, biasanya akan larut sebagai ion. Bagi senyawa yang sedikit larut akan terjadi kesetimbangan antara senyawa yang padat dan ion-ion dalam larutan jenuhnya, contohnya garam kalsium oksalat CaC2O4 dalam air akan mengalami keadaan sebagai berikut :
H2O
CaC2O4(s) Ca 2+ (aq) + C2O42- (aq)

Rumus kesetimbangan (K) adalah

Garam CaC2O4 dalam air sedikit larut, banyaknya CaC2O4 yang larut bergantung pada kelarutan CaC2O4 atau konsentrasi CaC2O4 yang ada dalam larutan jenuh.
Larutan jenuh didefinisikan sebagai larutan yang telah mengandung zat terlarut dalam konsentrasi yang maksimum, tidak dapat ditambah lagi. Harga konsentrasi maksimum ini berbeda-beda untuk masing-masing senyawa. Konsentrasi maksimum yang dapat dicapai oleh suatu zat dalam suatu larutan disebut kelarutan zat itu. Misalnya, dalam satu liter larutan maksimum NaCl yang terlarut adalah 375 gram.
375
Harga kelarutan NaCl = = 6,41 mol/liter larutan
58,5
Harga kelarutan ini cukup besar, lain halnya dengan CaC2O4. Satu liter larutan hanya mampu melarutkan CaC2O4 sebanyak 6,12 mg.
Harga Kelarutan CaC2O4 = mol / liter larutan.
Kita katakan bahwa kelarutan CaC2O4 sangat kecil atau CaC2O4 sukar larut dalam air. Oleh karena CaC2O4 termasuk senyawa elektrolit, maka CaC2O4 yang terlarut dalam air akan terurai menjadi ion-ionnya yaitu Ca 2+ (aq) dan C2O42(aq)
Jadi istilah kelarutan (solubility) digunakan untuk menyatakan jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut. Kelarutan adalah jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut/larutan pada suhu tertentu.
Latihan 1
a. Sebanyak 4,35 mg Ag2CrO4 dapat larut dalam 100 mL air. Nyatakan kelarutan Ag2CrO4 tersebut dalam mol / L (Ar O = 16; Cr = 52; Ag = 108).
b. Kelarutan PbI2 adalah 3,2.10-3 mol / L. Berapa mol ion-ion Pb2+ dan I- yang terdapat dalam 50 cm3 larutan jenuh?

2. Tetapan Hasil Kali Kelarutan
Apabila Anda melarutkan kapur ke dalam air sedikit demi sedikit, awalnya kapur larut dalam air. Tetapi, lama kelamaan kapur yang ditambahkan tidak bisa larut lagi. Keadaan pada saat pelarut sudah tidak mampu lagi melarutkan zat yang ditambahkan disebut keadaan jenuh.
Seluruh zat elektrolit akan terionisasi membentuk ion-ionnya. Pada keadaan jenuh terjadi kesetimbangan heterogen antara padatan dan ion-ion yang terlarut. Hal tersebut dapat dilihat pada reaksi berikut :
Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH-
Untuk menghitungnya, hanya tetapan kesetimbangan ion-ionnya yang diperhitungkan sedangkan padatannya tidak diperhitungkan.
K = [Ca2+] [OH-]2
Tetapan kesetimbangan ini disebut tetapan hasil kali kelarutan yang dinotasikan Ksp. Jadi Ksp merupakan hasilkali kelarutan yang menggambarkan perkalian konsentrasi ion-ion elektrolit yang sukar larut dalam larutan jenuhnya dipangkatkan koefisiennya masing-masing.
Perhatikan reaksi berikut!
AxBy(s) xAy+ (aq) + yBx- (aq)
Sehingga persamaan Ksp-nya dapat dituliskan sebagai berikut :

Contoh soal :
Tulislah persamaan tetapan hasil kali kelarutan untuk garam/basa berikut :
a. AgCl b. Ca3(PO)4 d. Al(OH)3

Analisis Masalah :
Persamaan tetapan hasil kali kelarutan diturunkan dari reaksi kesetimbangan kelarutan. Jadi, yang harus dilakukan adalah menuliskan reaksi kesetimbangan kelarutan, kemudian menuliskan tetapan hasil kali kelarutannya.

Jawab :
a. AgCl(s) Ag+ (aq) + Cl- (aq)

Ksp = [Ag+] [Cl-]

b. . Ca3(PO)4 3 Ca2+ (aq) + 2 PO43- (aq)

Ksp = [Ca2+ ]3 [PO43- ]2

c. Al(OH)3(s) Al3+ (aq) + 3 OH- (aq)

Ksp = [Al3+ ] [OH- ]3

Senyawa yang mempunyai Ksp adalah senyawa elektrolit yang sukar larut. Sedangkan senyawa elektrolit yang mudah larut seperti NaCl, Na2SO4, KOH, HCl, atau H2SO4 tidak mempunyai Ksp. Selain itu, senyawa yang sukar larut tetapi nonelektrolit seperti benzena, minyak atau eter juga tidak mempunyai Ksp.

Latihan 2
Tulislah persamaan tetapan hasil kali kelarutan dari :
a. AgBr
b. CaF2
c. PbSO4
d. Ag2CrO4
e. Al2(CO3)3

3. Hubungan Kelarutan (s) dan Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp)
Perhatikan kesetimbangan yang terjadi dalam larutan jenuh Ag2CrO4.

Ag2CrO4(s) 2 Ag+ (aq) + CrO4 2- (aq)
s mol/L 2 s mol/L s mol/L
Konsentrasi kesetimbangan ion Ag+ dan ion CrO42- dalam larutan jenuh dapat dikaitkan dengan kelarutan Ag2CrO4, yaitu sesuai dengan stoikiometri raksi (perbandingan koefisien reaksinya). Jika kelarutan Ag2CrO4 dinyatakan dengan s, maka konsentrasi ion Ag+ dalam larutan itu sama dengan 2s dan konsentrasi ion CrO4 2- sama dengan s. Dengan demikian, nilai tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) Ag2CrO4 dapat dikaitkan dengan nilai kelarutan (s) sebagai berikut :
Ksp = [Ag+ ]2 [CrO42- ]
= (2s)2(s)
= 4 s3
Contoh Soal
Tulislah hubungan kelarutan dengan tetapan hasil kali kelarutan untuk elektrolit berikut :
a. Al(OH)3
b. Ca3(PO)4

Analisis Masalah
Hubungan kelarutan dengan tetapan hasil kali kelarutan diturunkan dari persamaan kesetimbangan. Jadi yang harus dilakukan, yaitu :
- menuliskan persamaan kesetimbangan kelarutan
- menentukan hubungan konsentrasi ion-ion dengan kelarutan berdasarkan koefisien reaksi.
- Menentukan hubungan Ksp dengan kelarutan (s) berdasarkan persamaan tetapan hasil kali kelarutan.
Jawab :
a. Al(OH)3(s) Al3+ (aq) + 3 OH- (aq)
s s 3s
Jika kelarutan Al(OH)3 = s mol/L, maka konsentrasi ion Al3+ = s mol/L dan konsentrasi ion OH- = 3s mol/L.
Ksp = [Al3+ ] [OH- ]3
= (s) (3s)3
= 27 s4

b. Ca3(PO)4 3 Ca2+ (aq) + 2 PO43- (aq)
s 3 s 2 s
Ksp Ca3(PO)4 = [Ca2+ ]3 [PO43- ]2
= (3s)3 (2s)2
= 108 s5

Anda tahu bahwa kelarutan zat padat dapat meningkat dengan kenaikan suhu. Dengan demikian, suhu mempunyai pengaruh terhadap kelarutan zat.

Latihan 3
a. Tulislah hubungan kelarutan dengan tetapan hasil kali kelarutan untuk CaF2 dan CaSO4.
b. Hitung harga Ksp CaSO4 jika kelarutan CaSO4 adalah 2,09 gram / L pada suhu 30 0C!
c. Diketahui Ksp dari Ag2CrO4 pada 25 0C = 2,4 x 10-12. Berapakah kelarutan molar dari Ag2CrO4 pada 25 0C?

4. Pengaruh ion senama (sejenis) pada kelarutan
Sejauh ini kita telah membahas kelarutan elektrolit dalam air murni yang ion-ionnya hanya berasal dari satu sumber, yaitu dari elektrolit padat. Namun, seringkali terdapat sumber lain dari ion yang senama (sejenis) dalam larutan.
Perhatikan reaksi kesetimbangan berikut ini :
CaSO4 Ca 2+ + SO4 2-
Apabila kita tambahkan larutan H2SO4, maka akan terjadi pergeseran keseimbangan (ingat asas Le Chatelier mengenai pergeseran keseimbangan)
H2SO4 2 H + dan SO4 2-
CaSO4 Ca 2+ + SO4 2- ion senama
Jika keseimbangan bergeser ke kiri, bagaimana dengan kelarutan CaSO4? Kelarutan CaSO4 akan berkurang. Begitu pula yang terjadi ketika Anda menambahkan suatu basa Ba(OH)2 maka juga akan terjadi pergeseran keseimbangan.
Coba renungkan contoh berikut ini!
Ca(OH)2 Ca 2+ + 2 OH-
CaSO4 Ca 2+ + SO4 2-
Hubungan hasil kali kelarutan dan kelarutan dapat menjelaskan kenyataan bahwa kelarutan akan semakin berkurang jika ditambahkan suatu bahan/reagen yang mengandung ion senama. Berdasarkan contoh di atas maka Anda dap[at menyimpulkan pengaruh penambahan ion senama terhadap kelarutan yaitu ion senama akan memperkecil kelarutan. Akan tetapi, sebagaimana halnya kesetimbangan pada umumnya, ion senama tidak mempengaruhi harga tetapan hasil kali kelarutan, selama suhu tidak berubah.
Berikut adalah beberapa contoh reaksi yang melibatkan adanya ion senama.
a. Pembentukan garam-garam
Contoh :
Kelarutan CaCO3(s) dalam air yang berisi CO2 lebih besar daripada dalam air.
CaCO3 (s) + H2O(l) + CO2(g) → Ca(HCO3)2(aq)
larut
b. Reaksi antara basa amfoter dengan basa kuat
Contoh :
Kelarutan Al(OH)3 dalam KOH lebih besar daripada kelarutan Al(OH)3 dalam air.
Al(OH)3(s) + KOH(aq) → KAlO2 (aq) + 2 H2O(l)
larut
c. Pembentukan senyawa kompleks
Contoh :
Kelarutan AgCl(s) dalam NH4OH lebih besar daripada AgCl dalam air.
AgCl(s) + NH4OH(aq) → Ag(NH3)2Cl(aq) + H2O(l)
larut
Contoh Soal
Diketahui Ksp CaC2O4 = 2,3.10-9
a) Berapakah kelarutan CaC2O4 dalam air?
b) Berapa kelarutan CaC2O4 dalam satu liter larutan yang mengandung CaCl2 0,15 mol?
Jawab :
a. Misal kelarutan CaC2O4 dalam air = s mol/L
CaC2O4(s) Ca2+ (aq) + C2O42-
s mol/L s mol/L s mol/L
Ksp CaC2O4 = [Ca2+] [C2O42-]
2,3.10-9 = (s). (s) = s2
s = 2,3 . 10-9
s = 4,8 .10-5
Kelarutan CaC2O4 dalam air = 4,8 .10-5 mol /L
b. Misal kelarutan CaC2O4 dalam CaCl2 = s mol / L
CaC2O4 Ca2+ (aq) + C2O42-
s mol/L (s + 0,15) mol/L s mol/L
Ca2+ dari CaCl2 = 0,15 mol. Nilai ini jauh lebih besar dari nilai Ca2+ dari CaC2O4 sehingga (s + 0,15) ~ 0,15 mol
Ksp CaC2O4 = [Ca2+] [C2O42-]
2,3.10-9 = (0,15) ( s)
s = 1,5 . 10-8
Jadi, kelarutan CaC2O4 dalam larutan CaCl2 0,15 M = 1,5 . 10-8 mol / L, ini lebih kecil 3000 kali dibandingkan dengan kelarutan dalam air.
Latihan 4
Pada latihan 3 nomor 3 telah dihitung kelarutan Ag2CrO4 dalam air murni yaitu 8,43 x 10 -5 mol / L pada 25 0C. Tentukan kelarutan Ag2CrO4 (Ksp Ag2CrO4 = 2,4 x 10 -12) dalam :
d. larutan AgNO3 0,1 M
e. larutan AgNO3 0,2 M
f. larutan K2CrO4 0,1 M

5. pH dan Kelarutan
Beberapa zat padat hanya sedikit larut dalam air tetapi sangat larut dalam larutan asam. Sebagai contoh, bijih tembaga dan nikel sulfida dapat larut dengan asam kuat, suatu fakta yang amat membantu dalam pemisahan dan pengambilan logam berharga ini dari bentuk unsurnya. Pengaruh pH terhadap kelarutan ditunjukkan secara dramatis pada kerusakan bangunan dan monumen oleh pengendapan asam.
Ada sebagian senyawa ionik dengan kelarutan rendah mempunyai daya larut yang bergantung pada pH larutan. pH mempengaruhi daya larut ion hidroksida dan garam yang mengandung anion basa lemah. Untuk memahaminya, simak contoh berikut :
a. Kalsium karbonat (CaCO3) sukar larut dalam air, tetapi larut dalam HCl. Fakta ini dapat diterangkan sebagai berikut :
Dalam larutan jenuh CaCO3 terdapat kesetimbangan sebagai berikut :
CaCO3 (s) Ca2+ (aq) + CO32- (aq)
Saat asam kuat ditambahkan ke kalsium karbonat, ion hidrogen (H+) bereaksi dengan ion karbonat membentuk HCO3- atau H2CO3. H2CO3 selanjutnya akan terurai membentuk CO2 dan H2O. Gelembung-gelembung gas karbon dioksida akan timbul saat kalsium karbonat larut. Hal ini akan menggeser kesetimbangan di atas ke kanan. Dengan kata lain, menyebabkan CaCO3 melarut.
CO32- (aq) + H3O+ (aq) HCO3 – (aq) + H2O (l)
H3O+ (aq) + HCO3 – (aq) H2CO3 (aq) + H2O (l) O2 (g) + 2 H2O (l)
b. Kelarutan Garam Basa
Kesetimbangan kelarutan dari kalsium fluorida adalah :
CaF2 (s) Ca2+ (aq) + 2 F- (aq) Ksp = 3,9 x 10-11
Jika larutan dibuat lebih basa, beberapa ion fluorida bereaksi dengan ion hidronium menjadi :
F- (aq) + H3O+ (aq) HF (aq) + H2O (l)
Kelarutan garam CaF2 dapat dipengaruhi oleh pH. Jika pH diturunkan maka konsentrasi ion OH- akan berkurang sehingga kelarutan akan meningkat karena kesetimbangan tergeser ke kanan. Jika pH dinaikkan maka konsentrasi ion OH- akan bertambah sehingga kelarutan akan menurun karena kesetimbangan bergeser ke kiri. Oleh karena itu, garam CaF2 akan lebih larut dalam larutan asam (pH rendah) daripada dalam air.

Contoh :
Diketahui tetapan hasil kali kelarutan Mg(OH)2 = 2 x 10-12. Tentukanlah kelarutan Mg(OH)2 dalam :
a. akuades (air murni)
b. larutan dengan pH = 12
Jawab :
a. Dalam air, Mg(OH)2 akan larut hingga terjadi larutan jenuh ([Mg2+][OH-]2 = Ksp Mg(OH)2)
Misal kelarutan Mg(OH)2 = s mol / L
Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)
s s 2s
[Mg2+] [OH-]2 = Ksp Mg(OH)2
(s) (2s)2 = 2 x 10-12
4 s3 = 2 x 10-12
s = 7, 94 x 10-5 mol / L
Jadi, kelarutan Mg(OH)2 dalam air sebesar 7, 94 x 10-5 mol / L
b. Dalam larutan dengan pH = 12
pH = 12 pOH = 2
[OH-] = 1 x 10 -2 mol / L
Mg(OH)2 akan larut hingga terjadi larutan jenuh; misalkan kelarutan Mg(OH)2 = x mol / L
Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)
x x 2x
Konsentrasi ion OH- dalam larutan = 1.10-2 + 2x. Substitusi data ini ke dalam persamaan tetapan kesetimbangan Mg(OH)2 menghasilkan persamaan sebagai berikut :
[Mg2+] [OH-]2 = Ksp Mg(OH)2
(x) . (1.10-2 + 2x)2 = 2. 10-12
Oleh karena dapat diduga bahwa x << 1.10-2, maka 1.10-2 + 2x ~ 1.102, maka persamaan di atas dapat dihitung sebagai berikut :
(x) . (1.10-2 )2 = 2 . 10-12
x = 2 . 10-8
Jadi, kelarutan Mg(OH)2 dalam larutan dengan pH = 12 adalah 2 .10-8 mol/L. Kelarutan ini kira-kira 4000 kali lebih kecil daripada kelarutan Mg(OH)2 dalam akuades.
Mengapa senyawa fluorida ditambahkan ke dalam pasta gigi?
Email terdiri dari senyawa hidroksiapatit, Ca5(PO4)3OH. Senyawa ini sedikit larut dalam suasana asam karena mengalami reaksi sebagai berikut.
Ca5(PO4)3OH(s) + 4 H+ (aq) 5Ca2+ (aq) + 3HPO42- (aq) + H2O (l)
Suasana asam dapat terjadi karena pengaruh bakteri dalam mulut ketka menguraikan sisa-sisa makanan yang terselip di gigi. Hal ini akan menyebabkan terjadi demineralisasi email, dan email akan rusak. Kerusakan ini dapat dicegah dengan menyikat gigi secara teratur, terutama sehabis makan. Salah satu cara yang lain adalah menambahkan senyawa fluorida ke dalam pasta gigi. Menyikat gigi dengan pasta gigi yang mengandung fluorida (F-) dapat mengubah senyawa hidroksiapatit menjadi fluoroapatit.
Ca5(PO4)3OH(s) + F- (aq) Ca5(PO4)3F(s) + OH- (aq)
Senyawa fluoroapatit lebih sukar larut dalam suasana asam.
Latihan 5.
1. Terdapat dua garam yang sukar larut, yaitu kalsium karbonat dan kalsium sulfat. Manakah yang kelarutannya dipengaruhi oleh penambahan asam kuat? Akankah kelarutan garamnya meningkat atau menurun?

6. Reaksi Pengendapan
Kita dapat mengeluarkan suatu ion dari larutannya melalui reaksi pengendapan. Misalnya, ion kalsium (Ca2+) dalam air sadah dapat dikeluarkan dengan menambahkan larutan Na2CO3. Dalam hal ini, ion Ca2+ akan bergabung dengan ion karbonat (CO32-) membentuk CaCO3, suatu garam yang sukar larut, sehingga mengendap.

Ca2+ (aq) + CO3 2- (aq) CaCO3 (s)
Contoh lainnya yaitu mengendapkan ion Cl- dari air laut dengan menambahkan larutan perak nitrat (AgNO3). Ion Cl- akan bergabung dengan on Ag+ membentuk AgCl yang sukar larut.
Cl- (aq) + Ag + (aq) AgCl (s)
Sekarang marilah kita perhatikan secara lebih seksama proses terjadinya endapan AgCl ketika larutan yang mengandung ion Cl- ditetesi dengan larutan Ag+. Apakah endapan AgCl terbentuk begitu ada ion Ag+ memasuki larutan? Kita ingat kembali bahwa AgCl dapat larut dalam air, meskipun dalam jumlah yang sangat sedikit. Artinya, ion Ag+ dan ion Cl- dapat berada bersama-sama dalam larutan hingga larutan jenuh, yaitu sampai hasil kali [Ag+][Cl-] sama dengan nilai Ksp AgCl. Apabila penambhan ion Ag+ dilanjutkan, sehingga hasil kali [Ag+][Cl-] > Ksp AgCl, maka kelebihan ion Ag+ dan ion Cl- akan bergabung membentuk endapan AgCl. Jadi, pada penambahan larutan Ag+ ke dalam larutan Cl- dapat terjadi tiga hal sebagai berikut.
Jika [Ag+][Cl-] < Ksp AgCl, larutan belum jenuh
Jika [Ag+][Cl-] = Ksp AgCl, larutan belum jenuh
Jika [Ag+][Cl-] > Ksp AgCl, larutan belum jenuh
Sebagaimana telah dipelajari ketika membahas kesetimbangan kimia, hasil kali konsentrasi kita sebut sebagai Qc. Jadi, secara umum apakah keadaan suatu larutan belum jenuh, jenuh atau terjadi pengendapan, dapat ditentukan dengan memerikas nilai Qc-nya dengan ketentuan sebagai berikut :
Jika Qc < Ksp, larutan belum jenuh.
Jika Qc = Ksp, larutan belum jenuh.
Jika Qc > Ksp, larutan belum jenuh.
Untuk lebih jelasnya, perhatikan contoh berikut.

Contoh Soal :
a. Periksalah dengan suatu perhitungan, apakah akan terjadi pengendapan jika 50 mL larutan Pb(NO3)2 0,1M dicampurkan dengan 50 mL larutan KCl 0,1 M. Diketahui Ksp PbCl2 = 1,6×10-5
Jawab : 50
50 mL Pb(NO3)2 0,1 M = x 0,1 = 5.10-3 mol
1000
50
50 mL KCl 0,1 M = x 0,1 = 5.10-3 mol
1000
Volume campuran = 50 mL + 50 mL = 100 mL
1000
[Pb2+] = 5.10-3 x = 5.10-2 mol/L
100
1000
[Cl-] = 5.10-3 x = 5.10-2 mol/L
100
PbCl2 (aq) Pb2+ (aq) + 2 Cl- (aq)
Qc = [Pb2+ ] [Cl- ] 2
= ( 5.10-2 )( 5.10-2 )2 = 1,25 .10-4
Karena Qc > Ksp PbCl2, maka pada pencampuran itu terbentuk endapan.

b. Berapakah konsentrasi minimum ion CO32- yang diperlukan untuk mengendapkan ion Ca2+ dari larutan Ca(NO3)2 0,01 M ? Ksp CaCO3 = 4,8 x 10-9
Jawab :
CaCO3 akan mengendap jika [Ca2+ ] [CO32-] > Ksp CaCO3
[Ca2+ ] = [Ca(NO3)2 ] = 0,01 M
(0,01).[ CO32-] > 4,8 x 10 -9
[CO32-] > 4,8 x 10 -7
Jadi, CaCO3 akan mengendap jika [CO32-] > 4,8 x 10 -7 M.
Latihan 6.
a. Apabila terdapat campuran antara 500 mL Pb(NO3)2 10-3 M dan 1 L NaI 10 -2 M dalam bejana dengan harga Ksp PbI2 adalah 6 x 10-9, apakah terjadi endapan PbI2?
b. Suatu larutan yang mengandung 0,01 mol ion Cl- dan 0,001 mol ion CrO42- per liter, ditambah ion Ag+ sedikit demi sedikit. Tunjukkanlah mana yang lebih dahulu mengendap, AgCl atau Ag2CrO4? (Ksp AgCl = 1,8 x 10-10, Ksp Ag2CrO4 = 1,9 x 10-12

Kegiatan 1
Hasil Kali Kelarutan
Tujuan : Mengamati beberapa zat yang sukar larut dalam air dan mengamati pengaruh ion sejenis terhadap kelarutan
Materi singkat :
Untuk menentukan kelarutan garam atau basa dalam larutan dapat kita gunakan suatu bilangan yaitu angka hasil kali kelarutan. Hasil kali kelarutan (Ksp) adalah hasil kali dari konsentrasi ion-ion yang dipangkatkan dengan koefisien dalam larutan jenuh garam atau basa.
L2A3 (s) 2 L 3+ (aq) + 3 A 2- (aq) (jenuh)
Ksp L2A3 = [L3+]2[A2-]3
Angka Ksp ini pada suhu tetap adalah tetap, sehingga angka Ksp ini dapat kita gunakan pada penentuan kelarutan basa dan garam dalam air. Dengan menggunakan tabel hasil kali kelarutan kita dapatmenghitung kelarutan beberapa garam dala air dan dalam larutan yang mengandung ion sejenis.
Alat dan Bahan :
Alat :
1. Rak tabubng reaksi
2. Tabung reaksi
3. Pipet

Bahan :
1. Larutan AgNO3 0,1 M
2. Larutan BaCl2 0,1 M
3. Larutan Na2SO4 0,1 M
4. Larutan NaCl 0,1 M
5. Larutan K2CrO4 0,1 M
6. Larutan MgSO4 0,1 M
7. Larutan NH3 0,1 M
8. Larutan NH4Cl 0,1 M

Cara Kerja :
A.
1. Masukkan dalam tabung reaksi larutan NaCl 0,1 M setinggi kl 2 cm. Teteskan ke dalam larutan ini 5 tetes larutan AgNO3 0,1 M dan amati perubahan yang terjadi.
2. Masukkan ke dalam tabung reaksi larutan Na2SO4 0,1 M setinggi kl 2 cm. Teteskan ke dalam larutan ini 5 tetes larutan BaCl2 0,1 M. Amati perubahan yang terjadi.
3. Masukkan ke dalam tabung reaksi larutan AgNO3 0,1 M setinggi kl 1 cm. Teteskan ke dalam larutan ini 5 tetes larutan K2CrO4 0,1 M. Amati perubahan yang terjadi.
4. Masukkan ke dalam tabung reaksi larutan BaCl2 0,1 M setinggi kl 2 cm. Teteskan ke dalam larutan ini 5 tetes larutan K2CrO4 0,1 M. Amati perubahan yang terjadi.
5. Masukkan ke dalam tabung reaksi larutan MgSO4 0,1 M setinggi kl 2 cm. Teteskan ke dalam larutan ini larutan NH3 sehingga larutan menjadi keruh. Tambahlkan larutan NH4Cl 0,1 M, sehingga larutan ini menjadi bening.
6. Mencatat hasil pengamatan dalam tabel pengamatan
7. Menyimpu;lkan hasil percobaan berdasarkan data hasil pengamatan.
Data Pengamatan :
No. Pencampuran Hasil Pengamatan
1.
2.
3.
4.
5. AgNO3 (aq) + NaCl (aq)
Na2SO4 (aq) + BaCl2(aq)
AgNO3(aq) + K2CrO4 (aq)
BaCl2 (aq) + K2CrO4 (aq)
MgSO4 (aq) + NH3 (aq)
Ditambah NH4Cl (aq) ……………………………
……………………………
…………………………..
…………………………..
…………………………..

Daftar Pertanyaan :
1. Tulis nama dan rumus kimia kelima zat yang sukar larut dalam air!
2. Tulis rumus Ksp kelima zat yang sukar larut dalam air!
3. Tulis reaksi ion untuk reaksi MgSO4 (aq) + NH3 (aq)! Mengapa Mg(OH)2 larut lagi setelah ditambah NH4Cl?

B. Menghtiung kelarutan AgCl dan Ag2CrO4 dalam air murni dan dalam larutan yang mengandung ion sejenis berdasarkan tabel harga Ksp berikut.
Senyawa Ksp
AgCl
Ag2CrO4 1,7 x 10 -10
1,9 x 10 -12

Perhitungan :
Berdasarkan tabel di atas, hitunglah :
a. kelarutan AgCl dalam 1 L air murni.
b. Kelarutan AgCl dalam 1 L NaCl 0,1 M
c. Kelarutan A2CrO4 dalam 1 L air murni
d. Kelarutan Ag2CrO4 dalam 1 L larutan AgNO3 0,1 M

7. Prinsip Kelarutan dalam Kehidupan Sehari-hari.
Prinsip kelarutan banyak digunakan untuk membantu kehidupan manusia. Berikut akan dipaparkan beberapa contoh prinsip kelarutan dalam kehidupan sehari-hari.
a. Pembuatan Garam Dapur (NaCl)
Garam dapur yang dibuat dari air laut menggunakan prinsip pnguapan untuk mendapatkan kristal NaCl. Akan tetapi, ternyata dalam air laut terkandung puluhan senyawa lain, seperti MgCl2 dan CaCl2. Untuk memurnikan garam dapur maka dilakukan pemisahan zat-zat pengganggu tersebut berdasarkan prinsip pengendapan. Adapun reaksi yang biasanya dilakukan adalah
1. CaCl2(aq) + Na2CO3(aq) → CaCO3(s) + 2 NaCl(aq)
Endapan CaCO3 yang berwarna putih segera dipisahkan dan akan diperoleh NaCl yang murni.
2. MgCl2(aq) + 2 NaOH(aq) → Mg(OH)2(s) + 2NaCl(aq)
MgCl2 direaksikan dengan basa kuat natrium hidroksida menghasilkan endapan putih Mg(OH)2 yang tidak larut, sehingga diperoleh NaCl yang murni.
b. Industri Fotografi
Negatif film yang nantinya akan dicetak menjadi foto terdiri dari lapisan tipis kalsium iodida yang merekat. Sebelum dicetak, negatif film ini dicelupkan dalam larutan perak nitrat untuk membentuk perak iodida yang sensitif terhadap cahaya. Bila cahaya jatuh pada film selama proses pencetakan, molekul-molekul perak iodida akan diaktifkan oleh energi dari cahaya. Film itu kemudian dicuci dengan mencelupkannya dalam sebuah larutan yang mampu mengganti garam perak yang aktif menjadi partikel-partikel logam perak sehingga tampak benar-benar hitam. Objek yang merfleksikan paling banyak cahaya pada piring tampak sebagai daerah gelap dalam negatif, sedangkan objek-objek yang tidak merefleksikan cahaya tampak transparan.
Pada proses pencetakan, cahaya disinarkan melalui negatif kaca pada kertas yang dilapisi bahan kimia lain seperti perak klorda. Di tempat negatif gelap, tidak ada cahaya yang menjangkau kertas itu dan garam perak tidak aktif, sedangkan di tempat negatif transparan, cahaya mengaktifkan garam perak. Bila kertas dicuci dan diatur dengan bahan-bahan kimia yang lebih banyak, daerah-daerah gelap menjadi terang, dan daerah transparan menjadi gelap.
c. Penghilangan Kesadahan
Air sadah sangat mengganggu kehidupan kita. Air sadah akan mengurangi daya pembersih dari deterjen, karena Ca2+ yang terkandung dalam air sadah akan bereaksi membentuk garam yang sukar larut. Selain itu, air sadah juga dapat membuat peralatan masak menjadi berkerak. Air sadah adalah air yang mengandung ion Mg 2+ dan Ca 2+ yang cukup tinggi. Selain itu, mengandung anion HCO3-. Untuk mengatasi kesadahan biasanya ditambahkan garam yang mengandung ion karbonat (CO3 2-) dan ion bikarbonat (HCO3-). Penambahan ion-ion tersebut akan mengakibatkan Ca2+ akan mengendap sebagai CaCO3, dan air pun dapat digunakan dengan baik tanpa gangguan.

8. Penerapan Prinsip Hasilkali Kelarutan pada Analisis Kualitatif.
Prinsip analisis gravimetrik tu merupakan prinsip untuk mengukur banyaknya suatu ion dalam suatu sampel. Di sini akan dibahas secara singkat mengenai analisis kualitatif, yaitu penetapan jenis ion yang ada dalam larutan. Di sini akan difokuskan pada kation.
Dua puluh kation yang lazim dapat dianalisis dengan mudah dalam larutan berair. Kation-kation ini dapat dibagi ke dalam lima golongan berdasarkan hasilkali kelarutan garam tak larutnya (tabel di bawah ini). Karena suatu larutan tak diketahui bisa saja mengandung satu atau semua dari 20 ion tersebut, analisis harus dilakukan secara sistematis dari golongan satu sampai golongan 5. Mari kita lihat prosedur umum untuk memisahkan ion-ion ini dengan menambahkan reagen pengendap pada larutan tak diketahui.
• Kation golongan 1. Bila HCl encer ditambahkan pada larutan tak diketahui, hanya ion Ag+, Hg2 2+, dan Pb 2+ yang mengendap sebagai klorida tak larut. Ion-ion lain, yang kloridanya dapat larut, tetap berada dalam larutan.
• Kation golongan 2. Sesudah endapan klorida disingkirkan dengan penyaringan, hidrogen sulfida direaksikan dengan larutan asam tak diketahui tersebut. Pada keadaan ini, konsentrasi ion S2- dalam larutan dapat diabaikan. Jadi, pengendapan logam sulfida sebaiknya dinyatakan sebagai
M 2+ (aq) + H2S (aq) MS (s) + 2H+ (aq)
Penambahan asam padalrutan akan menggeser kesetimbangan ini ke kiri sehingga hanya logam sulfida yang paling kurang larut, yaitu yang nilai Ksp-nya paling kecil, akan mengendap dari larutan. Endapan ini ialah Bi2S3, CdS, CuS dan SnS
• Kation golongan 3. Padatahap ini, natrium hidroksida ditambahkan pada larutan untuk membuatnya basa. Dalam larutan basa, kesetimbangan di atas bergeser ke kanan. Jadi, sulfida yang lebih larut (CoS, FeS, MnS, NiS, ZnS) sekarang mengendap dari larutan. Perhatikan bahwa ion Al 3+ dan Cr 3+ sebenarnya mengendap sebagai hidroksida Al(OH)3 dan Cr(OH)3, bukannya sebagai sulfida, sebab hidroksidanya kurang larut. Larutan kemudian disaring untuk memisahkan sulfida dan hidroksida yang tidak larut.
• Kation golongan 4. Sesudah semua kation golongan 1, 2 dan 3 telah disingkirkan dari larutan, natrium karbonat ditambahkan ke larutan basa untuk mengendapkan ion Ba 2+, Ca 2+, dan Sr 2+ sebagai BaCO3, CaCO3, dan SrCO3. Endapan ini juga dipisahkan dari larutan lewat penyaringan.
• Kation golongan 5. Pada tahap ini, kation yang mungkin tersisa dalam larutan ialah Na+, K+, dan NH4+. Keberadaan NH4+ dapat ditentukan dengan menambahkan natrium hidroksida:
NaOH (aq) + NH4 + (aq) → Na + (aq) + H2O (l) + NH3 (g)
Gas amonia dideteksi bisa dengan memperhatikan karakter baunya bisa juga dengan mengamati apakah kertas lakmus merah yang dibasahi berubah menjadibiru apabila diletakkan di atas (tidak bersentuhan) larutan. Untuk memastikan keberadaan ion Na+ dan K+, kita biasanya menggunakan uji nyala sebagai berikut : sepotong kawat platina (platina dipilih karena lemban) dibasahi dengan larutan dan kemudian diletakkan di atas nyala pembakar Bunsen. Setiap jenis ion logam memberikan warna khas bila dipanaskan dengan cara ini. Contohnya, warna yang ditimbulkan oleh ion Na+ adalah kuning, ion K + ungu, dan ion Cu 2+ hijau.
Gambar berikut ini merupakan ringkasan skema untuk pemisahan ion logam ini.
Ada dua hal dalam analisis kualitatif yang perlu dikemukakan. Pertama, pemisahan kation ke dalam golongan dibuat seselektif mungkin; artinya, anion yang ditambahkan sebagai reagen harus yang akan mengendapka jenis kation yang paling sedikit. Contohnya, semua kation dalam golongan 1 juga membentuk sulfida yang tak larut. Jadi, jika H2S direaksikan dengan larutan pada awalnya, tujuh jenis sulfida mungkin mengendap dari larutan (sulfida golongan 1 dan golongan 2), yaitu hasil yang tidak diharapkan. Kedua, penyingkiran kation pada setiap tahap harus dilakukan selengkap-lengkapnya. Contohnya, jika kita tidak menambahkan cukup HCl pada larutan tak diketahui untuk menyingkirkan semua kation golongan 1, kation-kation ini akan mengendap bersama dengan kation golongan 2 sebagai sulfida yang tak larut; ini juga akan mengganggu analisis kimia selanjutnya dan membuat kita menarik kesimpulan yang salah.

D. RANGKUMAN
1. Larutan jenuh adalah suatu keadaan ketika suatu larutan telah mengandung suatu zat dengan konsentrasi yang maksimum.
2. Kelarutan menyatakan jumlah maksimum zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut.
3. Kelarutan (khususnya untuk zat yang sukar larut) dinyatakan dalam mol/L. Jadi, kelarutan sama dengan kemolaran larutan jenuh.
4. Garam yang sukar larut bila dilarutkan dalam air akan terdapat dalam kesetimbangan.
5. Untuk menentukan kelarutan suatu zat dinyatakan dengan tetapan hasil kali kelarutan (Ksp).
6. Tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) adalah hasil perkalian konsentrasi ion-ion dalam larutan jenuh, masing-masing dipangkatkan dengan koefisien reaksinya. Nilai Ksp dapat ditentukan dari kelarutan, sebaliknya kelarutan dapat ditentukan dari data Ksp.
7. Akibat penambahan ion sejenis, suatu zat terlarut akan memiliki kelarutan yang semakin kecil dalam suatu pelarut. Jadi ion senama akan memperkecil kelarutan. Semakin besar konsentrasi ion senama, semakin berkurang kelarutan zat elektrolt tersebut.
8. Zat elektrolit akan mengendapjika Qc > Ksp.
9. Analisis kualitatif ialah proses identifikasi jenis kation dan anion dalam larutan. Analisis ini terutama didasarkan pada kesetimbangan kelarutan.

E. LATIHAN / TUGAS
Jawablah pertanyaan di bawah ini dengan tepat !
1. Tulislah persamaan Ksp dari senyawa berikut :
a. BaSO4
b. Ag2CrO4
c. Mg(OH)2
d. Ag3PO4
2. Kelarutan Ca(OH)2 adalah 74 mg dalam 100 mL air. Tentukan harga Ksp Ca(OH)2 !
3. Selidiki apakah terjadi endapan jika 50 mL Na2SO4 0,2 M dicampur dengan 50 mL BaCl2 0,1 M! Ksp BaSO4 = 1 x 10 -10.
4. Berapa gram kelarutan Mg(OH)2 dalam 100 mL air? (Ar Mg = 24; O= 16; H = 1; Ksp Mg(OH)2 = 4 x 10 -12)
5. Apabila larutan MgCl2 0,2 M ditetesi dengan larutan NaOH, pada pH berapakah endapan Mg(OH)2 (Ksp = 2 x 10 -11) mulai terbentuk?

F. TES MANDIRI 1
1. Berilah tanda silang (X) pada jawaban yang paling tepat!
1. Tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) dari senyawa BaCl2 dapat dituliskan sebagai ….
A.
B.
C.
D.
E.
2. Pada suhu tertentu kelarutan Na2SO4 dalam air sebesar 2 mol/liter. Harga Ksp senyawa tersebut adalah …. mol/liter 3.
A. 4
B. 8
C. 16
D. 32
E. 64
3. Pada suhu tertentu 0,350 gram BaF2 (Mr = 175) larut dalam air murni membentuk 1 L larutan jenuh. Hasil kali kelarutan BaF2 pada suhu ini adalah …. mol/liter 3.
A. 1,7 x 10 -2
B. 3,2 x 10 -6
C. 3,2 x 10 -8
D. 3,2 x 10 -9
E. 4,0 x 10 -9
4. Kelarutan Mg(OH)2 pada suhu T oC adalah 5,80 mg per liter. Jika massa molar Mg(OH)2 = 58 gram/mol -1, nilai Ksp Mg(OH)2 adalah ….
A. 1 x 10 -8 M 3
B. 2 x 10 -8 M 3
C. 3 x 10 -8 M 3
D. 1 x 10 -12 M 3
E. 4 x 10 -12 M 3
5. Dalam 200 mL air dapat larut 0,1435 mg AgCl. Hasil kali kelarutan AgCl adalah …. (Ar Ag = 108, Cl = 35,5)
A. 1 x 10 -6
B. 2,5 x 10 -7
C. 4 x 10 -8
D. 2,5 x 10 -11
E. 4 x 10 -14
6. Massa Mg(OH)2 (Mr = 58 g/mol) yang dapat larut tepat jenuh dalam 100 mL air sebanyak 1,16 x 10 -2 gram. Hasil kali kelarutan Mg(OH)2 pada saat itu sebesar ….
A. 3,2 x 10 -8 M 3
B. 3,2 x 10 -9 M 3
C. 6,0 x 10 -9 M 3
D. 1,6 x 10 -8 M 3
E. 4,0 x 10 -6 M 3
7. Harga hasil kali kelarutan (Ksp) Ag2SO4 = 3,2 x 10 -5, maka kelarutannya dalam 1 liter air adalah ….
A. 2 x 10 -5 mol
B. 2 x 10 -2 mol
C. 1 x 10 -2,5 mol
D. 1 x 10 -2 mol
E. 4 x 10 -2 mol
8. Diketahui :
Ksp Ag2CO3 = 8 x 10 -12
Ksp AgCl = 2 x 10 -10
Ksp Ag3PO4 = 1 x 10 -16
Ksp AgI = 8,5 x 10 -17
Ksp AgCN = 1,2 x 10 -16
Berdasarkan data di atas garam yang paling besar kelarutannya dalam air adalah ….
A. AgI
B. AgCl
C. AgCN
D. Ag2CO3
E. Ag3PO4
9. Larutan basa lemah tepat jenuh Mg(OH)2 mempunyai pH = 10. Ksp basa tersebut adalah ….
A. 2 x 10 -12
B. 4 x 10 -12
C. 2 x 10 -12
D. 5 x 10 -13
E. 5 x 10 -14
10. Jika Ksp PbBr2 adalah 4,0 x 10 -13, konsentrasi Pb Br2 dalam larutan Pb(NO3)2 0,1 M adalah ….
A. 5 x 10 -10 M
B. 2 x 10 -9 M
C. 2 x 10 -8 M
D. 1 x 10 -6 M
E. 5 x 10 -5 M

Sumber : http://edukasidiklat07.wordpress.com/2009/05/19/kelarutan-hasilkali-kelarutan-bab-ii/

READ MORE />

Ikatan kimia

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Belum Diperiksa

Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekulyang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam prakteknya, para kimiawan biasanya bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul,kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.

Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.

Contoh model titik Lewis yang menggambarkan ikatan kimia anatara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik lewis adalah salah satu dari usaha awal kimiawan dalam menjelaskan ikatan kimia dan masih digunakan secara luas sampai sekarang.

Daftar isi   [sembunyikan]  1 Tinjauan 2 Sejarah 3 Teori ikatan valensi 4 Teori orbital molekul 5 Perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul 6 Ikatan dalam rumus kimia 7 Ikatan kuat kimia 7.1 Ikatan kovalen 7.2 Ikatan polar kovalen 7.3 Ikatan ion 7.4 Ikatan kovalen koordinat 7.5 Ikatan pisang 7.6 Ikatan 3c-2e dan 3c-4e 7.7 Ikatan tiga elektron dan satu elektron 7.8 Ikatan aromatik 7.9 Ikatan logam 8 Ikatan antarmolekul 8.1 Dipol permanen ke dipol permanen 8.2 Ikatan hidrogen 8.3 Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals) 8.4 Interaksi kation-pi 9 Elektron pada ikatan kimia 10 Lihat pula 11 Referensi 12 Pranala luar

[sunting]Tinjauan

Elektron yang mengelilingi inti atom bermuatan negatif dan proton yang terdapat dalam inti atom bermuatan positif, mengingat muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, maka dua atom yang berdekatan satu sama lainnya akan membentuk ikatan.

Dalam gambaran yang paling sederhana dari ikatan non-polar atau ikatan kovalen, satu atau lebih elektron, biasanya berpasangan, ditarik menuju sebuah wilayah di antara dua inti atom. Gaya ini dapat mengatasi gaya tolak menolak antara dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom untuk tetap bersama, walaupun keduanya masih akan tetap bergetar dalam keadaan kesetimbangan. Ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau lebih inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsi.

Dalam gambaran ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom lainnya, sehingga secara efektif menyebabkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom yang lain. Hal ini menyebabkan satu atom bermuatan positif dan yang lainnya bermuatan negatif secara keseluruhan. Ikatan ini dihasilkan dari atraksi elektrostatik di antara atom-atom dan atom-atom tersebut menjadi ion-ion yang bermuatan.

Semua bentuk ikatan dapat dijelaskan dengan teori kuantum, namun dalam prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan para kimiawan untuk memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas sebuah ikatan. Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet rule) dan teori VSEPR adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Ada pula teori-teori yang lebih canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputi hibridisasi orbital dan resonans, dan metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris:Linear combination of atomic orbitals molecular orbital method) yang meliputi teori medan ligan. Elektrostatika digunakan untuk menjelaskan polaritas ikatan dan efek-efeknya terhadap zat-zat kimia.

[sunting]Sejarah

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Sejarah kimia dan Sejarah molekul

Spekulasi awal dari sifat-sifat ikatan kimia yang berawal dari abad ke-12 mengganggap spesi kimia tertentu disatukan oleh sejenisafinitas kimia. Pada tahun 1704, Isaac Newton menggarisbesarkan teori ikatan atomnya pada "Query 31" buku Opticksnya dengan mengatakan atom-atom disatukan satu sama lain oleh "gaya" tertentu.

Pada tahun 1819, setelah penemuan tumpukan volta, Jöns Jakob Berzelius mengembangkan sebuah teori kombinasi kimia yang menekankan sifat-sifat elektrogenativitas dan elektropositif dari atom-atom yang bergabung. Pada pertengahan abad ke-19 Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov, dan Hermann Kolbe, beranjak pada teori radikal, mengembangkan teori valensiyang pada awalnya disebut "kekuatan penggabung". Teori ini mengatakan sebuah senyawa tergabung berdasarkan atraksi kutub positif dan kutub negatif. Pada tahun 1916, kimiawan Gilbert N. Lewis mengembangkan konsep ikatan elektron berpasangan. Konsep ini mengatakan dua atom dapat berkongsi satu sampai enam elektron, membentuk ikatan elektron tunggal, ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap tiga.

Dalam kata-kata Lewis sendiri:

“

An electron may form a part of the shell of two different atoms and cannot be said to belong to either one exclusively.

”

Pada tahun yang sama, Walther Kossel juga mengajukan sebuah teori yang mirip dengan teori Lewis, namun model teorinya mengasumsikan transfer elektron yang penuh antara atom-atom. Teori ini merupakan model ikatan polar. Baik Lewis dan Kossel membangun model ikatan mereka berdasarkan kaidah Abegg (1904).

Pada tahun 1927, untuk pertama kalinya penjelasan matematika kuantum yang penuh atas ikatan kimia yang sederhana berhasil diturunkan oleh fisikawan Denmark Oyvind Burrau.^[1] Hasil kerja ini menunjukkan bahwa pendekatan kuantum terhadap ikatan kimia dapat secara mendasar dan kuantitatif tepat. Namun metode ini tidak mampu dikembangkan lebih jauh untuk menjelaskan molekul yang memiliki lebih dari satu elektron. Pendekatan yang lebih praktis namun kurang kuantitatif dikembangkan pada tahun yang sama oleh Walter Heitler and Fritz London. Metode Heitler-London menjadi dasar dari teori ikatan valensi. Pada tahun 1929, metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: linear combination of atomic orbitals molecular orbital method), disingkat LCAO, diperkenalkan oleh Sir John Lennard-Jones yang bertujuan menurunkan struktur elektronik dari molekul F₂ (fluorin) dan O₂ (oksigen) berdasarkan prinsip-prinsip dasar kuantum. Teori orbital molekul ini mewakilkan ikatan kovalen sebagai orbital yang dibentuk oleh orbital-orbital atom mekanika kuantum Schrödinger yang telah dihipotesiskan untuk atom berelektron tunggal. Persamaan ikatan elektron pada multielektron tidak dapat diselesaikan secara analitik, namun dapat dilakukan pendekatan yang memberikan hasil dan prediksi yang secara kualitatif cukup baik. Kebanyakan perhitungan kuantitatif pada kimia kuantum modern menggunakan baik teori ikatan valensi maupun teori orbital molekul sebagai titik awal, walaupun pendekatan ketiga, teori fungsional rapatan (Bahasa Inggris:density functional theory), mulai mendapatkan perhatian yang lebih akhir-akhir ini.

Pada tahun 1935, H. H. James dan A. S. Coolidge melakukan perhitungan pada molekul dihidrogen.Berbeda dengan perhitungan-perhitungan sebelumnya yang hanya menggunakan fungsi-fungsi jarak antara elektron dengan inti atom, mereka juga menggunakan fungsi yang secara eksplisit memperhitungkan jarak antara dua elektron.^[2] Dengan 13 parameter yang dapat diatur, mereka mendapatkan hasil yang sangat mendekati hasil yang didapatkan secara eksperimen dalam hal energi disosiasi. Perluasan selanjutnya menggunakan 54 parameter dan memberikan hasil yang sangat sesuai denganhasil eksperimen. Perhitungan ini meyakinkan komunitas sains bahwa teori kuantum dapat memberikan hasil yang sesuai dengan hasil eksperimen. Namun pendekatan ini tidak dapat memberikan gambaran fisik seperti yang terdapat pada teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Selain itu, ia juga sangat sulit diperluas untuk perhitungan molekul-molekul yang lebih besar.

[sunting]Teori ikatan valensi

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Teori ikatan valensi

Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas dasar argumen bahwa sebuah ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron bekerja dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, beranjak dari teori ini, kimawan Linus Pauling mempublikasikan jurnal ilmiah yang dianggap sebagai jurnal paling penting dalam sejarah kimia: "On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berdasarkan hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam aturan pada ikatan elektron berpasangan:

1. Ikatan elektron berpasangan terbentuk melalui interaksi elektron tak-berpasangan pada masing-masing atom.

2. Spin-spin elektron haruslah saling berlawanan.

3. Seketika dipasangkan, dua elektron tidak bisa berpartisipasi lagi pada ikatan lainnya.

4. Pertukaran elektron pada ikatan hanya melibatkan satu persamaan gelombang untuk setiap atom.

5. Elektron-elektron yang tersedia pada aras energi yang paling rendah akan membentuk ikatan-ikatan yang paling kuat.

6. Dari dua orbital pada sebuah atom, salah satu yang dapat bertumpang tindih paling banyaklah yang akan membentuk ikatan paling kuat, dan ikatan ini akan cenderung berada pada arah orbital yang terkonsentrasi.

Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi apa yang banyak orang sebut sebagai "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental untuk memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi 1959 selanjutnya gagal untuk mengalamatkan masalah yang lebih mudah dimengerti menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi ini berkurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang besar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang lebih sulit pada program-program komputer telah hampir dipecahkan dan teori ini beranjak bangkit kembali.

[sunting]Teori orbital molekul

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Teori orbital molekul

Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom untuk membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah sebuah orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Jika orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian lebih tinggi berada di antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Jika elektron-elektron cenderung berada di orbital molekul yang berada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang berada pada orbital bukan-ikatan cenderung berada pada orbital yang paling dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara keseluruhan pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.

[sunting]Perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul

Pada beberapa bidang, teori ikatan valensi lebih baik daripada teori orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, H₂, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang paling sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang lebih dekat dan representasi yang lebih akurat pada tingkah laku elektron ketika ikatan kimia terbentuk dan terputus. Sebaliknya, teori orbital molekul memprediksikan bahwa molekul hidrogen akan berdisosiasi menjadi superposisi linear dari hidrogen atom dan ion hidrogen positif dan negatif. Prediksi ini tidak sesuai dengan gambaran fisik. Hal ini secara sebagian menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom pada metode ikatan valensi berada di atas kurva yang menggunakan metode orbital molekul. Situasi ini terjadi pada semua molekul diatomik homonuklir dan tampak dengan jelas pada F₂ ketika energi minimum pada kurva yang menggunakan teori orbital molekul masih lebih tinggi dari energi dua atom F.

Konsep hibridisasi sangatlah berguna dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, menyebabkan teori ini masih menjadi bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik. Namun, hasil kerja Friedrich Hund, Robert Mulliken, danGerhard Herzberg menunjukkan bahwa teori orbital molekul memberikan deskripsi yang lebih tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori ikatan valensi menjadi lebih jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya PF₅) ketika molekul ini dijelaskan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa yang kurang elektron (seperti diborana) dijelaskan dengan sangat baik oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah dibuat.

Pada tahun 1930, dua metode ini saling bersaing sampai disadari bahwa keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang lebih baik. Jika kita mengambil struktur ikatan valensi yang sederhana dan menggabungkan semua struktur kovalen dan ion yang dimungkinkan pada sekelompok orbital atom, kita mendapatkan apa yang disebut sebagai fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Jika kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada keadaan dasar dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan keseluruhan kemungkinan keadaan tereksitasi yang menggunakan orbital tak terisi dari sekelompok orbital atom yang sama, kita juga mendapatkan fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Terlihatlah bahwa pendekatan orbital molekul yang sederhana terlalu menitikberatkan pada struktur ion, sedangkan pendekatan teori valensi ikatan yang sederhana terlalu sedikit menitikberatkan pada struktur ion. Dapat kita katakan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu ter-delokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.

Sekarang kedua pendekatan tersebut dianggap sebagai saling memenuhi, masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan kimia. Perhitungan modern pada kimia kuantum biasanya dimulai dari (namun pada akhirnya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi. Ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul lebih akurat dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital molekul lebih memudahkan untuk diubah menjadi perhitungan numeris. Namun program-progam ikatan valensi yang lebih baik juga tersedia.

[sunting]Ikatan dalam rumus kimia

Bentuk atom-atom dan molekul-molekul yang 3 dimensi sangatlah menyulitkan dalam menggunakan teknik tunggal yang mengindikasikan orbital-orbital dan ikatan-ikatan. Pada rumus molekul, ikatan kimia (orbital yang berikatan) diindikasikan menggunakan beberapa metode yang bebeda tergantung pada tipe diskusi. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sebagai contoh, pada kimia organik, kimiawan biasanya hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karena itu, rumus molekul etanol dapat ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH₃–CH₂–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C₂H₅OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C₂H₆O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sebagai contoh anion etena⁻⁴ yang dihipotesiskan (_\^/C=C_/^\ −4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan.sehingga terjadi ikatan rangkap dua antara banci2 dgn germo.wkwkwk iya kan gan...

[sunting]Ikatan kuat kimia

Panjang ikat dalam pm dan energi ikat dalam kJ/mol. Panjang ikat dapat dikonversikan menjadi Å dengan pembagian dengan 100 (1 Å = 100 pm). Data diambil dari [1].
Ikatan	Panjang (pm)	Energi (kJ/mol)
H — Hidrogen
H–H	74	436
H–C	109	413
H–N	101	391
H–O	96	366
H–F	92	568
H–Cl	127	432
H–Br	141	366
C — Karbon
C–H	109	413
C–C	154	348
C=C	134	614
C≡C	120	839
C–N	147	308
C–O	143	360
C–F	135	488
C–Cl	177	330
C–Br	194	288
C–I	214	216
C–S	182	272
N — Nitrogen
N–H	101	391
N–C	147	308
N–N	145	170
N≡N	110	945
O — Oksigen
O–H	96	366
O–C	143	360
O–O	148	145
O=O	121	498
F, Cl, Br, I — Halogen
F–H	92	568
F–F	142	158
F–C	135	488
Cl–H	127	432
Cl–C	177	330
Cl–Cl	199	243
Br–H	141	366
Br–C	194	288
Br–Br	228	193
I–H	161	298
I–C	214	216
I–I	267	151
S — Belerang
C–S	182	272

Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadimolekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, jumlah elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan biasanya merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Jumlah yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki keadaan energi yang lebih rendah jika berpasangan. Teori-teori ikatan yang lebih canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam sebuah ikatan. Sebagai contohnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama lain oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaanikatan rangkap empat juga diketahui dengan baik. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin besar perbedaan elektronegativitasnya, semakin besar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berikat dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.

1. REDIRECT Nama halaman tujuan

[sunting]Ikatan kovalen

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan yang perbedaan elektronegativitas (negatif dan positif) di antara atom-atom yang berikat sangatlah kecil atau hampir tidak ada. Ikatan-ikatan yang terdapat pada kebanyakan senyawa organik dapat dikatakan sebagai ikatan kovalen. Lihat pula ikatan sigma dan ikatan pi untuk penjelasan LCAO terhadap jenis ikatan ini.

[sunting]Ikatan polar kovalen

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan polar kovalen

Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya berada di antara ikatan kovalen dan ikatan ion.

[sunting]Ikatan ion

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan ion

Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik antara dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang besar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang lebih besar dari 2,0 bisanya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang lebih kecil dari 1,5 biasanya disebut ikatan kovalen.^[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar antara -3 e sampai dengan +3e.

[sunting]Ikatan kovalen koordinat

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen koordinat

Ikatan kovalen koordinat, kadangkala disebut sebagai ikatan datif, adalah sejenis ikatan kovalen yang keseluruhan elektron-elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa Lewis. Konsep ini mulai ditinggalkan oleh para kimiawan seiring dengan berkembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada nitron dan ammonia borana. Susunan ikatan ini berbeda dengan ikatan ion pada perbedaan elektronegativitasnya yang kecil, sehingga menghasilkan ikatan yang kovalen. Ikatan ini biasanya ditandai dengan tanda panah. Ujung panah ini menunjuk pada akseptor elektron atau asam Lewis dan ekor panah menunjuk pada penderma elektron atau basa Lewis

[sunting]Ikatan pisang

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan pisang

Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikan ataupun yang mendapat rintangan sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang biasanya lebih rentan mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal lainnya.

[sunting]Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

Dalam ikatan tiga-pusat dua-elektron, tiga atom saling berbagi dua elektron. Ikatan sejenis ini terjadi pada senyawa yang kekurangan elektron seperti pada diborana. Setiap ikatan mengandung sepasang elektron yang menghubungkan atom boron satu sama lainnya dalam bentuk pisang dengan sebuah proton (inti atom hidrogen) di tengah-tengah ikatan, dan berbagi elektron dengan kedua atom boron. Terdapat pula Ikatan tiga-pusat empat-elektron yang menjelaskan ikatan pada molekul hipervalen.

[sunting]Ikatan tiga elektron dan satu elektron

Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron dapat ditemukan pada spesi radikal yang memiliki jumlah elektron gasal (ganjil). Contoh paling sederhana dari ikatan satu elektron dapat ditemukan pada kation molekul hidrogen H₂⁺. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li₂⁺, lebih kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li₂. Pengecualian ini dapat dijelaskan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam. ^[4]

Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron dapat ditemukan pada kation dimer helium, He₂⁺, dan dapat pula dianggap sebagai "ikatan setengah" karena menurut teori orbital molekul, elektron ke-tiganya merupakan orbital antiikat yang melemahkan ikatan dua elektron lainnya sebesar setengah. Molekul oksigen juga dapat dianggap memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya.^[5]

Molekul-molekul dengan ikatan elektron gasal biasanya sangat reaktif. Ikatan jenis ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang sama.^[5]

[sunting]Ikatan aromatik

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Aromatisitas

Pada kebanyakan kasus, lokasi elektron tidak dapat ditandai dengan menggunakan garis (menandai dua elektron) ataupun titik (menandai elektron tungga). Ikatan aromatik yang terjadi pada molekul yang berbentuk cincin datar menunjukkan stabilitas yang lebih.

Pada benzena, 18 elektron ikatan mengikat 6 atom karbon bersama membentuk struktur cincin datar. "Orde" ikatan antara dua atom dapat dikatakan sebagai (18/6)/2=1,5 dan seluruh ikatan pada benzena tersebut adalah identik. Ikatan-ikatan ini dapat pula ditulis sebagai ikatan tunggal dan rangkap yang berselingan, namun hal ini kuranglah tepat mengingat ikatan rangkap dan ikatan tunggal memiliki kekuatan ikatan yang berbeda dan tidak identik.

[sunting]Ikatan logam

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan logam

Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Berbeda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berikat dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang menyebabkan elektron-elektron dapat bergerak bebas, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.

[sunting]Ikatan antarmolekul

Terdapat empat jenis dasar ikatan yang dapat terbentuk antara dua atau lebih molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekulmenyebabkan molekul saling menarik atau menolak satu sama lainnya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik sebuah zat (seperti pada titik leleh).

[sunting]Dipol permanen ke dipol permanen

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Gaya antarmolekul

Perbedaan elektronegativitas yang bersar antara dua atom yang berikatan dengan kuat menyebabkan terbentuknya dipol (dwikutub). Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.

[sunting]Ikatan hidrogen

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen bisa dikatakan sebagai dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dijelaskan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen berada sangat dekat dengan atom penderma elektron dan mirip dengan ikatan tiga-pusat dua-elektron seperti pada diborana. Ikatan hidrogen menjelaskan titik didih zat cair yang relatif tinggi seperti air, ammonia, dan hidrogen fluorida jika dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang lebih berat lainnya pada kolom tabel periodik yang sama.

[sunting]Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Gaya van der Waals

Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang paling lemah, namun sering dijumpai di antara semua zat-zat kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik waktu, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Hal ini disebut sebagai dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini dapat menarik maupun menolak elektron-elektron helium lainnya, dan menyebabkan dipol lainnya. Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali untuk kemudian berpisah.

[sunting]Interaksi kation-pi

Artikel utama untuk bagian ini adalah: Interaksi kation-pi

Interaksi kation-pi terjadi di antara muatan negatif yang terlokalisasi dari elektron-elektron pada orbital  dengan muatan positif.

[sunting]Elektron pada ikatan kimia

Banyak senyawa-senyawa sederhana yang melibatkan ikatan-ikatan kovalen. Molekul-molekul ini memiliki struktur yang dapat diprediksi dengan menggunakan teori ikatan valensi, dan sifat-sfiat atom yang terlibat dapat dipahami menggunakan konsep bilangan oksidasi. Senyawa lain yang mempunyai struktur ion dapat dipahami dengan menggunakan teori-teori fisika klasik.

Pada kasus ikatan ion, elektron pada umumnya terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal bergerak bebas di antara atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik keseluruhan untuk membantu pemahaman kita atas konsep distribusi orbital molekul. Gaya antara atom-atom secara garis besar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik.

Sebaliknya pada ikatan kovalen, rapatan elektron pada sebuah ikatan tidak ditandai pada atom individual, namun terdelokalisasikan pada MO di antara atom-atom. Teori kombinasi linear orbital yang diterima secara umum membantu menjelaskan struktur orbital dan energi-energinya berdasarkan orbtial-orbital dari atom-atom molekul. Tidak seperti ikatan ion, ikatan kovalen bisa memiliki sifat-sifatanisotropik, dan masing-masing memiliki nama-nama tersendiri seperti ikatan sigma dan ikatan pi.

Atom-atom juga dapat membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat antara ikatan ion dan kovalen. Hal ini bisa terjadi karena definisi didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron dapat secara parsial terdelokalisasi di antara atom-atom. Ikatan sejenis ini biasanya disebut sebagai ikatan polar kovalen. Lihat pula elektronegativitas.

Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul dapat dikatakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di antara dua atau lebih atom. Jenis ikatan antara dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.

[sunting]Lihat pula

• Ikatan Aromatik
• Ikatan Ion
• Ikatan Kovalen
• Ikatan Kovalen Tunggal
• Ikatan Kovalen Rangkap
• Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
• Ikatan Kovalen Koordinasi
• Ikatan Kovalen Polar
• Ikatan Kovalen Nonpolar
• Ikatan Logam
• Ikatan Pisang
• Ikatan Antarmolekul
• Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

[sunting]Referensi

1. ^ Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347
2. ^ James, H. H. (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1: 825 - 835.
3. ^ Atkins, Peter (29 April 1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co.. hlm. 294- 295. ISBN 0-7167-3107-X.
4. ^ Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
5. ^ ^a b Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.

[sunting]Pranala luar

• W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Retrieved May 18, 2005.
• Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Retrieved May 18, 2005.
• Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Retrieved February 29, 2008.

Sumber : http://id.wikipedia.org/wiki/Ikatan_kimia

READ MORE />