MODUL Ikatan kimia (Materi kimia kelas x sma)

IKATAN KIMIA
A. Kestabilan Atom
Unsur-unsur kimia yang jumlahnya 118 dikelompokkan menjadi 18 golongan dan 7 periode di
dalam tabel periodik. Dari 118 unsur, ada yang sifatnya stabil ada juga yang kurang stabil. Unsur
yang paling stabil adalah unsur-unsur golongan gas mulia atau golongan VIIIA. Kestabilan golongan
gas mulia disebabkan oleh konfigurasi elektron yang stabil, yaitu semua orbital atau sub kulit terisi
penuh elektron. Berikut ini konfigurasi elektron unsur-unsur gas mulia.
Tabel: Konfigurasi elektron unsur-unsur gas mulia
No. Nama Unsur Simbol Atom Konfigurasi Elektron
1 Helium He2
4 1s2
2 Neon Ne10
20 [He] 2s22p6
3 Argon Ar18
40 [Ne] 3s23p6
4 Kripton Kr36
85 [Ar] 4s23d104p6
5 Xenon Xe54
131
[Kr] 5s24d105p6
6 Radon Rn86
222 [Xe] 6s24f145d106p4
Bagaimana caranya unsur-unsur selain golongan gas mulia untuk mencapai kestabilan? Ada tiga
cara unsur-unsur selain golongan gas mulia untuk mencapai kestabilan. Ada unsur yang cenderung
melepaskan elektron valensinya, ada unsur yang cenderung menarik elektron dari luar dan cenderung
menggunakan bersama elekron valensi dengan atom lain (berbagi elektron). Berikut penjelasan cara
unsur-unsur selain golongan gas mulia mencapai kestabilan.
1. Dengan cara melepaskan elektron
Atom atau unsur yang cenderung melepaskan elektron adalah atom atau unsur logam. Saat atom
atau unsur melepaskan elektron akan membentuk ion yang bermuatan positif atau yang dikenal
sebagai kation. Unsur-unsur golongan IA cenderung melepas 1 elektron atau membentuk ion
bermuatan +1, golongan IIA cenderung melepas 2 elektron atau membentuk ion bermuatan +2
dan golongan IIIA cenderung melepas 3 elektron atau membentuk ion +3. Perhatikan contoh
berikut ini.
Contoh: Bagaimanakah caranya atom 12Mg mencapai kestabilan?
Jawab: Konfigurasi elektron atom 12Mg : 1s2 2s22p6 3s2 (memiliki 2 elektron valensi). Atom Mg
untuk mencapai kestabilan harus mengikuti konfigurasi elektron atom gas mulia terdekat,
yaitu atom neon (10Ne : 1s2 2s22p6), yaitu dengan melepas kedua elektron valensinya
dan membentuk ion 12Mg2+. Perhatikan ilustrasi berikut.
12Mg : 1s2 2s22p6 3s2 (tidak stabil)

12Mg2+ : 1s2 2s22p6 (stabil seperti atom Ne)
Penulisan pembentukan ion magnesium adalah: 12Mg → 12Mg2+ + 2e
2. Dengan cara menarik elektron
Atom atau unsur yang cenderung menarik elektron adalah atom atau unsur non logam. Saat
atom atau unsur menarik elektron akan membentuk ion yang bermuatan negatif atau yang
dikenal sebagai anion. Unsur-unsur golongan VA cenderung menangkap 3 elektron dan
membentuk ion bermuatan -3, unsur-unsur golongan VIA cenderung menangkap 2 elektron
atau membentuk ion bermuatan -2 dan unsur-unsur golongan VIIA cenderung menangkap 1
elektron atau membentuk ion bermuatan -1. Perhatikan contoh berikut ini.
Contoh: Bagaimanakah caranya atom 9F mencapai kestabilan?
Jawab: Konfigurasi elektron atom 9F : 1s2 2s22p5 (memiliki 7 elektron valensi). Atom F untuk
mencapai kestabilan harus mengikuti konfigurasi elektron atom gas mulia terdekat,
yaitu atom neon (10Ne : 1s2 2s22p6), yaitu dengan menarik satu elektron dari luar dan
membentuk ion 9F-. Perhatikan ilustrasi berikut.
9F : 1s2 2s22p5 (tidak stabil)
9F- : 1s2 2s22p6 (stabil seperti atom Ne)
Penulisan pembentukan ion dari atom fluorin adalah: 9F + e → 9F-
3. Dengan cara menggunakan pasangan elektron bersama
Unsur-unsur yang cenderung menggunakan pasangan elektron bersama adalah unsur-unsur
non logam. Ada 2 macam pasangan elektron yang digunakan bersama:
a. Masing-masing atom yang berikatan menyumbangkan elektron, misalnya pada
pembentukan molekul HF berikut ini.
1H : 1s1 (elektron valensi = 1) (1 elektron tak berpasangan)
9F : 1s2 2s22p5 (elektron valensi = 7) (1elektron tak berpasangan)
Elektron-elektron yang tidak berpasangan akan bergabung membentuk pasangan elektron
yang digunakan bersama (elektron yang diberi arsiran hitam), sehingga atom H seakan-
akan punya 2 elektron valensi (seperti He) sedang atom F seakan-akan punya 8 elektron
valensi (seperti Ne).
b. Pasangan elektron hanya berasal dari salah satu atom saja, misalnya pada pembetukan
ion NH4+ berikut ini.
7N : 1s2 2s22p3 (elektron valensi = 5)

Scan untuk video
pembentukan ika-
tan kimia
1H : 1 (elektron valensi = 1)
1H+ : 0 (tak punya elektron)
Ion NH4+ sering dibentuk dari reaksi NH3 + H+ → NH4+. Jika dilihat dari elektronnya:
Apabila antara ion positif (ion yang dibentuk oleh atom atau unsur yang cenderung melepas elektron)
bergabung dengan ion negatif (ion yang dibentuk oleh atom atau unsur yang cenderung menarik
elektron) akan membentuk senyawa ion. Sedangkan penggunaan bersama elektron oleh atom atau
unsur akan membentuk ikatan kovalen. Penjelasan mengenai ikatan ion dan kovalen akan dibahas
pada bagian selanjutnya.
B. Ikatan Ionik dan Jenisnya
1. Proses Pembentukan Ikatan Ionik
Ikatan ionik adalah interaksi atau tarik-menarik antara ion positif (kation) dengan
ion negatif (anion) di dalam suatu senyawa ionik. Contoh senyawa ionik adalah
natrium klorida (NaCl) yang terbentuk akibat interaksi antara ion natrium (Na+)
dengan ion klorida (Cl-). Proses pembentukan senyawa NaCl dari atom-atomnya
dapat diilustrasikan dalam gambar berikut:
atau dapat digambarkan sebagai:
atau dituliskan sebagai NaCl. disebut sebagai struktur Lewis dan NaCl
disebut sebagi rumus kimia.
Gambar di atas merupakan ilustrasi pembentukan senyawa NaCl dengan simbol Lewis. Simbol
Lewis menjelaskan banyaknya elektron valensi suatu atom yang terlibat di dalam pembentukan suatu
senyawa. Natrium (Na) memiliki satu titik karena natrium memiliki 1 elektron valensi (11Na: 1S2 2s22p6
3s1). Klorin (Cl) memiliki tujuh titik karena klorin memiliki 7 elektron valensi (17Cl: 1S2 2s22p6 3s23p5).
Untuk mencapai kestabilan, atom natrium cenderung melepas satu elektron valensinya dan
membentuk ion natrium (Na+), sedangkan klorin untuk mencapai kestabilan cenderung menerima satu
elektron dan membentuk ion klorin (Cl-). Adapun tujuan atom melepas atau menerima elektron adalah
untuk mencapai kestabilan dengan cara mengikuti konfigurasi gas mulia, yang memiliki 2 elektron
valensi (memenuhi kaidah duplet) atau 8 elektron valensi (memenuhi kaidah oktet) di kulit valensinya.
Cara serah terima atau pemasangan elektron biasanya ditunjukkan dengan menggunakan
lambang atau simbol Lewis. Simbol Lewis atau lambang Lewis adalah simbol suatu atom yang

dikelilingi oleh titik-titik yang menyatakan elektron valensi dari atom tersebut. Simbol Lewis dari unsur-
unsur golongan utama pada periode 2 adalah:
Tabel: Struktur Lewisunsur golongan utama periode 1 dan periode 2
Simbol Lewis untuk unsur-unsur Golongan A
Atom-atom dalam satu golongan memiliki elektron valensi sama, sehingga penulisan simbol Lewis
untuk atom segolongan adalah identik. Untuk semua atom golongan IA dituliskan memiliki satu titik
yang mewakili satu elektron valensinya. Untuk atom golongan IIA dituliskan memiliki dua titik yang
mewakili dua elektron valensinya. Begitu juga penulisan untuk golongan IIIA hingga golongan VIIIA.
Rumus kimia senyawa ionik secara umum dituliskan sebagai XmYn. Rumus umum senyawa ionik
XmYn jika diuraikan menjadi Xn+ dan Ym-. Xn+ sebagai kation dan Ym- sebagai anion. Sebagaimana
proses pembentukan senyawa NaCl di atas, yang terdiri dari kation Na+ dan anion Cl-. Untuk lebih
memahami proses pembentukan senyawa ionik, struktur Lewis dan rumus kimianya, kerjakan latihan
soal berikut.
No Ionic Compound No Ionic Compound
1 Senyawa KF (kalium fluorida) yang
dibentuk dari: 19K + 9F
5 Senyawa CaF2 (kalsium fluorida) yang dibentuk
dari: 20Ca + 35Br
2 Senyawa MgO (magnesium oksida) yang
dibentuk dari: 12Mg + 8O
6 Senyawa AlCl3 (aluminum klorida) yang dibentuk
dari:13Al + 17Cl
3 Senyawa AlN (aluminium nitrida) yang
dibentuk dari: 13Al + 7N
7 Senyawa K3N (kalium nitrida) yang dibentuk dari:
19K + 7N

4 Senyawa Rb2S (rubidium sulfida) yang
dibentuk dari: 37Rb + 16S
8 Senyawa Mg3N2 (magnesium nitridA) yang
dibentuk dari: 12Mg + 7N
2. Jenis Senyawa Ionik
Senyawa ion terbentuk akibat interaksi ion positif (kation) dan ion negatif (anion). Kation dan anion
dapat berupa kation dan anion sederhana (monoatomik) maupun kation dan anion poliatomik.
Berikut dijelaskan secara detail jenis kation dan anion serta jenis senyawa ion yang terbentuk.
a. Jenis kation
Kation dapat didefinisikan sebagai atom atau gugusan atom yang bermuatan positif. Kation
yang terbentuk dari satu atom dikenal sebagai kation monoatomik, sedangkan kation yang
terdiri dari beberapa atom dikenal sebagai kation poliatomik. Rumus umum kation dituliskan
sebagai Xn+, dengan X adalah atom atau gugusan atom, dan n+ menunjukkan muatan ion.
Pemberian nama kation adalah memberi kata ion di depan nama unsur. Misalnya Na+ diberi
nama ion natrium. Berikut tabel kation sederhana dari golongan utama dan golongan transisi,
serta kation poliatomik yang dilengkapi dengan namanya.
Tabel: Kation golongan utama
Golongan Unsur Nama Ion Simbol Ion
IA
Litium Ion litium Li+
Natrium Ion natrium Na+
Kalium Ion kalium K+
Rubidium Ion rubidium Rb+
Cesium Ion cesium Cs+
IIA
Berilium Ion berilium Be2+
Magnesium Ion magnesium Mg2+
Kalsium Ion kalsium Ca2+
Stronsium Ion stronsium Sr2+
Barium Ion barium Ba2+

IIIA
Aluminium Ion aluminium Al3+
Galium Ion galium Ga3+
Indium Ion indium In3+
IVA
Timah Ion timah(II) Sn2+
Timah Ion timah(IV) Sn4+
Timbal Ion timbal(II) Pb2+
Timbal Ion timbal(IV) Pb4+
Tabel: Kation golongan unsur transisi
Tabel: Kation poliatomik
No Rumus Ion Nama Ion
1 PH4+ Ion fosfonium
2 H2F+ Ion fluoronium
3 C7H7+ Ion tropilium
4 C(NH2)3+ Ion guanidinium
4 NH4+ Ion ammonium
b. Jenis anion
Anion dapat didefinisikan sebagai atom atau gugusan atom yang bermuatan negatif. Anion
yang terbentuk dari satu atom dikenal sebagai anion monoatomik, sedangkan anion yang terdiri
Golongan Unsur Nama Ion Simbol Ion
VIB Kromium
Ion krom(II) Cr2+
Ion krom(III) Cr3+
VIIB Mangan
Ion mangan(II) Mn2+
Ion mangan(III) Mn3+
VIIIB
Besi
Ion besi(II) Fe2+
Ion besi(III) Fe3+
Kobalt
Ion kobalt(II) Co2+
Ion kobalt(III) Co3+
IB
Tembaga
Ion tembaga (I) Cu+
Ion tembaga (II) Cu2+
Perak Ion perak Ag+
IIB
Raksa
Ion raksa(I) Hg22+
Ion raksa(II) Hg2+
Seng Ion seng Zn2+
IIIB Scandium Ion scandium Sc3+

dari beberapa atom dikenal sebagai anion poliatomik. Rumus umum anion dituliskan sebagai
Ym-, dengan Y adalah atom atau gugusan atom, dan m- menunjukkan muatan ion. Penamaan
anion monoatomik dimulai dengan kata ion dan diikuti dengan nama unsur dan diakhiri
dengan -ida. Berikut ini disampaikan anion sederhana dari golongan utama, anion poliatomik
yang disertai dengan penamaannya.
Tabel: Anion unsur golongan utama
Golongan Unsur Simbol Ion Nama Ion
IA Hidrogen H- Ion hidrida
IVA Karbon C4- Ion karbida
Silikon Si4- Ion silisida
VA Nitrogen N3- Ion nitrida
Fosfor P3- Ion fosfida
Arsen As3- Ion arsenida
VIA Oksigen O2- Ion oksida
Sulfur/belerang S2- Ion sulfida
Selenium Se2- Ion selenida
Tellurium Te2- Ion tellurida
VIIA Fluorin F- Ion fluorida
Klorin Cl- Ion klorida
Bromin Br- Ion bromida
Iodium I- Ion iodida
Tabel: Anion poliatomik
Muatan Simbol Ion Nama Ion
(-1) OH- Ion hidroksida
NO2- Ion nitrit
NO3- Ion nitrat
CN- Ion sianida
ClO- Ion hipoklorit atau ion klorat(I)
ClO2- Ion klorit atau ion klorat(III)
ClO3- Ion klorat atau ion klorat(V)
ClO4- Ion perklorat atau ion klorat(VII)
MnO4- Ion permanganat
SCN- Ion tiosianat
CH3COO- Ion asetat
HCO3- Ion hidrogen karbonat atau ion bikarbonat

HSO4- Ion hidrogen sulfat
H2PO4- Ion dihidrogen fosfat
C6H5COO- Ion benzoat
(-2) CO32- Ion karbonat
SO32- Ion sulfit
SO42- Ion sulfat
SeO32- Ion selenit
SeO42- Ion selenat
CrO42- Ion kromat
Cr2O72- Ion dikromat
C2O42- Ion oksalat
HPO42- Ion hidrogenfosfat
S2O32- Ion tiosulfat
(-3) PO33- Ion fosfit
PO43- Ion fosfat
AsO33- Ion arsenit
AsO43- Ion arsenat
SbO33- Ion antimonit
SbO43- Ion antimonat
Kombinasi kation dan anion akan menghasilkan 4 jenis senyawa ionik. Jenis yang pertama
yaitu senyawa ionik yang terbentuk dari kation sederhana-anion sederhana, kation sederhana-
anion poliatomik, kation poliatomik-anion sederhaha dan kation poliatomik-anion poliatomik.
Berikut ini penjelasan dari keempat jenis senyawa ionik.
a. Senyawa ion dari kation monoatomik – anion monoatomik
Jenis senyawa ion pertama ini adalah yang sering dibahas di materi ikatan kimia di jenjang
SMA. Kation sederhana berasal dari atom logam, dan anion sederhana berasal dari unsur
non logam. Jenis senyawa ion ini biasanya dikenal sebagai ikatan antara unsur logam dan
non logam. Perhatikan tabel contoh senyawa ion berikut ini.
Tabel: Senyawa Ion Kation Monoatomik – Anion Monoatomik
No. Kation Anion Rumus Kimia Nama Senyawa
1 Na+ Cl- NaCl Natrium klorida

2 K+ Br- KBr Kalium bromida
3 K+ S2- K2S Kalium sulfida
4 Ca2+ Cl- CaCl2 Kalsium klorida
5 Ba2+ O2- BaO Barium oksida
6 Cu+ Cl- CuCl Tembaga(I) klorida
7 Cu2+ Cl- CuCl2 Tembaga(II) klorida
b. Senyawa ion dari kation monoatomik – anion poliatomik
Contoh senyawa ion jenis kedua disajikan dalam tabel berikut ini.
Tabel: Senyawa Ion Kation Monoatomik – Anion Poliatomik
1 Na+ NO3- NaNO3 Natrium nitrat
2 K+ SO42- K2SO4 Kalium sulfat
3 Ca2+ NO3- Ca(NO3)2 Kalsium nitrat
4 Ba2+ CO32- BaCO3 Barium karbonat
5 Na+ PO43- Na3PO4 Natrium fosfat
6 Mg2+ PO43- Mg3(PO4)2 Magnesium fosfat
7 Sn2+ SO42- SnSO4 Timah(II) sulfat
8 Sn4+ SO42- Sn(SO4)2 Timah(IV) sulfat
c. Senyawa ion dari kation poliatomik – anion monoatomik
Contoh senyawa ion jenis ketiga disajikan dalam tabel berikut ini.
Tabel: Senyawa Ion Kation Politomik – Anion Monoatomik
1 NH4+ Cl- NH4Cl Ammonium klorida
2 NH4+ S2- (NH4)2S Ammonium sulfisa
d. Senyawa ion dari kation poliatomik – anion poliatomik
Contoh senyawa ion jenis ketempat disajikan dalam tabel berikut ini.
Tabel: Senyawa Ion Kation Poliatomik – Anion Poliatomik
1 NH4+ NO3- NH4NO3 Ammonium nitrat

2 NH4+ SO42- (NH4)2SO4 Ammonium sulfat
3 NH4+ PO43- (NH4)3PO4 Ammonium fosfat
Untuk meningkatan pemahaman tentang penulisan rumus kimia dan nama senyawa ionik,
kerjakan latihan soal berikut ini.
Kation/anion Cl- S2- NO3
- SO4
2- PO3
3-
Na+
Al3+
Fe3+
Sn2+
NH4+
PH4+
3. Tata Nama Senyawa Ionik
Setelah memahami 4 jenis senyawa ionik, pada bagian ini akan dipelajari bagaimana cara
memberi nama suatu senyawa ionik. Penamaan senyawa ion sangat mudah dilakukan, yaitu
hanya dengan menggabungkan nama kation + anion. Nama-nama kation dan anion telah
disampaiakan pada bagian sebelumnya. Berikut disajikan data contoh tata nama senyawa ionik.
Tabel: Tata Nama Senyawa Ionik
Rumus
Kimia
Ion Penyusun Nama Ion Nama
SenyawaPositif Negatif Positif Negatif

KBr K+ Br- Ion kalium Ion bromida Kalium bromida
CaCl2 Ca2+ Cl- Ion kalsium Ion klorida Kalsium klorida
Na2O K+ O2- Ion kalium Ion oksida Kalium oksida
NH4Cl NH4+ Cl- Ion ammonium Ion klorida Ammonium klorida
K2SO4 K+ SO42- Ion kalium Ion sulfat Kalium sulfat
(NH4)3PO4 NH4+ PO43- Ion ammonium Ion fosfat Ammonium fosfat
CuNO3 Cu+ NO3- Ion tembaga(I) Ion nitrat Tembaga(I) nitrat
CuSO4 Cu2+ SO42- Ion tembaga(II) Ion sulfat Tembaga(II) sulfat
FeSO4 Fe2+ SO42- Ion besi(II) Ion sulfat Besi(II) sulfat
Fe2(SO4)3 Fe3+ SO42- Ion besi(III) Ion sulfat Besi(III) sulfat
CoPO4 Co3+ PO43- Ion kobalt(III) Ion fosfat Kobalt(III) fosfat
KMnO4 K+ MnO4- Ion kalium Ion permanganat Kalium permanganat
K2Cr2O7 K+ Cr2O72- Ion kalium Ion dikromat Kalium dikromat
Na2C2O4 Na+ C2O42- Ion natrium Ion oksalat Natrium oksalat
Al2(SO4)3 Al3+ SO42- Ion aluminium Ion sulfat Aluminium sulfat
PH4I PH4+ I- Ion fosfonium Ion iodida Fosfonium iodida
NaHCO3 Na+ HCO3- Ion natrium Ion hidrogen karbonat Natrium hidrogen karbonat
CaHPO4 Ca2+ HPO42- Ion kalsium Ion hidrogen fosfat Kalsium hidrogen fosfat
Mg(ClO2)2 Mg2+ ClO2- Ion magnesium Ion klorit Magnesium klorit
Mg(ClO4)2 Mg2+ ClO4- Ion magnesium Ion perklorat Magnesium perklorat
Na2S Na+ S2- Ion natrium Ion sulfida Natrium sulfida
MnSO4 Mn2+ SO42- Ion mangan(II) Ion sulfat Mangan(II) sulfat
Ba(BrO4)2 Ba2+ BrO4- Ion barium Ion perbromat Barium perbromat
Mn2(SO4)3 Mn3+ SO42- Ion mangan(III) Ion sulfat Mangan(III) sulfat
Rb2SO4 Rb+ SO42- Ion rubidium Ion sulfat Rubidium sulfat
CH3COONa Na+ CH3COO- Ion natrium Ion asetat Natrium asetat
SrCl2 Sr2+ Cl- Ion stronsium Ion klorida Stronsium klorida
Untuk meningkatkan pemahaman tentang tata nama senyawa ionik, kerjakan latihan soal berikut
ini.
Kation/anion Br-
(ion
bromida)
O2-
(ion oksida)
NO3
-
(ion nitrat)
SO4
2-
(ion sulfat)
PO4
3-
(ion fosfat)
K+

(ion kalium)
Ba2+
(ion barium)
NH4+
(ion ammonium)
Co2+
(Ion kobalt(II))
Co3+
(ion kobalt(III))
Fe2+
(ion besi(II))
Fe3+
(ion besi(III))
Cu+
(ion tembaga(I))
Cu2+
(ion tembaga(II))
Sn2+
(ion timah(II))
Sn4+
(ion timah(IV))
4. Sifat-sifat Senyawa Ionik
Senyawa ionik memiliki ikatan ionik sangat kuat. Kekuatan ikatan ini menyebabkan senyawa ionik
memiliki sifat khas. Sifat khas senyawa ionik dijelaskan sebagai berikut.
a. Titik leleh dan titik didih yang tinggi
Interaksi antara kation dan ionik dalam senyawa ionik sangat kuat. Untuk memutus atau
memisahkan kedua ion memerlukan energi yang sangat tinggi, akibatnya titik leleh dan titik
didihnya sangat tinggi. Titik leleh senyawa ionik dalam satu golongan, dari atas ke bawah
semakin rendah. Hal ini disebabkan oleh meningkatnya jari-jari ikatan ionik dan dapat
menurunkan kekuatan ikatan ionik. Perhatikan data beberapa titik leleh senyawa ionik berikut
ini.
Tabel: Titik leleh senyawa ionik
Alkaly Halide Melting Point (oC)
NaF 993
NaCl 801

NaBr 747
NaI 651
b. Wujud fisik senyawa ionik
Senyawa ionik umumnya berwujud padat dan keras. Namun sangat mudah hancur jika dikenai
tekanan atau pukulan. Apabila senyawa ionik ditekan atau dipukul menyebabkan pergeseran
posisi ion-ion di dalam kristalnya. Posisi ion-ion yang semula selalu berselang-seling antara ion
positif dan ion negatif, akan berubah posisi dengan ion sejenis akan saling berdekatan. Hal ini
menyebabkan struktur kristal senyawa ionik pecah akibat adanya gaya tolak-menolak antara
ion-ion sejenis. Perhatikan ilustrasi berikut ini.
Gambar: Struktur kristal senyawa ionik sebelum ditekan (a), saat ditekan (b) dan
pecah saat ditekan atau dipukul (c). (Sumber: Effendy, 2007).
c. Kelarutan
Senyawa ionik memiliki ion positif dan ion negatif. Kedua ion dapat memisah apabila ada
interaksi dengan ion-ion dari senyawa lain atau yang berasal dari dari pelarut. Jadi, senyawa
ionik mampu larut di dalam senyawa lain yang memiliki ion juga. Pelarut yang memiliki ion-ion
adalah pelarut yang bersifat polar, seperti air. Penjelasan tentang kelarutan akan di bahas pada
bab larutan elektrolit.
d. Daya hantar listrik
Aliran listrik dapat terjadi jika ada aliran elektron. Aliran elektron dapat dipermudah jika ada ion-
ion yang bebas bergerak. Larutan dari senyawa ionik merupakan contoh larutan yang memiliki
elektron bebas, sehingga larutan senyawa ionik dapat menghantarkan arus listrik. Berikut ini
proses pembentukan ion bebas pada larutan senyawa ion.
Gambar: Struktur senyawa ion (a), struktur molekul air (b) dan gambar saat senyawa ion
melarut membentuk larutan (c) (Sumber: https://spendidikan.com/senyawa-pembentuk-
larutan-elektrolit/ )
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
+
_
A blow
is struck
(a) (b) (c)

Scan untuk video
pembentukan ika-
tan kimia
Selain dalam kondisi larutan, pada kondisi lelehan senyawa ion juga mampu menghantarka
arus listrik. Hal ini disebabkan saat senyawa ion juga menghasilkan ion-ion bebas. Berikut ini
proses pembentukan ion bebas pada lelehan senyawa ion.
Gambar: Struktur senyawa ion (a) dan struktur senyawa ion saat melelleh (b) (Sumber:
https://spendidikan.com/senyawa-pembentuk-larutan-elektrolit/ )
Sementara itu, dalam kondisi padatan, senyawa ion tidak mampu menghantarkan arus listrik.
Hal ini disebabkan kuatnya gaya tarik antar ion, sehingga tidak ada ion bebas. Berikut ini
struktur senyawa ion pada kondisi padatan.
Gambar: Struktur senyawa ion (Sumber: https://spendidikan.com/senyawa-pembentuk-
larutan-elektrolit/ )
C. Ikatan Kovalen dan Jenisnya
Senyawa kovalen terbentuk akibat adanya ikatan kovalen, yaitu penggunaan elektron bersama antar
atom yang berikatan. Penggunaan elektron bersama ada yang sepasang saja (masing-masing atom
menyumbangkan satu elektron), ada yang dua pasang (masing-masing atom menyumbangkan dua
elektron), ada juga yang tiga pasang (masing-masing atom menyumangkan tiga elektron), bahkan
ada juga yang elektron ikatan hanya berasal dari salah satu atomnya. Jenis-jenis ikatan seperti itu
dikenal sebagai ikatan kovalen tunggal, rangkap dua, ganda tiga dan ikatan kovalen koordinasi.
Berikut ini penjelasan mengenai proses pembentukan, jenis dan tata nama senyawa kovalen.
1. Proses pembentukan ikatan kovalen
Senyawa kovalen terbentuk dari penggunaan bersama elektron atom-atom yang
saling berikatan. Penggunaan bersama ini bertujuan agar atom dapat mencapai
kestabilan. Atom dikatakan stabil jika konfigurasi elektron valensinya sama
seperti gas mulia. Saat berikatan kovalen, atom menjadi stabil jika memiliki dua
elektron setelah berikatan (aturan duplet) atau delapan elektron setelah berikatan
(aturan oktet). Berikut ini contoh penjelasan mengenai proses pembentukan

ikatan kovalen yang memenuhi aturan duplet dan aturan oktet pada molekul HCl.
Konfigurasi elektron atom penyusun molekul HCl adalah sebagai berikut.
1H : 1s1 (memiliki 1 elektron valensi, untuk mencapai kestabilan memerlukan 1 elektron dari atom
lain agar memiliki 2 elektron atau memenuhi aturan duplet)
17Cl : 1s2 2s22p6 3s23p5 (memiliki 7 elektron valensi, untuk mencapai kestabilan memerlukan 1
elektron dari atom lain agar memiliki 8 elektron atau memenuhi aturan oktet.)
Proses pembentukan ikatannya adalah sebagai berikut.
struktur Lewis digambarkan sebagai dan rumus
kimia dituliskan sebagai HCl. Untuk lebih memahami proses pembentukan senyawa kovalen,
kerjakan latihan soal berikut ini.
Rumus Kimia Struktur Lewis Rumus Kimia Struktur Lewis
Cl2
(17Cl)
CHCl3
(6C, 1H, 17Cl)
PCl3
(15P, 17Cl)
BeF2
(4Be, 9F)
NH3
(7N, 1H)
CH4
(6C, 1H)
BF3
(5B, 9F)
HCN
(1H, 6C, 7N)

H2O
(1H, 8O)
PCl3
(15P, 17Cl)
Berdasarkan soal di atas, semua molekul memenuhi aturan duplet atau oktet. Padahal fakta yang
ada di lapangan lebih banyak molekul yang tidak memenuhi aturan duplet maupun aturan oktet.
Molekul yang cenderung memenuhi aturan duplet atau oktet adalah senyawa yang terbentuk dari
atom-atom pada periode 1 dan periode 2. Sedangkan molekul yang terbentuk dari atom-atom
periode 3 ke bawah, banyak yang tidak memenuhi aturan duplet dan oktet. Hal ini disebabkan
semakin banyaknya kulit atom yang secara langsung dapat menampung elektron lebih banyak.
Misalnya pada atom periode 3 mampu menampung 18 elektron pada kulit valensinya. Contoh
molekul yang tidak memenuhi aturan duplet maupun oktet adalah PCl5.
Pada gambar di atas, setiap atom klorin (Cl) memiliki 8 elektron setelah berikatan atau memenuhi
aturan oktet. Sedangkan atom fosfor (P) memiliki 10 elektron setelah berikatan atau tidak
memenuhi aturan oktet. Untuk lebih memahami proses pembentukan molekul yang tidak
memenuhi aturan duplet atau oktet, kerjakan latihan soal berikut ini.
SF5
(16S, 9F)
BrF5
(35Br, 9Cl)
XeF4
(54Xe, 9F)
IF3
(53I, 9F)

2. Jenis ikatan kovalen
Terdapat 4 jenis ikatan kovalen yang akan dipelajari pada bagian ini. Keempat jenis ikatan kovalen
tersebut adalah ikatan kovalen tunggal, ikatan kovalen rangkap dua, ikatan kovalen ganda tiga dan
ikatan kovalen koordinasi. Berikut penjelasan mengenai jenis-jenis ikatan kovalen.
a. Ikatan kovalen tunggal
Ikatan kovalen tunggal hanya terjadi penggunaan bersama satu pasang elektron. Perhatikan
contoh proses pembentukan unsur hidrogen berikut ini:
Gambar: Pembetukan ikatan kovalen tunggal (Sumber: http://www.artikelpandai.com/2017/04/
ikatan-kimia.html)
Untuk mencapai kestabilan, atom hidrogen memerlukan satu elektron dari luar (memenuhi
kaidah duplet). Salah satu cara adalah berikatan dengan sesama atom hidrogen, dan
membentuk ikatan tunggal (ikatan antar atom melalui penggunaan bersama satu pasang
elektron).
b. Ikatan kovalen rangkap dua
Ikatan kovalen tunggal hanya terjadi penggunaan bersama dua pasang elektron. Perhatikan
contoh proses pembentukan unsur oksigen berikut ini:
Gambar: Pembetukan ikatan kovalen rangkap dua (Sumber: http://www.artikelpandai.com/
2017/04/ ikatan-kimia.html)
Untuk mencapai kestabilan, atom oksigen memerlukan dua elektron dari luar (memenuhi kaidah
oktet). Salah satu cara adalah berikatan dengan sesama atom oksigen, dan membentuk ikatan
rangkap dua (ikatan antar atom melalui penggunaan bersama dua pasang elektron).
c. Ikatan kovalen ganda tiga

Ikatan kovalen tunggal hanya terjadi penggunaan bersama tiga pasang elektron. Perhatikan
contoh proses pembentukan unsur nitrogen berikut ini:
Gambar: Pembetukan ikatan kovalen ganda tiga (Sumber: http://www.artikelpandai.com/
2017/04/ikatan-kimia.html)
Untuk mencapai kestabilan, atom nitrogen memerlukan tiga elektron dari luar (memenuhi
kaidah oktet). Salah satu cara adalah berikatan dengan sesama atom nitrogen, dan membentuk
ikatan ganda tiga (ikatan antar atom melalui penggunaan bersama tiga pasang elektron).
d. Ikatan kovalen koordinasi
Ikatan kovalen koordinasi terbentuk karena adanya donor pasangan elektron dari suatu zat
(senyawa atau ion) ke zat lain yang kekurangan elektron. Perhatikan proses pembentukan ion
ammonium berikut:
Gambar: Pembetukan ikatan kovalen koordinasi (Sumber:
http://www.artikelpandai.com/2017/04/ikatan-kimia.html)
Berdasarkan gambar di atas, ammonia memiliki sepasang elektron bebas, sedangkan hidrogen
sudah tidak memiliki elektron lagi. Agar terjadi ikatan, seharusnya ammonia dan ion hidrogen
berbagi elektron. Ikatan di atas baru terbentuk jika sepasang elektron yang berasal dari
ammonia digunakan secara bersama-sama atau membentuk ikatan kovalen koordinasi.
Untuk lebih memahami jenis-jenis ikatan kovalen, kerjakan latihan soal berikut ini.
CO2
(6C, 8O)
HCN
(1H, 6C, 7N)

SO3
(16S, 8O)
O3
(8O)
3. Ikatan kovalen pada anion poliatomik
Saat belajar ikatan ionik kita mengenal adanya ion poli atomik, misalnya NO3-. Pada ion poliatomik
juga terdapat ikatan kovalen. Untuk menggambarkan struktur Lewis ion poliatomik tidak semudah
menggambarkan struktur Lewis molekul sederhana. Berikut ini langkah-langkah untuk
menggambarkan struktur Lewis ion poliatomik atau molekul kovalen yang agak kompleks.
a. Menentukan atom pusat molekul atau ion
b. Menuliskan struktur kerangka molekul atau ion
c. Menghitung Total Elektron Valensi (TEV) atom yang berikatan. TEV = (EV atom 1 + EV atom 2
– muatan ion). EV = elektron valensi
d. Menenempatkan ikatan tunggal (ikatan sigma) dan mengoktetkan atom yang diikat oleh atom
pusat.
e. Menghitung Jumlah Elektron yang digunakan membentuk ikatan Tunggal (JET) dan
menghitung Total Elektron Bebas (TEB) pada atom yang diikat atom pusat.
f. Menghitung Elektron Sisa (ES). ES = TEV – JET – TEB
g. Jika ada Elektron Sisa (ES) tempatkan pada atom pusat
h. Meminimalkan muatan formal (Qf) atom pusat dengan cara membentuk ikatan rangkap (iaktan
phi). Rumus untuk menghitung muatan formal (Qf) = NA – NEB – ½ NEI
NA = jumlah elektron valensi suatu atom
NEB = jumlah elektron bebas pada suatu atom
NEI = jumlah elektron ikatan pada suatu atom
Untuk lebih memahami bagaimana cara menggambar struktur Lewis molekul poliatomik,
perhatikan contoh berikut.
Contoh: Gambarkan struktur Lewis pada ion nitrat (NO3-)!
Jawab:
a. Menentukan atom pusat molekul atau ion, yaitu atom nitrogen (N)
b. Menuliskan struktur kerangka molekul atau ion

c. Menghitung Total Elektron Valensi (TEV) atom yang berikatan.
TEV = (EV atom N + 3 EV atom O) – muatan ion
TEV = (5 + 3(6)) – (-1)
TEV = 24
d. Menenempatkan ikatan tunggal (ikatan sigma) dan mengoktetkan atom yang diikat oleh atom
pusat.
e. Menghitung Jumlah Elektron (JE) yang digunakan membentuk ikatan Jumlah Elektron
ikatanTunggal (JET) dan menghitung Total Elektron Bebas (TEB) pada atom yang diikat atom
pusat.
JET = 3 x 2 = 6 (setiap ikatan memiliki 2 elektron)
TEB = 6 x 3 = 18 (setiap atom oksiegen memiliki 6 elektron bebas)
JE = JET + TEB
JE = 6 + 18 = 24
f. Menghitung Elektron Sisa (ES). ES = TEV – JE
ES = TEV – JE
ES = 24 – 24 = 0
g. Jika ada Elektron Sisa (ES) tempatkan pada atom pusat (karena tidak ada ES, berarti gambar
belum berubah)
h. Meminimalkan muatan formal (Qf) atom pusat dengan cara membentuk ikatan rangkap (ikatan
phi). Rumus untuk menghitung muatan formal (Qf) = NA – NEB – ½ NEI
Qf atom N = NA – NEB – ½ NEI
Qf atom N = 5 – 0 – ½ 6 = +2 (atomN tidak memiliki elektron bebas (EB) dan memiliki 3 ikatan)
Qf atom O = NA – NEB – ½ NEI (Qf dihitung setiap atom O)
Qf atom O = 6 – 6 – ½ 2 = - 1
Untuk meminimalkan muatan atom pusat digunakan sepasang elektron bebas dari atom O
dalam rangka membentuk ikatan rangkap (seharusnya atom N membentuk 2 ikatan rangkap
karena muatan formalnya = +2, namun ini tidak dapat dilakukan yang disebabkan posisi atom N
pada periode 2 yang hanya mampu menampung 8 elektron). Muatan formal atom N berkurang
satu digit, yaitu +2 – 1 = +1, sedangkan muatan formal O (beriktan rangkap) bertambah 1, yaitu
(-1) + 1 = 0.

Gambar sebelah kanan merupakan gambar struktur Lewis ion NO3- yang benar. Untuk menguji
kebenarannya adalah menghitung jumlah muatan formal pada seluruh atom. Jika jumlah semua
muatan formal = muatan ion, berarti gambar yang dibuat seudah benar.
Jumlah muatan formal = Qf N + 2 Qf O (ikatan tunggal) + Qf O ikatan rangkap
Jumlah muatan formal = (+1) + 2(-1) + 0 = -1
Jumlah muatan formal = muatan ion, berarti gambar yang dibentuk di atas sudah benar. Agar
lebih memhami cara penggambaran struktur Lewis ion poliatomik dengan baik, kerjakan latihan
berikut ini.
SO42-
(16S, 8O)
PO43-
(15P, 8O)
PO33-
(15P, 8O)
SO32-
(16S, 8O)
4. Tata nama senyawa kovalen
Sebagaimana senyawa ion, senyawa kovalen juga terdapat aturan penamaan. Penamaan
senyawa kovalen sangat erat hubungannya dengan penulisa rumus kimia senyawa kovalen.
Penulisan rumus kimia senyawa kovalen dimulai dari atom yang lebih elektropositif, kemudian
diikuti dengan unsur yang lebih elektronegatif, misalnya senyawa HF. Penulisan senyawa HF
menunjukkan bahwa atom hidrogen lebih elektropositif daripada atom fluorin. Penamaan senyawa
kovalen mengikiti aturan-aturan berikut ini.
a. Atom yang ditulis di depan disebut sesuai dengan nama unsurnya, diikuti dengan nama unsur
berikutnya dan diberi akhiran –ida.
b. Jumlah atom (ditunjukkan dalam subskrip) disebut sebagai awalan dengan menggunakan
angka latin.

Angka Sebutan Angka Sebutan
1 Mono- 6 Heksa-
2 di- 7 Hepta-
3 Tri- 8 Okta-
4 Tetra- 9 Nona-
5 Penta- 10 Deka-
Berikut ini contoh rumus kimia dan nama senyawa kovalen.
Tabel: Contoh Rumus Kimia dan Nama Senyawa Kovalen
Rumus Kimia Nama Senyawa Rumus Kimia Nama Senyawa
CO Karbon monoksida HF Hidrogen fluorida
CO2 Karbon dioksida HCl Hidrogen klorida
NO Nitrogen monoksida PCl3 Fosfor triklorida
N2O Dinitrogen monoksida PCl5 Fosfor pentaklorida
NO2 Nitrogen dioksida SO2 Belerang dioksida
N2O3 Dinitrogen trioksida SO3 Belerang trioksida
N2O5 Dinitrogen pentaoksida SF4 Belerang tetrafluorida
XeF4 Ksenon tetrafluorida SF6 Belerang heksafluorida
BrF6 Bromo heksafluorida P4O10 Tetrafosfor dekaoksida
Untuk lebih memahami tata nama senyawa kovalen, kerjakan latihan soal berikut ini.
Berilah nama untuk senyawa berikut ini!
Rumus Kimia Nama Senyawa Rumus Kimia Nama Senyawa
NF3 SF6
OF2 GeH4
ClF5 CF4
IF7 CF2Cl2
XeF2 CHCl3
5. Sifat-sifat senyawa kovalen
Sifat senyawa kovalen umumnya berlawanan dengan sifat senyawa ionik. Hal ini disebabkan
ikatan kovalen lebih lemah jika dibandingkan dengan ikatan ionik. Berikut ini merupakan sifat-sifat
senyawa kovalen.
a. Titik didih dan titik leleh rendah

Scan untuk video
Polaritas molekul
b. Padatan dan lelehan sebagai isolator, karena tidak menghasilkan ion bebas
c. Larutan senyawa kovalen polar mampu menghantarkan arus listrik (konduktor) karena mampu
menghasilkan ion bebas, sedangkan senyawa kovalen non polar tidak mampu menghantarkan
arus listrik (isolator) karena tidak mampu menghasilkan ion bebas. Perhatikan contoh dua
senyawa yang dilarutkan ke dalam air berikut.
HCl(l) → H+(aq) + Cl-(aq) (HCl bersifat polar)
C6H12O6(s) → C6H12O6(aq) (C6H12O6 bersifat non polar)
. Senyawa kovalen polar mampu larut di dalam pelarut polar, sedangkan senyawa kovalen non
polar larut di dalam pelarut non polar. Misalnya HCl larut di dalam air, HCl bersifat polar, air juga
bersifat polar. Contoh pelarutan yang non polar misalnya CCl4 yang mampu larut di dalam CS2.
D. Bentuk dan Polaritas Molekul
Pada saat menjelaskan kelarutan senyawa kovalen, kita menggunakan istilah
senyawa polar dan non polar. Sebenarnya apa senyawa polar dan non polar itu?
Senyawa polar adalah senyawa yang penyebaran elektron ikatan tidak merata,
sehingga menimbulkan dua kutub listrik (dipole). Molekul yang memiliki dipole inilah
yang disebut sebgai molekul polar. Sedangkan molekul non polar adalah molekul
yang penyebaran elektronnya mengumpul, sehingga tidak memiliki kutub listrik.
Berikut ini gambaran umum (simbol) molekul polar dan non polar.
Gambar: molekul non polar dan molekul polar (Sumber: Effendy, 2007).
Setelah memahami konsep polar dan non polar, sekarang bagaimana cara menentukan atau
memprediksi suatu molekul bersifat polar dan non polar? Kepolaran molekul sangat erat
hubungannya dengan bentuk molekul. Untuk menjelaskan hubungan bentuk dan kepolaran molekul
dipelajari dalam teori : Valence Shell Electron Pairs Repulsion (VSEPR) yang dikembangkan oleh
Gillespei dan Nyholm. Menurut teori VSEPR, bentuk molekul terjadi akibat gaya tolak-menolak antar
pasangan elektron yang ada di sekitar atom pusat suatu molekul. Akibat adanya gaya tolak-menok ini,
susunan pasangan elektron akan saling menjauhi satu sama lain, dan akan membentuk molekul
dalam struktur tiga dimensi. Banyaknya pasangan elektron di sekitar atom pusat yang saling
bertolakan disebut sebagai bilangan koordinasi. Bentuk dasar molekul yang memiliki 2 bilangan
koordinasi disebut linear, bentuk dasar molekul dengan bilangan koordinasi 3 disebut segitiga datar,
bentuk dasar molekul yang memiliki 4 bilangan koordinasi disebut tertahedral, bentuk dasar molekul
yang memiliki 5 bilangan koordinasi 5 disebut segitiga piramida dan bentuk dasar molekul yang

memiliki bilangan koordinasi 6 disebut oktahedral. Berikut inidiberikan gambar bentuk dasar molekul
yang memiliki bilangan koordinasi 2, 3, 4, 5 dan 6.
Gambar: Bentuk dasar molekul bilangan koordinasi 2 – 6 (Sumber: Effendy, 2007)
Berdasarkan 6 bentuk dasar molekul di atas, dapat dijelaskan garis tipis menunjukkan ikatan yang
sebidang dengan kertas. Garis tebal menunjukkan ikatan yang mengarah ke depan bidang kertas.
Sedangkan garis putus-putus menunjukkan ikatan yang mengarah ke belakang bidang kertas. Dari
keenam bentuk dasar di atas, bentuk molekul dapat diturunkan menjadi bebrapa bentuk lagi. Turunan
bentuk ini berdasarkan adanya pasangan elektron bebas yang terdapat pada atom pusat. Berikut ini
turunan bentuk molekul dan polaritasnya.
Tabel: Bentuk dan polaritas molekul dari berbagai bilangan koordinasi
Bilangan
Koordinasi
Rumus
umum
Bentuk
molekul
Geometri Sudut Contoh Polaritas
2 AX2 Linear 1800 CO2, BeCl2 Non polar
3 AX3 segitiga datar 1200 BF3 Non polar
3 AX2E Bentuk huruf
“V”/bent
<1200 SO2 Polar

4 AX4 Tetrahedral 109,50 CH4, CCl4 Non polar
4 AX3E Segitiga
piramida
<109,50 NH3, PCL3 Polar
4 AX2E2 Bentuk huruf
“V”/bent
<109,50 H2O, SCl2 Polar
4 AXE3 Linear 1800 HF, OH- Polar
5 AX5 Segitiga
bipiramida
Aksial:900
Ekuatorial:1
200
PF5, PCl5 Non polar
5 AX4E Seesaw/gergaj
i/jungkat-
jungkit
Aksial:<900
Ekuatorial:
<1200
SF4, SeF4 Polar
5 AX3E2 Bentuk huruf
“T” Aksial:<900
ClF3, BrF Polar
5 AX2E3 Linear Aksial:1800 XeF2, I3- Non Polar
6 AX6 Oktahedral Aksial:900
Ekuatorial:9
00
SF6, SeF6 Non polar
6 AX5E Segiempat
piramida
Aksial:900
Ekuatorial:9
00
BrF5, IF5 Polar
6 AX4E2 Segiempat
datar
Ekuatorial:9
00
BrF4-, XeF4 Non polar
Note: Sudut aksial terbentuk antara ikatan ke samping dan ke atas, sudut ekuatorial terbentuk antar
ikatan samping

Bagaimana cara memprediksi bentuk dan polaritas molekul jika rumus molekulnya tidak tertulis pada
tabel di atas? Ada beberapa tahap yang harus dilakukan untuk memprediksi bentuk dan polaritas
molekul. Perhatikan contoh berikut.
1. Molekul tanpa Pasangan Elektron Bebas (PEB)
Contoh molekul yang tidak memiliki PEB adalah BCl3 (5B, 17Cl). Untuk memprediksi bentuk dan
polaritas molekul lakukan tahap berikut.
a. Gambarkan struktur Lewisnya
5B : 1s2 2s22p1 (3 elektron valensi)
17Cl : 1s2 2s22p6 3s23p5 (7 elektron valensi)
Gambar strutur Lewis BCl3 adalah sebagai berikut.
b. Tentukan Bilangan Koordinasi (BK)
Bilangan Koordinasi (BK) adalah banyaknya Pasangan Elektron Bebas (PEB) dan Pasangan
Elektron Ikatan (PEI) di sekitar atom pusat. Pada molekul BCl3, BK = PEB + PEI = 0 + 3 = 3
c. Gambarkan struktur tiga dimensinya
Bentuk dasar molekul yang memiliki BK = 3 adalah segitiga datar, yang digambarkan:
d. Perkirakan resultan vektor ikatan
Resultan vektor disebut sebagai momen dipol (µ) yang dimiliki oleh suatu molekul. Momen dipol
adalah jumlah resultan vektor ikatan pada suatu molekul. Arah momen ikatan berasal dari atom
elektropositif ke arah atom yang elektronegatif. Jika momen dipol = 0, molekul bersifat non polar
dan jika momen dipol ≠ 0, molekul bersifat polar. Berikut momen dipol pada molekul BCl3.
Berdasarkan gambar di atas, jumlah momen dipol = 0, karena terdapat tiga vektor yang saling
menjahi, sehingga resultannya = 0. Jika momen dipol = 0, berarti molekul BCl3 bersifat non polar
2. Molekul dengan Pasangan Elektron Bebas (PEB)
Contoh molekul yang memiliki PEB adalah H2S (1H, 16S). tahapan penentuan bentuk dan polaritas
molekul adalah sebagai berikut.
a. Menggambar struktur Lewis

1H : 1s1 (memiliki 1 elektron valensi)
16S : 1s2 2s22p6 3s23p4 (memiliki 6 elektron valensi)
Gambar struktur Lewis molekul H2S
b. Menentukan bilangan koordinasi
BK = PEB + PEI = 2 + 2 = 4
c. Menggambar struktur tiga dimensi
Bentuk dasar molekul dengan BK = 4 adalah tetrahedral, namun jika molekul dengan BK = 4
memiliki 2 PEB bentuknya adalah huruf “V” atau bent. Dengan demikian, bentuk molekul H2S
adalah bentuk huruf “V” atau bent.
d. Memperkirakan resultan vektor ikatan
Vektor ikatan pada molekul H2S digambarkan sebagai berikut.
Berdasarkan gambar di atas, resultan ikatan ≠ 0, sehingga molekul H2S termasuk molekul
polar. (Resultan ikatan digambarkan oleh panah tegak).
Untuk lebih memahami dalam memprediksi bentuk dan polaritas molekul, kerjakan latihan
berikut.
Rumus Kimia
Bentuk dan Polaritas
Molekul
Rumus Kimia
Bentuk dan Polaritas
Molekul
Cl2
(17Cl)
CO2
(6C, 8O)
XeF2
(54Xe, 9F)

PCl3
(15P, 17Cl)
NH3
(7N, 1H)
BrF5
(35Br, 9F)
SF4
(16S, 9F)
HCN
(1H, 6C, 7N)
H2O
(1H, 8O)
PCl3
(15P, 17Cl)
Penentuan polaritas molekul selain diprediksi secara teoritis seperti di atas, juga dapat ditentukan
dengan eksperimen. Lakukan percobaan berikut.
Percobaan: Polaritas molekul
1. Judul: mengidentifikasi polaritas suatu molekul
2. Tujuan: Menentukan polaritas molekul dengan percobaan
3. Alat dan bahan
Alat dan Bahan Jumlah
Burette 4
Statif 4
Penggaris/polietena 1
Beaker glass 1 (50 ml)
Kain Wool 1 sheet

Aquades 50 ml
Minyak tanah 50 ml
Minyak goreng 50 ml
Air kran 50 ml
4. Prosedur Kerja
Gambar Kegiatan
Susun alat seperti gambar di samping, dan isikan zat berikut ke
dalam burrete
1. Aquades pada burette 1
2. Minyak tanah pada burette 2
3. Minyak goreng pada burette 3
4. Air kran pada burrete 4
Gosokkan penggaris polietena ke kain wol dengan arah yang
sama
Buka kran burret, dan dekatkan penggaris polietena ke aliran
cairan. Amati arah aliran cairan setelah didekati oleh penggaris
polietena.
5. Experiment data
Cairan
Arah Aliran Cairan
Berbelok Tidak Berbelok
Aquades
Minyak tanah
Minyak goreng
Tair kran
6. Analisis Data
No Questions Jawaban
1 Cairan manakah yang arah alirannya
berbelok? Jelaskan mengapa hal ini dapat
terjadi!
2 Cairan manakah yang arah alirannya tidak
berbelok? Jelaskan mengapa hal ini dapat
terjadi!

Scan untuk video gaya
antar molekul
3 Buatlah kesimpulan dari percobaan yang
telah dilakukan!
E. Gaya Antar Molekul
Ikatan ionik dan ikatan kovalen disebut sebagai gaya intra molekul. Gaya intra molekul merupakan
interaksi antar atom di dalam satu senyawa. Misalnya atom hidrogen (H) berinteraksi dengan atom
hidrogen (H) lain yang membentuk molekul hidrogen (H2). Lantas apakah gaya antar molekul itu?
Gaya antar molekul merupakan interaksi suatu atom dari satu molekul berinteraksi dengan suatu
atom dari molekul yang lain. Gaya antar molekul ini kadang disebut sebagai ikatan semu, karena
ikatannya cenderung lemah. Perhatikan perbedaan gaya intra molekul dan antar molekul pada air
berikut ini.
Gambar: Gaya intra molekul dan antar molekul pada air (Sumber, Effendy, 2008)
Gaya antar molekul atau dikenal dengan gaya Van der Walss terdiri dari 4 jenis gaya antar molekul.
Keempat gaya antar molekul tersebut adalah gaya London, gaya dipol-dipol induksi, gaya dipol-dipol
dan ikatan hidrogen. Berikut penjelasan dari keempat gaya antar molekul tersebut.
1. Gaya London
Gaya London terbentuk akibat adanya interaksi antar molekul non polar yang sejenis maupun yang
berbeda. Misalnya molekul H2 berinteraksi dengan molekul H2 yang lain, atau molekul H2
berinteraksi dengan molekul O2. Perhatikan ilustrasi proses terbentuknya gaya London berikut.

Gambar: Proses terbentuknya gaya London (Sumber: Effendy, 2008)
Penjelasan gambar di atas adalah sebagai berikut. Elektron yang ada pada molekul non polar
selalu bergerak bebas, dan suatu saat akan membentuk dipol sesaat atau mengalami polarisasi.
Molekul dengan dipol sesaat ini akan menginduksi molekul non polar lain hingga terbentuk dipol
terinduksi. Apabila dipol sesaat dan dipol terinduksi ini saling berinteraksi, maka terbentuklah gaya
London.
2. Gaya dipol-dipol induksi
Gaya dipol-dipol induksi terjadi akibat interaksi antara molekul polar dengan molekul non polar.
Molekul polar memiliki dipol tetap yang mampu menginduksi molekul non polar. Akibat adanya
interaksi dipol tetap dan dipol terinduksi inilah yang disebut sebagai gaya dipol-dipol induksi.
Contoh gaya dipol-dipol induksi misalnya: molekul HCl yang berinteraksi dengan molekul CCl4
perhatikan ilustrasi proses terbentuknya gaya dipol-dipol induksi berikut.
Gambar: Proses terbentuknya gaya dipol-dipol induksi (Sumber: Effendy, 2008)
3. Gaya dipol-dipol
Gaya dipol-dipol terbentuk akibat adanya interaksi antar molekul polar yang memiliki dipol tetap.
Jika dipol tetap antar molekul saling berinteraksi, maka terbentuklah gaya dipol-dipol. Contoh gaya

dipol-dipol terjadi pada interaksi antara molekul HCl dengan molekul HCl yang lain. Perhatikan
ilustrasi berikut ini.
Gambar: Proses terbentuknya gaya dipol-dipol (Sumber: Effendy, 2008).
4. Ikatan hidrogen
Ikatan hidrogen adalah gaya antar molekul yang paling kuat. Ikatan hidrogen terbentuk jika atom
hidrogen (H) dari salah satu molekul berinteraksi dengan unsur dengan keelektronegatifan yang
sangat tinggi dari molekul yang lain. Unsur dengan keelektronegatifan yang tinggi adalah fluorin
(F), oksigen (O) dan nitrogen (N). jadi, ikatan hidrogen terbentuk jika atom H bertemu atom FON.
Perhatikan contoh ikatan hidrogen berikut ini.
Gambar: Ikatan hidrogen antar molekul air (a), molekul ammonia (b) dan molekul HF (c)
(Sumber: Effendy, 2008)
Keberadaan gaya antar molekul berpengaruh besar terhadap sifat fisik zat. Misalnya air mampu
mendidih pada suhu 100oC, padahal tersusun dari gas oksigen dan gas hidrogen. Seandainya antar
molekul air tidak mampu membentuk ikatan hidrogen, maka di bumi tidak akan pernah dijumpai air
dalam bentuk cair karena sudah menguap pada suhu – 100oC. Jika tidak ada air, pasti tidak ada
kehidupan di bumi ini. Pengaruh gaya antar molekul yang lain akan dijelaskan berikut ini.
1. Titik leleh dan titik didih zat

a. Titik leleh dan titik didih zat dengan gaya antar molekul kuat akan lebih tinggi daripada yang
memiliki gaya antar molekul lemah. Urutan kekuatan gaya antar molekul adalah: Ikatan
hidrogen > gaya dipol-dipol > gaya dipol-dipol induksi > gaya London. Pengaruh kekuatan gaya
antar molekul dapat dilihat pada grafik berikut.
Grafik: pengaruh gaya antar molekul terhadap titik didih zat (Sumber: Effendy, 2008)
Berdasarkan grafik di atas, dapat ditarik kesimpulan sebagai berikut:
- CH4, SiH4, GeH4 dan SnH4 merupakan kumpulan senyawa kovalen non polar (memiliki gaya
London) dengan atom pusat adalah unsur golongan IVA. Titik didih senyawa yang dimulai
dari CH4 hingga SnH4 cenderung untuk naik. Hal ini disebabkan massa molekul SnH4 >
GeH4 > SiH4 > CH4. Dengan demikian, kekuatan gaya London meningkat dengan
meningkatnya massa molekul dan menyebabkan titik didih cenderung naik.
- HCl, HBr dan HI merupakan kumpulan senyawa kovalen polar (memiliki gaya dipol-dipol)
dengan atom pusat adalah unsur golongan VIIA. Titik didih dari senyawa HCl hingga HI
semakin meningkat akibat massa molekul HI > HBr > HCl. Dengan demikian, kekuatan gaya
dipol-dipol meningkat dengan meningkatnya massa molekul dan menyebabkan titik didih
cenderung naik. Namun data ini berbeda untuk senyawa HF. Walaupun massa molekulnya
paling kecil, HF memiliki titik didih tertinggi akibat adanya ikatan hidrogen (ikatan hidrogen
lebih kuat daripada gaya dipol-dipol). Penjelasan serupa juga terjadi pada H2O, H2S, H2Se
dan H2Te.
b. Pengaruh gaya London terhadap titik didih molekul non polar
Pada golongan hidrokarbon (dibahas di kelas X) semakin banyak atom karbon pada
hidrokarbon rantai lurus semakin tinggi titik didihnya. Hal ini disebabkan semakin mudahnya
molekul terpolarisasi, yang akan meningkatkan kekuatan gaya London. Perhatikan data berikut
ini.
Tabel: Titik didih senyawa hidrokarbon

Rumus
Kimia
Nama
Senyawa
Titik leleh
(oC)
Mass molekul
(amu)
Titik didih
(oC)
Wujud pada suhu
ruang
CH4 Metana -181,9 16 -163,9 Gas
C2H6 Etana -183,2 30 -88,5 Gas
C3H8 Propana -189,6 44 -42,0 Gas
C4H10 Butana -138,3 58 -0,4 Gas
C5H12 Pentana -129,9 72 36,2 Cair
2. Kekentalan zat
Semakin kuat gaya antar molekul, zat akan semakin kental. Besarnya gaya antar molekul
menyebabkan tarik-menarik antar molekul semakin kuat, sehingga meingkatkan kekentalannya.
Berikut ini tabel kekentalan beberapa zat.
Tabel: Kekentalan Bahan
F. Ikatan Logam
Ikatan logam adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik-menarik yang terjadi antara
muatan positif dari ion-ion logam dengan muatan negatif dari elektron-elektron yang bebas bergerak.
Logam merupakan elektropositif karena logam memiliki kecenderungan untuk kehilangan elektron
valensi agar dapat membentuk ion positif. Di dalam Kristal logam, setiap atom melepaskan elektron
valensinya sehingga terbentuk “awan elektron” dan kation, yaitu kumpulan inti atom yang bermuatan
positif dan tersusun rapat dalam awan elektron tersebut. Ion logam yang bermuatan positif tersebut
terdapat pada jarak tertentu satu sama lain dalam kristalnya. Elektron valensi tidak terikat pada
salahsatu ion logam atau pasangan ion logam, melainkan terdelokalisasi terhada psemua ion logam.

Oleh karena itu, elektronvalensi tersebut bebas bergerak keseluruh bagian dari Kristal logam, sama
halnya dengan molekul-molekul gas yang dapat bergerak bebas dalam ruangantertentu.
Gambar: Model ikatan logam (Sumber: Effendy, 2007).
Jadi, menurut teori awan elektron di atas, kristal logam terdiri atas kumpulan ion logam bermuatan
positif di dalam lautan elektron yang mudah bergerak. Ikatan logam terdapat dalam unsur-unsur,
seperti tembaga, besi dan aluminium. Jenis ikatan ini dapat mempengaruhi sifat logam.
G. Evaluasi

1. Berikut ini yang merupakan kumpulan senyawa ionic adalah…
A. HCl, NaCl, HNO3 D. O3, NO2, BeCl2
B. KCl, NaCl, NH4NO3 E. KNO3, BeCl2, KF
C. NH3, SO2, CH4
2. Diketahui beberapa jenis ion sebagai berikut: NH4+, SO42-, Ca2+, PO43-, NO3- dan Al3+, maka rumus
kimia senyawa berikut yang tidak benar adalah....
A. (NH4)2SO4 C. (NH4)3NO E. AlPO4
B. CaSO4 D. Al2(SO4)3
3. Di antara kelompok senyawa di bawah ini yang semuanya mempunyai ikatan kovalen adalah ....
A. KCl, NaCl dan HCl D. NH3, CaO dan K2O
B. HCl, SO2 dan NH3 E. KBr, NaCl dan CaBr2
C. H2O, Na2O dan N2O5
4. Jika unsur Q (Ar = 24) dengan jumlah netron 12 berikatan dengan unsur R (Ar = 35) yang mempunyai
jumlah netron 18, maka senyawa yang terbentuk adalah….
A. QR2, ikatan ionic D. Q2R, ikatan ionik
B. QR2, ikatan kovalen E. QR, ikatan kovalen
C. Q2R, ikatan kovalen
5. Berikut ini adalah rumus elektron dari ion nitrat
N
O
x O O
P
Q
RS
T
Ikatan kovalen koordinat pada gambar tersebut ditunjukkan oleh anak panah huruf…
A. P C. Q E. R
B. S D. T
6. Sebuah atom netral X mempunyai konfigurasi: [Ne] 3s23p5. Jika unsure tersebut membentuk hidrida,
maka senyawa yang mungkin adalah…
A. XH2, ionic D. XH, kovalen
B. XH, ionic E. XH3, kovalen
C. XH2, kovalen
7. Unsur A mempunyai massa atom 27 dan memiliki 14 neutron. Unsure B mempunyai 16 neutron dan
16 proton. Jika keduanya berikatan, maka senyawa tersebut memiliki massa molekul relative
sebesar…
A. 59 C. 76 E. 150
B. 74 D. 86

8. Di dalam senyawa NH4Cl terdapat…
A. Ikatan ionik
B. Ikatan kovalen
C. Ikatan kovalen dan ionic
D. Ikatan kovalen dan kovalen koordinasi
E. Ikatan ionic, kovalen dan kovalen koordinasi
9. Tabel berikut menunjukkan sifat senyawa Q dan R
Senyawa
Titik leleh
(oC)
Daya Hantar Listrik
Lelehan Larutan
Q -115 Tidak Mampu
R 810 mampu Mampu
Dari data tersebut, ikatan yang terdapat dalam senyawa Q dan R berturut-turut adalah…
A. Kovalen polar dan ion
B. Kovalen non polar dan ion
C. Kovalen non polar dan kovalen polar
D. Kovalen koordinasi dan ion
E. Kovalen non polar dan hydrogen
10.Diberikan beberapa rumus molekul dan nama masing-masing molekul. Pasangan rumus molekul dan
nama yang benar adalah….
A. PBr3 = fosfor bromida
B. NCl3 = nikel triklorida
C. Cl2O7 = klorida pentoksida
D. P2O5 = difosfor pentoksida
E. SF6 = sulfida heksaflurida
11.Pasangan rumus kimia senyawa yang terbentuk dari ion-ion serta namanya yang benar adalah ....
A. Cu2(PO4)3: Tembaga(II) pospat
B. Cu(SO4)2 : Tembaga(II) sulfat
C. Fe3(PO4)2 : Besi(III) pospat
D. Fe2(SO4)3 : Besi(III) sulfat
E. K2SO4 : Kalsium sulfat
12.Bentuk molekul yang mungkin untuk molekul NH3 adalah (7N, 1H)…

13.Senyawa berikut yang dapat membentuk ikatan hydrogen adalah…
1. H2O (nomor atom O = 6, H = 1)
2. CH3OH (nomor atom O = 6, H = 1, C = 6)
3. HF (nomor atom F = 9, H = 1)
4. HBr (nomor atom Br = 35, H = 1)
14.Senyawa berikut yang memiliki gaya dipole-dipole sebagai gaya antar molekul terkuatnya adalah…
1. H2O (nomor atom O = 6, H = 1)
2. CH3Cl (nomor atom Cl = 17, H = 1, C = 6)
3. HF (nomor atom F = 9, H = 1)
4. HBr (nomor atom Br = 35, H = 1)
15.Perhatikan gambar berikut:
Ikatan/interaksi antar molekul yang ditunjukkan nomor 3 adalah....
A. Gaya dipol-dipol D. Ikatan hidrogen
B. Gaya London E. Gaya ion-dipol
C. Gaya dipol-dipol induksi
16.Apabila unsur 16X berikatan dengan unsur 35Y, maka rumus kimia dan jenis ikatan yang terbentuk
adalah...
A. XY ionik C. XY2 ionik E. X2Y kovalen
B. X2Y ionik D. XY2 kovalen
17.Rumus kimia dan jenis ikatan yang terjadi jika 20Ca berikatan dengan unsure Z adalah…
A. CaZ2, kovalen D. CaZ2, ionik
B. Ca2Z, kovalen E. Ca2Z, ionik
C. CaZ, ionik
18.Senyawa yang tersusun dari buah unsure 6X dan 17Y, bila berikatan akan memiliki bentuk molekul dan
dan kepolaran berturut-turut adalah…
A. Tetrahedral, polar
B. Bentuk V, non polar
C. Tetrahedral, non polar
D. Bentuk V, polar
E. Trigonal bipiramida, polar
19.Titik didih H2O lebih tinggi daripada H2S
Sebab

Massa molekul H2O lebih besar daripada massa molekul H2S
20.Perhatikan grafik titik didih beberapa senyawa hidrida golongan IV-A, V-A, dan VI-A berikut ini!
Senyawa yang mempunyai ikatan hidrogen antar molekulnya adalah nomor...
A. 1 dan 2 C. 1 dan 3 E. 4 dan 5
B. 4 dan 6 D. 5 dan 6
21.Perhatikan data hasil percobaan berikut.
No Sifat fisik Zat A Zat B
1 Wujud zat Padat Padat
2 Kelarutan dalam air Larut Tidak larut
3 Daya hantar listrik
larutan
Konduktor Isolator
4 Titik leleh dan titik didih Tinggi Rendah
Berdasarkan data tersebut, dapat disimpulkan bahwa jenis ikatan yang terdapat pada zat A dan zat B
berturut-turut adalah….
A. ionik dan kovalen nonpolar
B. kovalen polar dan ionik
C. kovalen nonpolar dan ionik
D. kovalen koordinasi dan logam
E. hidrogen dan kovalen
22.Gambar struktur Lewis untuk SO2 (16S dan 8O) adalah ....
23.Diketahui konfigurasi dua unsur sebagai berikut:
D: [He] 2s2 2p5
E: [Ne] 3s2 3p3

Rumus kimia dan bentuk molekul yang terbentuk jika kedua unsur berikatan adalah ....
A. ED, linear
B. ED5, triginal bipiramida
C. E2D, linear
D. ED2, planar bentuk V
E. E4D, tetrahedral
24.Jika unsur 7A dan 17B berikatan, struktur Lewis yang benar adalah ....
25.Perhatikan gambar struktur Lewis beberapa senyawa berikut ini;
Senyawa yang tidak memenuhi kaidah duplet dan octet adalah…
A. 1 C. 3 E 5
B. 2 D. 4

MODUL Ikatan kimia (Materi kimia kelas x sma)

More Related Content

What's hot

Similar to MODUL Ikatan kimia (Materi kimia kelas x sma)

More from dasi anto

Recently uploaded

MODUL Ikatan kimia (Materi kimia kelas x sma)