makalah-kimia-2.pdf

DAFTAR ISI

DAFTAR ISI .................................................................................................................. 1 BAB I – PENDAHULUAN 1. Latar Belakang ................................................................................................. 2 2. Rumusan masalah ............................................................................................. 2 3. Tujuan ............................................................................................................. 2 BAB II – IKATAN KIMIA A. Pengertian Ikatan Kimia .................................................................................. 3 B. Jenis-Jenis Ikatan Kimia .................................................................................. 4 BAB III – PENYIMPANGAN ATURAN OKTET A. Senyawa dengan oktet tak lengkap....................................................................... 8 B. Senyawa dengan elektron valensi ganjl ................................................................ 8 C. Senyawa dengan oktet berkembang ..................................................................... 8

BAB IV – KEPOLARAN DAN KEELEKTRONEGATIFAN…………………………... 10 BAB V – BENTUK MOLEKUL………………………………………………………… 12 BAB VI – PENUTUP A. Kesimpulan ......................................................................................................... 18 B. Saran ................................................................................................................... 18

DAFTAR PUSTAKA ..................................................................................................... 19

1

BAB I PENDAHULUAN 1. Latar Belakang Dalam ilmu kimia dibahas tentang ikatan kimia. Ikatan kimia merupakan ikatan yang terjadi karena adanya gaya tarik antara partikel-artikel yang berikatan. Dengan adanya ikatan kimia tersebut maka baik sifat kimia maupun sifat fisika dari senyawa, seperti dapat menghantarkan listrik, kepolaran, kereaktifan, bentuk molekul, warna, sifat magnet titik didih yang tinggi dapat dijelaskan melalui berbagai teori ikatan kimia tersebut. (Syarifuddin, Nuraini.1994). Salah satu teori ikatan kimia adalah ”Ikatan Molekul”. Dengan adanya ikatan molekul tersebut maka dapat dijelaskan sifat fisika maupun kimia dari suatu senyawa atau ion kompleks yang terbentuk dari iakatan kimia, seperti perbedaan titik didih suatu senyawa dan kelarutan. 2. Perumusan Masalah Adapun rumusan masalah yang mendasari dalam penulisan makalah ini adalah: 1. Bagaimana terjadinya ikatan antar molekul? 2. Bagaimana terjadi penyimpangan aturan octet 3. menjelaskan kepolaran ikatan dan keelktronegatifan 4. menjelaskan bentuk molekul 3. Tujuan Adapun tujuan dari penulisan makalah ini adalah: 1. Mengkaji gambaran umum terjadinya ikatan antar molekul 2. Mengetahui penyimpangan aturan oktet 3. Mengetahui kepolaran ikatan dan keelktronegatifan serta bentuk molekul.

2

BAB II

2.1. IKATAN KIMIA a. Pengertian Ikatan Kimia Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul. Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi. Adapun gaya-gaya yang menahan atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk karena unsure-unsur cenderung membentuk struktur elektron stabil. Struktur elektron stbil yaitu struktur elektron gas mulia ( Golongan VIII A ) Seperti dalam tabel 3.1 berikut.

Unsur

No Atom

K

L

N

M

O

He

2

2

Ne

10

2

8

Ar

18

2

8

8

Kr

36

2

8

18

8

Xe

54

2

8

18

18

8

Rn

86

2

8

18

32

18

P

8

Walter Kossel dan Gilbert Lewis pada tahun 1916 menyatakan bahwa terdapat hubungan antara stabilnya gas mulia dengan cara atom berikatan. Mereka mengemukakan bahwa jumlah elektron terluar dari dua atom yang berikatan, akan berubah sedemikian rupa sehingga susunan kedua elektron kedua atom tersebut sama dengan susunan gas mulia. Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau konfigurasi elektron gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar disebut kaidah oktet Contoh: Br

+ Br

Br Br

Atau

Br - Br

Sementara itu,atom-atom yang mempunyai nomor atom kecil dari hydrogen sampai dengan boron cenderung memiliki konvegurasi elektron gas helium atau mengikuti kaidah Duplet.

3

Elektron yang berperan dalam reaksi kimia yaitu elektron pada kulit terluar atau elektron valensi. Elektron valensi menunjukan kemampuan suatu atom untuk berikan dengan atom lain. Contoh elektron valensi dari beberapa unsur dapat dilihat dalam tabel berikut.

Tabel 3.2 Elektron Valensi Beberapa Unsur

6C

Susunan elektron 2. 4

Elektron valensi 4

8O

2.6

6

12Mg

2.8.2

2

13Al

2.8.3

3

15P

2.8.5

5

17Cl

2.8.7

7

Unsur

Unsnr – unsnr dari golongan alkali dan alkali tanah , untuk menyapai kestabilan cenderung melepaskan elektron terluarnya sehingga membentuk ion positif . unsnr – unsnr yang mempunyai kecendrungan membentuk ion positif termasuk unsur elektro positif . unsnr – unsur dari golongan halogen dan khalkhogen mempunyai kecendrungan menangkap elektron untuk mencapai kestabilan sehingga membentuk ion negative. Unsur - unsur yang demikian termasuk unsurelektronnegative .

b. Jenis-Jenis Ikatan Kimia Ikatan kimia merupakan sebuah proses fisika yang bertanggungung jawab dalam gaya interaksi tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Secara umum, ikatan kimia dapat digolongkan menjadi dua jenis, yaitu: 1. Ikatan antar atom a.

Ikatan ion = heteropolar Ikatan ionik adalah sebuah gaya elektrostatik yang mempersatukan ion-ion dalam suatu senyawa ionik. Ion-ion yang diikat oleh ikatan kimia ini terdiri dari ka2tion dan juga anion. Kation terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki energi ionisasi rendah dan biasanya terdiri dari logamlogam alkali dan alkali tanah. Sementara itu, anion cenderung terbentuk dari unsur-unsur yang 4

memiliki afinitas elektron tinggi, dalam hal ini unsur-unsur golongan halogen dan oksigen. Oleh karena itu, dapat dikatakan bahwa ikatan ion sangat dipengaruhi oleh besarnya beda keelektronegatifan dari atom-atom pembentuk senyawa tersebut. Semakin besar beda keelektronegatifannya, maka ikatan ionik yang dihasilkan akan semakin kuat. Ikatan ionik tergolong ikatan kuat, dalam hal ini memiliki energi ikatan yang kuat sebagai akibat dari perbedaan keelektronegatifan ion penyusunnya. Pembentukan ikatan ionik dilakukan dengan cara transfer elektron. Dalam hal ini, kation terionisasi dan melepaskan sejumlah elektron hingga mencapai jumlah oktet yang disyaratkan dalam aturan Lewis Sifat-Sifat ikatan ionik adalah: a.

Bersifat polar sehingga larut dalam pelarut polar

b. Memiliki titik leleh yang tinggi c.

Baik larutan maupun lelehannya bersifat elektrolit

b. Ikatan kovalen = homopolar Ikatan kovalen merupakan ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian elektron bersama oleh atom-atom pembentuk ikatan. Ikatan kovalen biasanya terbentuk dari unsur-unsur non logam. Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan tertarik ke dalam nukleus kedua atom. Tarik menarik elektron inilah yang menyebabkan kedua atom terikat bersama. Ikatan kovalen terjadi ketika masing-masing atom dalam ikatan tidak mampu memenuhi aturan oktet, dengan pemakaian elektron bersama dalam ikatan kovalen, masing-masing atom memenuhi jumlah oktetnya. Hal ini mendapat pengecualian untuk atom H yang menyesuaikan diri dengan konfigurasi atom dari yang tidak terlibat dalam ikatan kovalen disebut elektron bebas. Elektron bebas ini berpengaruh dalam menentukan bentuk dan geometri molekul. Ada beberapa jenis ikatan kovalen yang semuanya bergantung pada jumlah pasangan elektron yang terlibat dalam ikatan kovalen. Ikatan tunggal merupakan ikatan kovalen yang terbentuk 1 pasangan elektron. Ikatan rangkap 2 merupakan ikatan kovalen yang terbentuk dari dua pasangan elektron, beitu juga dengan ikatan rangkap 3 yang terdiri dari 3 pasangan elektron. Ikatan rangkap memiliki panjang ikatan yang lebih pendek daripada ikatan tunggal. Selain itu terdapat juga bermacam-macam jenis ikatan kovalen lain seperti ikatan sigma, pi, delta, dan lain-lain. Senyawa kovalen dapat dibagi mejadi senyawa kovalen polar dan non polar. Pada senyawa kovalen polar, atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap 5

elektron pasangan persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan antara atomatom penyusunnya. Akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif. Sementara itu pada senyawa kovalen non-polar titik muatan negatif elekton persekutuan berhimpit karena beda keelektronegatifan yang kecil atau tidak ada. Gambar Ikatan Kovalen pada metana

c.

Ikatan kovalen koordinasi = semipolar Ikatan kovalen koordinat merupakan ikatan kimia yang terjadi apabila pasangan elektron bersama yang dipakai oleh kedua atom disumbangkan oleh sala satu atom saja. Sementara itu atom yang lain hanya berfungsi sebagai penerima elektron berpasangan saja. Syarat-syarat terbentuknya ikatan kovalen koordinat:

-

Salah satu atom memiliki pasangan elektron bebas

-

Atom yang lainnya memiliki orbital kosong

Susunan ikatan kovalen koordinat sepintas mirip dengan ikatan ion, namun kedua ikatan ini berbeda oleh karena beda keelektronegatifan yang kecil pada ikatan kovalen koordinat sehingga menghasilkan ikatan yang cenderung mirip kovalen.

d. Ikatan Logam Ikatan logam merupakan salah satu ciri khusus dari logam, pada ikatan logam ini elektron tidak hanya menjadi miliki satu atau dua atom saja, melainkan menjadi milik dari semua atom yang ada dalam ikatan logam tersebut. Elektron-elektron dapat terdelokalisasi sehingga dapat bergerak bebas dalam awan elektron yang mengelilingi atom-atom logam. Akibat dari elektron yang dapat bergerak bebas ini adalah sifat logam yang dapat menghantarkan listrik dengan mudah. Ikatan logam ini hanya ditemui pada ikatan yang seluruhnya terdiri dari atom unsur-unsur logam semata

6

2. Ikatan Antara Molekul a.

Ikatan Hidrogen Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion. Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya. Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.

b. Ikatan van der walls Gaya Van Der Walls dahulu dipakai untuk menunjukan semua jenis gaya tarik menarik antar molekul. Namun kini merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol seketika. Ikatan ini merupakan jenis ikatan antar molekul yang terlemah, namun sering dijumpai diantara semua zat kimia terutama gas. Pada saat tertentu, molekul-molekul dapat berada dalam fase dipol seketika ketika salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Dalam keadaa dipol ini, molekul dapat menarik atau menolak elektron lain dan menyebabkan atom lain menjadi dipol. Gaya tarik menarik yang muncul sesaat ini merupakan gaya Van der Walls.

7

BAB III

2.1.Penyimpangan Aturan Oktet Aturan oktet terbukti dapat digunakan untuk menggambarkan struktur molekul senyawa biner sederhana secara mudah. Akan tetapi aturan ini mengalami kesulitan dalam meramalkan struktur molekul senyawa-senyawa unsur transisi. a. Senyawa dengan Oktet tak Lengkap Senyawa kovalen biner sederhana dengan elektron valensi kurang dari empat tidak memiliki oktet sempurna. Unsur dengan elektron valensi kurang dari empat dapat dicontohkan oleh beriium (Be), aluminium (Al) dan boron (B) sedangkan contoh senyawaya adalah BeCl2, BCl3 dan AlBr3. b. Senyawa dengan Elektron Valensi Ganjil Senyawa dengan elektron valensi ganjil tidak mungkin memenuhi aturan oktet. Hal ini berarti terdapat elektron yang tidak berpasangan sehingga terdapat atom yang menyimpang dari aturan oktet. Contoh senyawa ini NO2. c. Senyawa dengan Oktet Berkembang Unsur-unsur yang terletak pada periode ketiga atau lebih dengan elektron valensi lebih dari delapan dapat membentuk senyawa dengan aturan oktet yang terlampaui. Hal ini disebabkan karena kulit terluar unsur tersebut (kulit M, N dan seterusnya) dapat menampung 18 elektron atau lebih. Contoh senyawa ini adalah PCl4, SF6, CIF3, IF7 dan SbCl4. Pada atom yang memiliki elektron terluarnya ganjil, dapat terjadi penyimpangan dari aturan oktet, yaitu setelah berikatan jumlah elektron terluarnya tidak 8 tetapi setabil. Jika jumlah elektron terluarnya masih kurang dari 8, maka disebut oktet tak lengkap. Jika jumlah elektron terluarnya menjadi lebih dari 8, maka disebut oktet berkembang. 8

Contoh oktet tak lengkap:

Contoh oktet berkembang:

9

BAB IV 2.2.Kepolaran Ikatan dan Keelektronegatifan a. Kepolaran dalam ikatan kimia adalah suatu keadaan dimana distribusi penyebaran elektron tidak merata atau elektron lebih cenderung terikat pada salah satu atom. Bagaimana kita dapat menyatakan senyawa bersifat kovalen murni (non polar)atau kovalen polar. Kepolaran erat kaitannya dengan keelektronegatifan dan bentuk molekul. Dalam hal kepolaran suatu senyawa tergantung dari harga momen dipolnya. Momendipol sendiri adalah selisih harga kelektronegatifan antara atom yang berikatan Ada beberapa yang mengusulkan tentang nilai keelektronegatifan tiap unsur tapi yang akan kita gunakan sementara ini adalah data keelektronegatifan yang diusulkan oleh pauling. Seperti tabel di bawah:

10

Table 3. harga keelektronegatifan yang di rumuskan oleh Pauli

Jenis ikatan dapat ditentukan dari selisih keelektronegatifan atom-atom yang berikatan. Jika selisihnya lebih dari 2, maka ikatannya bersifat ionik. Jika selisihnya antara 0,5 dan 2, maka ikatannya bersifat kovalen polar. Jika selisihnya kurang dari 0,5, maka ikatannya bersifat kovalen nonpolar. Sebetulnya tidak ada ikatan yang murni ikatan ion. Umumnya ikatan ion juga memiliki sedikit sifat ikatan kovalen. Begitupun sebaliknya.

11

BAB V

2.3. Bentuk Molekul

Dalam bentuk molekul dikenal adanya teori ikatan valensi. Teori ini menyatakan bahwa ikatan antar atom terjadi dengan cara saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan. Pertindihan antara dua sub kulit s tidak kuat, oleh karena distribusi muatan yang berbentuk bola, oleh sebab itu pada umumnya ikatan s – s relatif lemah. Sub kulit “p” dapat bertindih dengan sub kulit “s” atau sub kulit “p” lainnya, ikatannya relatif lebih kuat, hal ini dikarenakan sub kulit “p” terkonsentrasi pada arah tertentu. Contoh: a.

Molekul HF:

- konfigurasi atom H : 1s1

- konfigurasi atom F: 1s2 2s2 2Px2 2py2 2pz1 Tumpang tindih terjadi antara sub kulit 1s dari atom H dengan orbital 2pz dari aton, F. Pertindihan demikian disebut pertindihan sp. b.

Molekul H2O:

- konfigurasi atom H : 1s1

- konfigurasi atom O: 1s2 2s2 2Px2 2py1 2pz1 Dalam atom O terdapat 2 elektron dalam keadaan yang tidak berpasangan (orbital 2py dan 2pz), 12

masing-masing orbital ini akan bertindihan dengan orbital 1s dari 2 atom H. Kedudukan orbitalorbital p saling tegak lurus, diharapkan sudut ikatannya sebesar 90o, tetapi karena adanya pengaruh pasangan elektron 2px, maka kedua ikatan tersebut akan tertolak dan membentuk sebesar 104.5o. c.

Molekul CH4

- konfigurasi atom H: 1s1

- konfigurasi atom C: 1s2 2s2 2Px1 2py1 2pz0 Untuk mengikat 4 atom H menjadi CH4, maka 1 elektron dari orbital 2s akan dipromosikan ke orbital 2pz, sehingga konfigurasi elektron atom C menjadi: 1s1 2s1 2px1 2py1 2pz1 . Orbital 2s mempunyai bentuk yang berbeda dengan ketiga orbital 2p, akan tetapi ternyata kedudukan keempat ikatan C-H dalam CH4 adalah sama. Hal ini terjadi karena pada saat orbital 2s, 2px, 2py dan 2pz menerima 4 elektron dari 4 atom H, keempat orbital ini berubah bentuknya sedemikian sehingga mempunyai kedudukan yang sama. Peristiwa ini disebut “hibridisasi”. Karena perubahan yang terjadi adalah 1 orbital 2s dan 3 orbital 2p, maka disebut hibridisasi sp3. Bentuk molekul dari ikatan hibrida sp3 adalah tetrahedron. BEBERAPA BENTUK GEOMETRI IKATAN, ANTARA LAIN : Jenis ikatan

Jumlah ikatan maksimum

Bentuk geometrik

sp

2

Linier

sp2

3

Segitiga datar

sp3

4

Tetrahedron

dsp3

5

Trigonal bipiramid

sp2d ; dsp2

4

Segiempat datar

d2sp3 ; sp3d2

6

Oktahedron

13

1. Teori Domain Elektron ●Bentuk molekul tergantung pada susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI dan pasangan elektron bebas (PEB) atom pusat dalam molekul. Dapat dijelaskan dengan teori tolakan pasangan elektron kulit valensi atau teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repultion) ● Molekul kovalen terdapat pasangan-pasangan elektron baik PEI maupun PEB. Karena pasangan-pasangan elektron mempunyai muatan sejenis, maka tolakmenolak antarpasangan elektron. Tolakan (PEB – PEB) > tolakan (PEB – PEI) > tolakan (PEI – PEI) ● Adanya gaya tolak-menolak menyebabkan atom-atom yang berikatan membentuk struktur ruang yang tertentu dari suatu molekul dengan demikian bentuk molekul dipengaruhi oleh banyaknya PEI maupun PEB yang dimiliki pada atom pusat. ● Bentuk molekul ditentukan oleh pasangan elektron ikatannya Contoh molekul CH4 memiliki 4 PEI

2. Merumuskan Tipe Molekul 1) Atom pusat dilambangkan dengan A 2) Domain elektron ikatan dilambangkan dengan X 3) Domain elektron bebas dinyatakan dengan E Tabel tipe molekul Jumlah

Jumlah Pasangan

Rumus

Pasangan

Elektron Bebas (E) (AXnEm)

Bentuk Molekul

Contoh

Elektron Ikatan (X)

14

2

0

AX2

Linear

CO2

3

0

AX3

Trigonal planar

BCl3

2

1

AX2E

Bengkok

SO2

4

0

AX4

Tetrahedron

CH4

3

1

AX3E

Piramida trigonal

NH3

2

2

AX2E2

Planar bentuk V

H2O

5

0

AX5

Bipiramida trigonal

PCl5

4

1

AX4E

Bipiramida trigonal

SF4

3

2

AX3E2

Planar bentuk T

IF3

2

3

AX2E3

Linear

XeF2

6

0

AX6

Oktahedron

SF6

5

1

AX5E

Piramida sisiempat

IF5

4

2

AX4E2

Sisiempat datar

XeF4

Dengan menggunakan teori VSEPR maka kita dapat meramalkan bentuk geometri suatu molekul. Dalam artikel ini maka akan di contohkan menentukan bentuk geometri molekul XeF2, XeF4, dan XeF6. Diantara molekul-molekul tersebut ada yang memiliki pasangan elektron bebas dan ada yang tidak, jadi molekul-molekul tersebut adalah contoh yang bagus untuk lebih memahami teori VSEPR. Pertama kita harus mementukan struktur lewis masing-masing molekul. Xe memiliki jumlah elektron valensi 8 sedangkan F elektron valensinya adalah 7.(lihat gambar dibawah)

15

Struktur Lewis XeF2 seperti gambar sebelah kiri, dua elektron Xe masing-masing diapakai untuk berikatan secara kovalen dengan 2 atom F sehingga meninggalkan 3 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe. Hal yang sama terjadi pada molekul XeF4 dimana 4 elektron Xe dipakai untuk berikatan dengan 4 elektron dari 4 atom F, sehingga meninggalkan 2 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe.

Lihat gambar diatas XeF2 memiliki 2 pasangan elekktron terikat (PET) dan 3 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 5 pasangan elektron yang terdapat pada XeF2, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF2 adalah trigonal bipiramid. Karena terdapat 3 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi ekuatorial pada kerangka trigonal bipiramid, sedangkan PET akan menempati posisi aksial yaitu pada bagian atas dan bawah. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 2 PET dan 3 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul linear. Jadi bentul molekul XeF2 adalah linier.(lihat gambar dibawah).

16

Lihat gambar strutur lewis XeF4 memiliki 4 pasangan elekktron terikat (PET) dan 2 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 6 pasangan elektron yang terdapat pada XeF4, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF4 adalah oktahedral. Karena terdapat 2 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi aksial pada kerangka oktahedral, sedangkan PET akan menempati posisi ekuatorial. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 4 PET dan 2 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul yang disebut segiempat planar. Jadi bentul molekul XeF2 adalah segiempat planar.(lihat gambar dibawah).

Bentuk molekul akan sama dengan susunan ruang elektron yang ada pada atom pusat jika tidak pasangan elektron bebas. Perhatikan gambar berbagai bentuk molekul berikut ini

X : atom pusat E : pasangan elektron bebas

17

BAB VI PENUTUP

A.KESIMPULAN Ikatan Kimia adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar molekul.Terjadi melalui ikatan ion,iktan kovalen dan ikatan lainnya seperti ikatan hidrogen,logam,dan sebagainya. Dalam bentuk molekul dikenal adanya teori ikatan valensi. Postulat dasar dari teori ini adalah bahwa bila 2 atom membentuk ikatan kovalen, orbital paling luar salah satu atom mengadakan tumpang tindih dengan orbital paling luar atom yang lain, dan pasangan elektron yang dimiliki bersama berada di daerah di mana terjadi tumpang tindih tersebut. Dengan adanya ikatan valensi tersebut maka dapat dijelaskan sifat fisika maupun kimia dari suatu senyawa atau ion kompleks yang terbentuk dari ikatan valensi tersebut.

B.SARAN Makalah ini masih banyak kekurangannya,baik segi penulisan dan isi makalah.Oleh sebab itu penulis harapkan saran dan kritik yang membangun dari pembaca.

18

DAFTAR PUSTAKA

http://coretansowel.blogspot.com/2013/02/ikatan-kimia.html http://herisuheri90.blogspot.com/2012/12/makalah-kimia-ikatan-kimia.html http://apajaboleh2aja.blogspot.com/2012/03/makalah-tentang-bentuk-bentuk-molekul.html http://kimia485.blogspot.com/2012/01/ikatan-kimia-bentuk-molekul.html http://genuardis.net/penyimpangan/penyimpangan-aturan-oktet-pcl5-penyimpangan-aturanoktet-dalam-ikatan.htm http://romdhoni.staff.gunadarma.ac.id/Downloads

19

MAKALAH IKATAN KIMIA 2

Nur Ainur Rafiq Dimas alif Ulifah siahaan Roby suhendra M.fahmi risky Alvian Yana P.

: 35112440 : 32112114 : 37112521 : 38112187 : 34112925 : 38112120

Universitas Gunadarma 2013

20