Soal dan Pembahasan: Ikatan Kimia

Soal Pilihan Ganda

Soal 1

Ikatan kimia yang terbentuk akibat perpindahan elektron dari atom logam ke atom non-logam adalah… A. Ikatan kovalen B. Ikatan ion C. Ikatan logam D. Ikatan hidrogen E. Ikatan kovalen koordinasi

Pembahasan: Jawaban: B

Ikatan ion terbentuk akibat transfer (perpindahan) elektron dari atom yang mudah melepas elektron (logam) ke atom yang mudah menerima elektron (non-logam).

Proses:

1. Logam melepas elektron → membentuk ion positif (kation)
2. Non-logam menerima elektron → membentuk ion negatif (anion)
3. Kation dan anion saling tarik-menarik → ikatan ion

Contoh: Na (logam) + Cl (non-logam) → Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

• A: Ikatan kovalen = berbagi elektron
• C: Ikatan logam = delokalisasi elektron antar logam
• D: Ikatan hidrogen = gaya antarmolekul
• E: Ikatan kovalen koordinasi = pasangan elektron dari satu atom

Soal 2

Senyawa berikut yang memiliki ikatan ion adalah… A. H₂O B. CO₂ C. NaCl D. CH₄ E. NH₃

Pembahasan: Jawaban: C

NaCl (Natrium Klorida) memiliki ikatan ion.

Alasan:

• Na adalah logam (golongan 1, mudah lepas 1 elektron)
• Cl adalah non-logam (golongan 17, mudah terima 1 elektron)
• Na⁺ + Cl⁻ → NaCl (ikatan ion)

Pilihan lain:

• A: H₂O → ikatan kovalen polar (H dan O sama-sama non-logam)
• B: CO₂ → ikatan kovalen (C dan O sama-sama non-logam)
• D: CH₄ → ikatan kovalen (C dan H sama-sama non-logam)
• E: NH₃ → ikatan kovalen (N dan H sama-sama non-logam)

Ciri senyawa ion:

• Terbentuk dari logam + non-logam
• Titik leleh tinggi
• Larut dalam air
• Menghantarkan listrik dalam bentuk lelehan/larutan

Soal 3

Ikatan kovalen yang terbentuk dari pemakaian bersama 2 pasang elektron adalah… A. Ikatan kovalen tunggal B. Ikatan kovalen rangkap dua C. Ikatan kovalen rangkap tiga D. Ikatan kovalen koordinasi E. Ikatan ion

Pembahasan: Jawaban: B

Ikatan kovalen rangkap dua terbentuk dari pemakaian bersama 2 pasang elektron (4 elektron).

Notasi: A=B (dua garis)

Contoh:

O₂ (Oksigen):

O=O

• Setiap O menyumbang 2 elektron
• Total 4 elektron dipakai bersama
• Terbentuk ikatan rangkap dua

CO₂ (Karbon Dioksida):

O=C=O

• C membentuk 2 ikatan rangkap dua dengan 2 atom O

Perbandingan:

• Ikatan tunggal: 1 pasang elektron (A—B)
• Ikatan rangkap dua: 2 pasang elektron (A=B)
• Ikatan rangkap tiga: 3 pasang elektron (A≡B)

Soal 4

Molekul yang memiliki ikatan kovalen rangkap tiga adalah… A. O₂ B. CO₂ C. N₂ D. H₂O E. CH₄

Pembahasan: Jawaban: C

N₂ (Nitrogen) memiliki ikatan kovalen rangkap tiga.

Struktur:

N≡N

Penjelasan:

• N memiliki 5 elektron valensi (konfigurasi: 2, 5)
• Untuk mencapai oktet, N butuh 3 elektron tambahan
• Setiap N menyumbang 3 elektron
• Terbentuk ikatan rangkap tiga (6 elektron dipakai bersama)
• Masing-masing N memiliki 1 pasangan elektron bebas

Ikatan N≡N sangat kuat:

• Energi ikatan: 945 kJ/mol (sangat tinggi)
• Menyebabkan gas N₂ sangat stabil dan inert

Pilihan lain:

• A: O₂ → O=O (rangkap dua)
• B: CO₂ → O=C=O (rangkap dua)
• D: H₂O → H—O—H (tunggal)
• E: CH₄ → H—C—H (tunggal)

Soal 5

Sifat berikut yang BUKAN ciri senyawa ion adalah… A. Titik leleh tinggi B. Keras tetapi rapuh C. Larut dalam air D. Menghantarkan listrik dalam bentuk padat E. Menghantarkan listrik dalam bentuk lelehan

Pembahasan: Jawaban: D

Senyawa ion TIDAK menghantarkan listrik dalam bentuk padat.

Alasan:

• Dalam kristal padat, ion-ion terikat kuat dalam kisi kristal
• Ion tidak bebas bergerak
• Tidak ada pembawa muatan yang mobile
• Tidak dapat menghantarkan listrik

Senyawa ion menghantarkan listrik HANYA dalam:

1. Bentuk lelehan (cair): Ion bebas bergerak
2. Bentuk larutan: Ion terpisah dan bebas bergerak dalam air

Sifat senyawa ion yang BENAR:

• A: Titik leleh tinggi ✓ (ikatan ion sangat kuat)
• B: Keras tetapi rapuh ✓ (ikatan kuat tapi jika digeser, ion sejenis tolak-menolak)
• C: Larut dalam air ✓ (ion tertarik molekul air polar)
• E: Menghantarkan listrik dalam lelehan ✓ (ion bebas bergerak)

Soal 6

Atom yang dapat membentuk ikatan kovalen koordinasi adalah atom yang memiliki… A. Elektron valensi 1 B. Elektron valensi 7 C. Pasangan elektron bebas D. Orbital kosong E. Muatan positif

Pembahasan: Jawaban: C dan D (keduanya benar)

Jika harus memilih satu: C (Pasangan elektron bebas)

Ikatan kovalen koordinasi terbentuk ketika pasangan elektron yang dipakai bersama berasal dari SATU atom saja.

Syarat:

1. Atom donor: Memiliki pasangan elektron bebas (PEB)
2. Atom akseptor: Memiliki orbital kosong

Contoh: NH₄⁺ (Ion Amonium)

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

• NH₃ memiliki 1 PEB pada atom N → donor
• H⁺ memiliki orbital kosong → akseptor
• N menyumbangkan PEB-nya ke H⁺
• Terbentuk ikatan kovalen koordinasi (ditulis: N→H)

Contoh lain:

• H₂O + H⁺ → H₃O⁺ (ion hidronium)
• CO: C≡O: (salah satu ikatan adalah koordinasi)
• SO₂, SO₃, H₂SO₄

Notasi: A → B (anak panah dari donor ke akseptor)

Soal 7

Molekul berikut yang bersifat polar adalah… A. CO₂ B. CCl₄ C. H₂O D. CH₄ E. BF₃

Pembahasan: Jawaban: C

H₂O (Air) adalah molekul polar.

Alasan:

1. Ikatan O—H polar (O lebih elektronegatif dari H)
2. Bentuk molekul bengkok (tidak simetris)
3. Dipol tidak saling meniadakan
4. Molekul memiliki kutub positif dan negatif

Struktur H₂O:

    H—O—H  (sudut 104,5°)
      : :

• O bermuatan δ⁻ (lebih elektronegatif)
• H bermuatan δ⁺
• Bentuk bengkok → dipol resultan tidak nol

Pilihan lain (molekul nonpolar):

A: CO₂

• Ikatan C=O polar
• Bentuk linear: O=C=O
• Dipol berlawanan arah, saling meniadakan → nonpolar

B: CCl₄

• Ikatan C—Cl polar
• Bentuk tetrahedral simetris
• Dipol saling meniadakan → nonpolar

D: CH₄

• Ikatan C—H sedikit polar
• Bentuk tetrahedral simetris
• Dipol saling meniadakan → nonpolar

E: BF₃

• Ikatan B—F polar
• Bentuk planar trigonal simetris
• Dipol saling meniadakan → nonpolar

Kesimpulan: Kepolaran molekul ditentukan oleh:

1. Kepolaran ikatan
2. Geometri molekul

Soal 8

Gaya antarmolekul yang paling kuat adalah… A. Gaya London B. Gaya dipol-dipol C. Ikatan hidrogen D. Ikatan kovalen E. Ikatan ion

Pembahasan: Jawaban: C

Ikatan hidrogen adalah gaya antarmolekul yang paling kuat.

Catatan penting:

• Pilihan D (ikatan kovalen) dan E (ikatan ion) adalah ikatan kimia (intramolekul), bukan gaya antarmolekul
• Jika yang ditanyakan gaya antarmolekul, jawabannya adalah ikatan hidrogen

Urutan Kekuatan Gaya Antarmolekul: Ikatan Hidrogen > Dipol-Dipol > Gaya London

Ikatan Hidrogen:

• Terjadi antara H yang terikat pada F, O, atau N dengan PEB pada F, O, atau N
• Contoh: H₂O, NH₃, HF
• Menyebabkan titik didih tinggi abnormal

Perbandingan:

• H₂O (ikatan hidrogen): titik didih 100°C
• H₂S (dipol-dipol): titik didih -60°C
• CH₄ (gaya London): titik didih -161°C

Meskipun massa molekul H₂S dan CH₄ lebih besar, titik didihnya lebih rendah karena tidak ada ikatan hidrogen.

Urutan Lengkap Kekuatan: Ikatan Ion > Ikatan Kovalen > Ikatan Logam > Ikatan Hidrogen > Dipol-Dipol > Gaya London

Soal 9

Sifat logam yang berhubungan dengan adanya elektron bebas adalah… A. Keras dan kuat B. Mengkilap C. Menghantarkan listrik D. Titik leleh tinggi E. Dapat ditempa

Pembahasan: Jawaban: C

Menghantarkan listrik adalah sifat logam yang langsung berhubungan dengan elektron bebas.

Penjelasan:

Ikatan Logam:

• Elektron valensi terdelokalisasi (bebas bergerak)
• Membentuk “lautan elektron” di antara ion-ion logam positif
• Model: [M⁺] [M⁺] [M⁺] dengan e⁻ bergerak bebas

Konduktivitas Listrik:

• Elektron bebas dapat bergerak membawa muatan listrik
• Ketika beda potensial diterapkan, elektron mengalir
• Logam adalah konduktor listrik terbaik
• Urutan konduktivitas: Ag > Cu > Au > Al

Sifat lain yang berhubungan dengan elektron bebas:

B: Mengkilap (Luster)

• Elektron bebas menyerap dan memancarkan cahaya
• Permukaan logam memantulkan cahaya → kilau metalik

Sifat yang berhubungan dengan ikatan logam fleksibel:

E: Dapat ditempa (Malleable)

• Lapisan ion dapat bergeser tanpa memutuskan ikatan
• Elektron bebas menjaga ikatan tetap kuat
• Dapat dibentuk lembaran

Dapat direntangkan (Ductile):

• Ion dapat bergeser sepanjang elektron bebas
• Dapat ditarik menjadi kawat

Sifat lain:

• A: Keras dan kuat → ikatan logam yang kuat
• D: Titik leleh tinggi → ikatan logam kuat (tergantung jenis logam)

Soal 10

Molekul yang dapat membentuk ikatan hidrogen adalah… A. CH₄ B. CCl₄ C. NH₃ D. CO₂ E. CH₃Cl

Pembahasan: Jawaban: C

NH₃ (Amonia) dapat membentuk ikatan hidrogen.

Syarat Ikatan Hidrogen:

1. Ada atom H yang terikat pada F, O, atau N
2. Ada atom F, O, atau N dengan pasangan elektron bebas (PEB)

NH₃:

• Struktur: H—N—H dengan 1 PEB pada N | H
• N terikat langsung dengan H ✓
• N memiliki PEB ✓
• Dapat membentuk ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen dalam NH₃:

H—N...H—N
  |     |
  H     H

Pilihan lain:

A: CH₄

• C tidak termasuk F, O, N
• Tidak dapat membentuk ikatan hidrogen
• Hanya ada gaya London

B: CCl₄

• Tidak ada H yang terikat pada F, O, N
• Tidak dapat membentuk ikatan hidrogen

D: CO₂

• Tidak ada atom H
• Tidak dapat membentuk ikatan hidrogen

E: CH₃Cl

• H terikat pada C (bukan F, O, N)
• Tidak dapat membentuk ikatan hidrogen
• Hanya ada gaya dipol-dipol

Molekul yang DAPAT membentuk ikatan hidrogen:

• H₂O (air)
• NH₃ (amonia)
• HF (hidrogen fluorida)
• Alkohol (R—OH)
• Asam karboksilat (R—COOH)
• Amina (R—NH₂)

Soal 11

Hibridisasi atom C pada molekul CH₄ adalah… A. sp B. sp² C. sp³ D. sp³d E. sp³d²

Pembahasan: Jawaban: C

Atom C pada CH₄ mengalami hibridisasi sp³.

Penjelasan:

Karbon (C):

• Konfigurasi: 1s² 2s² 2p²
• Elektron valensi: 4

Hibridisasi sp³:

• 1 orbital s + 3 orbital p → 4 orbital sp³
• 4 orbital sp³ setara (sama bentuk dan energi)
• Setiap orbital sp³ membentuk 1 ikatan dengan H

Geometri Molekul:

• Bentuk: Tetrahedral
• Sudut ikatan: 109,5°
• 4 ikatan C—H

Struktur CH₄:

    H
    |
H—C—H  (tetrahedral)
    |
    H

Perbandingan Hibridisasi:

• sp³: 4 orbital, tetrahedral, 109,5° (CH₄, H₂O, NH₃)
• sp²: 3 orbital, trigonal planar, 120° (C₂H₄, BF₃)
• sp: 2 orbital, linear, 180° (C₂H₂, CO₂)

Soal 12

Ikatan rangkap dua terdiri dari… A. 2 ikatan sigma (σ) B. 2 ikatan pi (π) C. 1 ikatan sigma (σ) dan 1 ikatan pi (π) D. 3 ikatan sigma (σ) E. 1 ikatan sigma (σ) dan 2 ikatan pi (π)

Pembahasan: Jawaban: C

Ikatan rangkap dua terdiri dari 1 ikatan sigma (σ) dan 1 ikatan pi (π).

Penjelasan:

Ikatan Sigma (σ):

• Terbentuk dari tumpang tindih orbital head-to-head (ujung dengan ujung)
• Elektron terkonsentrasi di antara dua inti
• Ikatan kuat
• Dapat berotasi

Ikatan Pi (π):

• Terbentuk dari tumpang tindih orbital p side-to-side (sisi dengan sisi)
• Elektron terkonsentrasi di atas dan di bawah sumbu ikatan
• Ikatan lebih lemah dari σ
• Tidak dapat berotasi (kaku)

Jenis Ikatan:

• Ikatan tunggal (—): 1σ
• Ikatan rangkap dua (=): 1σ + 1π
• Ikatan rangkap tiga (≡): 1σ + 2π

Contoh:

O₂ (O=O):

• 1 ikatan σ (tumpang tindih orbital sp²)
• 1 ikatan π (tumpang tindih orbital p)

C₂H₄ (Etena: H₂C=CH₂):

• Ikatan C=C: 1σ + 1π
• Ikatan C—H: 1σ

C₂H₂ (Etuna: HC≡CH):

• Ikatan C≡C: 1σ + 2π
• Ikatan C—H: 1σ

Soal 13

Senyawa berikut yang titik didihnya paling tinggi adalah… A. CH₄ B. NH₃ C. H₂S D. PH₃ E. HCl

Pembahasan: Jawaban: B

NH₃ (Amonia) memiliki titik didih paling tinggi.

Data Titik Didih:

• NH₃: -33°C
• HCl: -85°C
• H₂S: -60°C
• PH₃: -88°C
• CH₄: -161°C

Alasan:

NH₃ dapat membentuk ikatan hidrogen:

• H terikat langsung dengan N
• N memiliki PEB
• Ikatan hidrogen sangat kuat
• Titik didih tinggi

Pilihan lain:

B: H₂S

• Tidak dapat membentuk ikatan hidrogen (S bukan F, O, N)
• Hanya ada gaya dipol-dipol
• Titik didih lebih rendah

E: HCl

• Tidak dapat membentuk ikatan hidrogen
• Hanya ada gaya dipol-dipol
• Titik didih lebih rendah

D: PH₃

• Tidak dapat membentuk ikatan hidrogen
• Hanya ada gaya dipol-dipol lemah

A: CH₄

• Tidak polar
• Hanya ada gaya London (paling lemah)
• Titik didih paling rendah

Kesimpulan: Ikatan hidrogen menyebabkan titik didih jauh lebih tinggi dari yang diperkirakan berdasarkan massa molekul.

Soal 14

Prinsip “like dissolves like” (sejenis melarutkan sejenis) berarti… A. Polar larut dalam polar, nonpolar larut dalam nonpolar B. Semua zat larut dalam air C. Polar larut dalam nonpolar D. Ion larut dalam nonpolar E. Semua zat dapat bercampur

Pembahasan: Jawaban: A

Prinsip “like dissolves like” berarti: Polar larut dalam polar, nonpolar larut dalam nonpolar

Penjelasan:

Zat Polar:

• Memiliki dipol (kutub + dan -)
• Contoh: H₂O, HCl, NH₃, alkohol, gula

Zat Nonpolar:

• Tidak memiliki dipol
• Contoh: minyak, bensin, CH₄, CCl₄, lemak

Aturan Kelarutan:

1. Polar larut dalam Polar:

• Gula larut dalam air
• Garam (NaCl) larut dalam air
• Alkohol larut dalam air
• Interaksi dipol-dipol atau ikatan hidrogen

2. Nonpolar larut dalam Nonpolar:

• Minyak larut dalam bensin
• Lemak larut dalam pelarut organik nonpolar
• Interaksi gaya London

3. Polar TIDAK larut dalam Nonpolar:

• Minyak tidak larut dalam air
• Garam tidak larut dalam bensin
• “Air dan minyak tidak bercampur”

Alasan:

• Untuk melarutkan, harus ada interaksi kuat antara pelarut dan terlarut
• Polar-polar: ada interaksi dipol-dipol atau ikatan hidrogen
• Nonpolar-nonpolar: ada interaksi gaya London
• Polar-nonpolar: tidak ada interaksi yang cukup kuat

Aplikasi:

• Membersihkan minyak dengan sabun (sabun memiliki bagian polar dan nonpolar)
• Memilih pelarut yang tepat dalam laboratorium
• Proses ekstraksi dalam industri

Soal 15

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk… A. Membentuk 1 mol ikatan B. Memutuskan 1 mol ikatan C. Mengionkan 1 mol atom D. Melarutkan 1 mol zat E. Menguapkan 1 mol zat

Pembahasan: Jawaban: B

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dalam molekul fase gas pada suhu 25°C.

Satuan: kJ/mol

Karakteristik:

1. Pemutusan Ikatan (Endoterm):

• Memerlukan energi (ΔH positif)
• Contoh: H—H → 2H, ΔH = +436 kJ/mol

2. Pembentukan Ikatan (Eksoterm):

• Melepaskan energi (ΔH negatif)
• Contoh: 2H → H—H, ΔH = -436 kJ/mol

Semakin Kuat Ikatan:

• Energi ikatan semakin besar
• Ikatan lebih sulit diputuskan
• Molekul lebih stabil

Urutan Energi Ikatan:

• C≡C (839 kJ/mol) > C=C (611 kJ/mol) > C—C (347 kJ/mol)
• Ikatan rangkap tiga > rangkap dua > tunggal

Faktor yang Mempengaruhi:

1. Jenis ikatan: rangkap > tunggal
2. Ukuran atom: atom kecil → ikatan kuat
3. Polaritas: ikatan polar umumnya lebih kuat

Aplikasi:

• Menghitung ΔH reaksi
• Memperkirakan kestabilan molekul
• Memprediksi reaktivitas

Rumus ΔH reaksi: ΔH = Σ Energi ikatan reaktan – Σ Energi ikatan produk ΔH = Σ Energi pemutusan – Σ Energi pembentukan

Soal Esai

Soal 1

Jelaskan perbedaan antara ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam dari segi mekanisme pembentukan, jenis atom yang terlibat, dan sifat senyawa yang dihasilkan!

Pembahasan:

1. IKATAN ION

Mekanisme Pembentukan:

• Transfer (perpindahan) elektron dari atom logam ke atom non-logam
• Logam melepas elektron → membentuk kation (ion positif)
• Non-logam menerima elektron → membentuk anion (ion negatif)
• Kation dan anion saling tarik-menarik melalui gaya elektrostatik

Jenis Atom yang Terlibat:

• Logam + Non-logam
• Logam: golongan 1, 2, 13 (Na, Mg, Al)
• Non-logam: golongan 16, 17 (O, Cl)

Contoh Pembentukan:

Na → Na⁺ + e⁻
Cl + e⁻ → Cl⁻
Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

Sifat Senyawa Ion:

1. Struktur kristal teratur (kisi kristal)
2. Titik leleh dan titik didih tinggi (ikatan ion sangat kuat)
3. Keras tetapi rapuh (ikatan kuat, tapi jika digeser ion sejenis tolak-menolak)
4. Larut dalam air (umumnya)
5. Menghantarkan listrik dalam bentuk lelehan atau larutan (ion bebas bergerak)
6. Tidak menghantarkan listrik dalam bentuk padat (ion terikat kuat)

Contoh Senyawa:

• NaCl (garam dapur)
• MgO (magnesium oksida)
• CaF₂ (kalsium fluorida)
• K₂O (kalium oksida)

2. IKATAN KOVALEN

Mekanisme Pembentukan:

• Pemakaian bersama pasangan elektron
• Atom-atom berbagi elektron untuk mencapai oktet
• Tidak ada transfer elektron
• Elektron berada di antara kedua inti atom

Jenis Atom yang Terlibat:

• Non-logam + Non-logam
• Atom dengan keelektronegatifan tinggi
• Contoh: H, C, N, O, F, Cl

Jenis Ikatan Kovalen:

1. Tunggal: 1 pasang elektron (A—B)
2. Rangkap dua: 2 pasang elektron (A=B)
3. Rangkap tiga: 3 pasang elektron (A≡B)
4. Koordinasi: pasangan elektron dari satu atom (A→B)

Contoh Pembentukan:

H₂:

H• + •H → H:H atau H—H

O₂:

:O:: + ::O: → :O::O: atau O=O

N₂:

:N::: + :::N: → :N:::N: atau N≡N

Sifat Senyawa Kovalen:

1. Titik leleh dan titik didih rendah (gaya antarmolekul lemah)
2. Lunak (jika padat)
3. Umumnya tidak larut dalam air (kecuali yang polar)
4. Tidak menghantarkan listrik (tidak ada ion)
5. Wujud beragam (gas, cair, padat pada suhu ruang)

Pengecualian:

• Senyawa jaringan kovalen (intan, SiO₂): titik leleh sangat tinggi, sangat keras
• Senyawa polar (gula, alkohol): larut dalam air

Contoh Senyawa:

• H₂O (air)
• CO₂ (karbon dioksida)
• CH₄ (metana)
• NH₃ (amonia)

3. IKATAN LOGAM

Mekanisme Pembentukan:

• Delokalisasi elektron valensi
• Ion-ion logam positif tersusun teratur
• Elektron valensi bebas bergerak di seluruh kisi kristal
• Model “lautan elektron”

Visualisasi:

[M⁺] [M⁺] [M⁺]
  e⁻ e⁻ e⁻
[M⁺] [M⁺] [M⁺]
  e⁻ e⁻ e⁻

Jenis Atom yang Terlibat:

• Atom logam + Atom logam
• Logam golongan 1, 2, 3, dan logam transisi
• Contoh: Na, Mg, Al, Fe, Cu, Au

Sifat Logam:

1. Konduktor listrik dan panas yang baik (elektron bebas membawa muatan dan energi)
2. Mengkilap (luster) (elektron bebas menyerap dan memancarkan cahaya)
3. Dapat ditempa (malleable) (lapisan ion dapat bergeser tanpa putus)
4. Dapat direntangkan (ductile) (dapat ditarik menjadi kawat)
5. Keras dan kuat (umumnya)
6. Titik leleh bervariasi (W: 3422°C, Hg: -39°C)

Contoh Logam:

• Fe (besi)
• Cu (tembaga)
• Al (aluminium)
• Au (emas)

PERBANDINGAN RINGKAS

Soal 2

Gambarkan struktur Lewis dan tentukan jumlah ikatan dan pasangan elektron bebas untuk molekul-molekul berikut: a) H₂O b) CO₂ c) NH₃

Pembahasan:

a) H₂O (Air)

Langkah-langkah:

1. Hitung total elektron valensi:

• H: 1 × 2 = 2 elektron
• O: 6 elektron
• Total: 8 elektron

2. Tentukan atom pusat: O (lebih elektronegatif dari H, kecuali H tidak pernah jadi pusat)

3. Pasangkan atom dengan ikatan tunggal:

• O—H dan O—H
• Gunakan 4 elektron (2 PEI)

4. Sisa elektron: 8 – 4 = 4 elektron

5. Letakkan sisa elektron pada atom pusat (O):

• 4 elektron = 2 PEB pada O

6. Cek oktet:

• O: 2 PEI + 2 PEB = 8 elektron ✓ (oktet)
• H: 1 PEI = 2 elektron ✓ (duplet)

Struktur Lewis:

    H—O—H
      : :

atau

    H
     \
      O
     /  \ 
    H   : :

Hasil:

• Jumlah ikatan: 2 ikatan tunggal (2 PEI)
• Pasangan elektron bebas: 2 PEB pada O
• Bentuk molekul: Bengkok
• Sudut ikatan: 104,5°
• Hibridisasi O: sp³
• Kepolaran: Polar

b) CO₂ (Karbon Dioksida)

Langkah-langkah:

1. Hitung total elektron valensi:

• C: 4 elektron
• O: 6 × 2 = 12 elektron
• Total: 16 elektron

2. Atom pusat: C (kurang elektronegatif)

3. Pasangkan C dengan 2 O:

• C—O dan C—O
• Gunakan 4 elektron (2 PEI)

4. Sisa elektron: 16 – 4 = 12 elektron

5. Lengkapi oktet O:

• Setiap O butuh 6 elektron lagi (3 PEB)
• Gunakan 12 elektron
• O: :O: dan :O:

6. Cek oktet C:

• C hanya punya 4 elektron (2 PEI) → belum oktet
• Buat ikatan rangkap

7. Buat ikatan rangkap dua:

• Pindahkan 1 PEB dari setiap O ke ikatan
• O=C=O

8. Cek oktet:

• C: 4 PEI = 8 elektron ✓
• Setiap O: 2 PEI + 2 PEB = 8 elektron ✓

Struktur Lewis:

:O::C::O: atau O=C=O

Hasil:

• Jumlah ikatan: 2 ikatan rangkap dua (4 PEI total)
• Pasangan elektron bebas: 2 PEB pada setiap O (4 PEB total)
• Bentuk molekul: Linear
• Sudut ikatan: 180°
• Hibridisasi C: sp
• Kepolaran: Nonpolar (dipol saling meniadakan)

c) NH₃ (Amonia)

Langkah-langkah:

1. Hitung total elektron valensi:

• N: 5 elektron
• H: 1 × 3 = 3 elektron
• Total: 8 elektron

2. Atom pusat: N

3. Pasangkan N dengan 3 H:

• N—H, N—H, N—H
• Gunakan 6 elektron (3 PEI)

4. Sisa elektron: 8 – 6 = 2 elektron

5. Letakkan sisa pada N:

• 2 elektron = 1 PEB pada N

6. Cek oktet:

• N: 3 PEI + 1 PEB = 8 elektron ✓ (oktet)
• H: 1 PEI = 2 elektron ✓ (duplet)

Struktur Lewis:

    H—N—H
      |  
      H
      :

atau

       H
      /
    H—N:
      \
       H

Hasil:

• Jumlah ikatan: 3 ikatan tunggal (3 PEI)
• Pasangan elektron bebas: 1 PEB pada N
• Bentuk molekul: Piramida trigonal
• Sudut ikatan: 107° (lebih kecil dari 109,5° karena PEB menolak lebih kuat)
• Hibridisasi N: sp³
• Kepolaran: Polar

Ringkasan:

Soal 3

Jelaskan mengapa air (H₂O) memiliki titik didih yang sangat tinggi (100°C) dibandingkan dengan H₂S (-60°C), padahal massa molekul H₂S lebih besar dari H₂O!

Pembahasan:

Fenomena ini menunjukkan pentingnya ikatan hidrogen dalam menentukan sifat fisik zat.

PERBANDINGAN H₂O DAN H₂S

Data Molekul:

Observasi Menarik:

• H₂S memiliki massa molekul hampir 2 kali lipat H₂O
• Namun titik didih H₂O 160°C lebih tinggi dari H₂S
• Ini bertentangan dengan tren umum (molekul lebih besar → titik didih lebih tinggi)

PENJELASAN

1. Gaya Antarmolekul H₂O:

Ikatan Hidrogen:

• H terikat langsung dengan O (atom sangat elektronegatif)
• O memiliki 2 pasangan elektron bebas
• Setiap molekul H₂O dapat membentuk 4 ikatan hidrogen:
  • 2 ikatan melalui atom H
  • 2 ikatan melalui PEB pada O

Struktur Ikatan Hidrogen:

    H
    |
H—O...H—O...H—O
      |     |
      H     H

Karakteristik Ikatan Hidrogen:

• Gaya antarmolekul PALING KUAT
• Energi: 10-40 kJ/mol
• Jauh lebih kuat dari gaya dipol-dipol (2-5 kJ/mol)
• Memerlukan energi besar untuk memutuskan
• Menyebabkan titik didih sangat tinggi

2. Gaya Antarmolekul H₂S:

Gaya Dipol-Dipol:

• H terikat dengan S (bukan F, O, N)
• TIDAK dapat membentuk ikatan hidrogen
• Hanya ada gaya dipol-dipol
• S kurang elektronegatif dibanding O (O: 3,44, S: 2,58)
• Kepolaran H₂S lebih lemah dari H₂O

Karakteristik Gaya Dipol-Dipol:

• Lebih lemah dari ikatan hidrogen
• Energi: 2-5 kJ/mol
• Mudah diputuskan
• Titik didih lebih rendah

MENGAPA MASSA MOLEKUL TIDAK MENENTUKAN?

Umumnya: Molekul lebih besar → gaya London lebih kuat → titik didih lebih tinggi

TETAPI: Ikatan hidrogen jauh lebih kuat dari gaya London dan dipol-dipol

Perbandingan Kekuatan:

Ikatan Hidrogen >> Dipol-Dipol > Gaya London

Dalam kasus H₂O vs H₂S:

• Meskipun H₂S lebih besar, gaya antarmolekulnya (dipol-dipol) lebih lemah
• H₂O lebih kecil, tetapi ikatan hidrogen sangat kuat
• Ikatan hidrogen mengalahkan efek massa molekul

FENOMENA UNIK AIR KARENA IKATAN HIDROGEN

1. Titik Didih Tinggi Abnormal:

• H₂O: 100°C
• H₂S: -60°C (perbedaan 160°C!)
• H₂Se: -42°C
• H₂Te: -2°C

2. Titik Beku Tinggi Abnormal:

• H₂O: 0°C
• H₂S: -82°C

3. Es Mengapung di Air:

• Struktur ikatan hidrogen dalam es membuat ruang kosong
• Es kurang padat dari air cair (unik!)
• Penting untuk kehidupan akuatik di musim dingin

4. Tegangan Permukaan Tinggi:

• Molekul di permukaan tertarik ke dalam oleh ikatan hidrogen
• Serangga dapat berjalan di atas air

5. Kalor Jenis Tinggi:

• Diperlukan energi besar untuk memanaskan air
• Air sebagai penyimpan panas yang baik
• Mengatur suhu bumi

6. Kalor Penguapan Tinggi:

• Diperlukan energi besar untuk menguapkan air
• Berkeringat efektif mendinginkan tubuh

TREN DALAM GOLONGAN 16

Observasi:

• Setelah H₂O, titik didih meningkat seiring massa molekul (H₂S < H₂Se < H₂Te)
• H₂O adalah anomali karena ikatan hidrogen

KESIMPULAN

H₂O memiliki titik didih jauh lebih tinggi dari H₂S karena:

1. H₂O dapat membentuk ikatan hidrogen (O adalah F, O, atau N)
2. H₂S tidak dapat membentuk ikatan hidrogen (S bukan F, O, atau N)
3. Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada gaya dipol-dipol
4. Diperlukan energi lebih besar untuk memutuskan ikatan hidrogen dan menguapkan air
5. Efek ikatan hidrogen mengalahkan efek massa molekul

Pelajaran Penting: Gaya antarmolekul (terutama ikatan hidrogen) lebih menentukan sifat fisik daripada massa molekul. Ini menunjukkan betapa pentingnya ikatan hidrogen dalam kimia dan kehidupan.

Tanpa ikatan hidrogen:

• Air akan mendidih pada suhu sangat rendah (sekitar -80°C)
• Tidak akan ada air cair di Bumi pada suhu normal
• Kehidupan seperti yang kita kenal tidak akan mungkin ada

Soal Perhitungan

Soal 1

Hitung perubahan entalpi (ΔH) reaksi berikut menggunakan data energi ikatan:

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Data energi ikatan (kJ/mol):

• C—H: 413
• O=O: 498
• C=O: 745
• O—H: 464

Pembahasan:

Rumus:

ΔH reaksi = Σ Energi ikatan reaktan - Σ Energi ikatan produk
ΔH = Σ Energi pemutusan - Σ Energi pembentukan

Langkah 1: Identifikasi ikatan yang putus (reaktan)

CH₄:

    H
    |
H—C—H
    |
    H

• 4 ikatan C—H

2O₂:

• 2 ikatan O=O

Total energi pemutusan:

• 4 × C—H = 4 × 413 = 1652 kJ
• 2 × O=O = 2 × 498 = 996 kJ
• Total = 2648 kJ

Langkah 2: Identifikasi ikatan yang terbentuk (produk)

CO₂:

O=C=O

• 2 ikatan C=O (rangkap dua)

2H₂O:

H—O—H (× 2)

• 4 ikatan O—H (2 per molekul × 2 molekul)

Total energi pembentukan:

• 2 × C=O = 2 × 745 = 1490 kJ
• 4 × O—H = 4 × 464 = 1856 kJ
• Total = 3346 kJ

Langkah 3: Hitung ΔH

ΔH = Energi pemutusan - Energi pembentukan
ΔH = 2648 - 3346
ΔH = -698 kJ

Jawaban: ΔH = -698 kJ

Interpretasi:

• ΔH negatif → reaksi eksoterm (melepas energi)
• Energi pembentukan > energi pemutusan
• Produk lebih stabil dari reaktan
• Ini sesuai dengan reaksi pembakaran metana yang melepas panas

Aplikasi:

• Pembakaran gas alam (metana) untuk memasak dan pemanas
• Setiap mol CH₄ yang terbakar melepas 698 kJ energi

Soal 2

Tentukan jenis ikatan (ion, kovalen polar, kovalen nonpolar) pada senyawa-senyawa berikut berdasarkan perbedaan keelektronegatifan:

a) HCl b) F₂ c) KBr

Data keelektronegatifan:

• H: 2,1
• Cl: 3,0
• F: 4,0
• K: 0,8
• Br: 2,8

Pembahasan:

Aturan Jenis Ikatan Berdasarkan Δχ:

• Δχ = 0: Kovalen nonpolar
• 0 < Δχ < 0,5: Kovalen nonpolar (hampir)
• 0,5 ≤ Δχ < 1,7: Kovalen polar
• Δχ ≥ 1,7: Ion

a) HCl

Hitung Δχ:

Δχ = |χ(Cl) - χ(H)|
Δχ = |3,0 - 2,1|
Δχ = 0,9

Jenis Ikatan: Kovalen Polar

Alasan:

• 0,5 ≤ 0,9 < 1,7
• Elektron lebih tertarik ke Cl (lebih elektronegatif)
• Cl bermuatan δ⁻
• H bermuatan δ⁺
• Notasi: H^δ⁺—Cl^δ⁻

Sifat:

• Molekul polar
• Larut dalam air
• Titik didih relatif tinggi (-85°C)
• HCl(aq) adalah asam kuat

b) F₂

Hitung Δχ:

Δχ = |χ(F) - χ(F)|
Δχ = |4,0 - 4,0|
Δχ = 0

Jenis Ikatan: Kovalen Nonpolar

Alasan:

• Δχ = 0 (kedua atom identik)
• Elektron dibagi sama rata
• Tidak ada kutub
• Molekul diatomik unsur

Sifat:

• Molekul nonpolar
• Tidak larut dalam air
• Gas pada suhu ruang
• Sangat reaktif (F adalah unsur paling elektronegatif)

Molekul diatomik lain yang kovalen nonpolar:

• H₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, I₂

c) KBr

Hitung Δχ:

Δχ = |χ(Br) - χ(K)|
Δχ = |2,8 - 0,8|
Δχ = 2,0

Jenis Ikatan: Ion

Alasan:

• Δχ = 2,0 ≥ 1,7
• Perbedaan keelektronegatifan sangat besar
• K (logam) melepas elektron → K⁺
• Br (non-logam) menerima elektron → Br⁻
• Transfer elektron, bukan berbagi

Proses:

K → K⁺ + e⁻
Br + e⁻ → Br⁻
K⁺ + Br⁻ → KBr

Sifat:

• Kristal ionik
• Titik leleh tinggi (734°C)
• Larut dalam air
• Menghantarkan listrik dalam bentuk lelehan/larutan
• Tidak menghantarkan listrik dalam bentuk padat

Ringkasan:

Catatan:

• Batasan Δχ = 1,7 adalah perkiraan, bukan batas mutlak
• Ikatan dengan Δχ mendekati 1,7 memiliki karakter ion dan kovalen (ikatan polar sangat kuat)

Penutup

Pemahaman tentang ikatan kimia sangat penting karena:

✓ Menjelaskan bagaimana atom bergabung membentuk senyawa ✓ Menentukan sifat fisik dan kimia zat ✓ Dasar untuk memahami reaksi kimia ✓ Penting dalam desain material dan obat-obatan

Poin-Poin Penting:

1. Jenis Ikatan:
   • Ion: transfer elektron (logam + non-logam)
   • Kovalen: berbagi elektron (non-logam + non-logam)
   • Logam: delokalisasi elektron (logam + logam)
2. Gaya Antarmolekul:
   • Ikatan hidrogen > Dipol-dipol > Gaya London
   • Menentukan titik didih, kelarutan, viskositas
3. Kepolaran:
   • Ditentukan oleh kepolaran ikatan DAN geometri molekul
   • Polar larut dalam polar, nonpolar larut dalam nonpolar
4. Struktur Lewis:
   • Menggambarkan ikatan dan PEB
   • Membantu memprediksi geometri dan kepolaran
5. Hibridisasi:
   • sp³: tetrahedral (109,5°)
   • sp²: trigonal planar (120°)
   • sp: linear (180°)

Terus berlatih untuk menguasai konsep ikatan kimia. Selamat belajar!

• Author
• Recent Posts

Krisna Dwi Wardhana

Lahir di Padang pada tahun 1991, saya telah tinggal di berbagai wilayah di Indonesia sejak TK hingga kuliah, termasuk Aceh, Palembang, dan Bogor. Saya meraih gelar Sarjana Sains dari FMIPA Universitas Indonesia. Saat ini, saya bekerja sebagai Pendidik di sebuah sekolah swasta di Bogor, Tutor privat sambil tetap fokus mengembangkan Bisakimia.

Latest posts by Krisna Dwi Wardhana (see all)

• Status Valid dan Tidak Valid di GTK 2026: Arti, Penyebab, dan Cara Memperbaikinya - January 18, 2026
• Soal dan Pembahasan: Ikatan Kimia - January 18, 2026
• UVM Health Appoints New CEO After Eappen’s Exit - January 18, 2026