KIMIADASAEUNJA'17

REVIEW KIMIA DASAR

PERTEMUAN 11

LUSI SULISTIANI

RRA1C217001

DOSEN PENGAMPU :

Dr. YUSNELTI M.Si

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA

JURUSAN PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN IPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS JAMBI

2017

BAB I

PENDAHULUAN

1.1  Latar Belakang

Sistem periodik kimia adalah tampilan unsur-unsur kimia yang tertera dalam tabel. Jumlah unsur yang terdapat pada tabel sistem periodik adalah sebanyak 118 unsur. Jumlah unsur yang terdapat di alam lebih dari 118 unsur. Hal ini disebabkan karena atom-atom dapat bereaksi antara satu atom dengan atom yang lain membentuk substansi baru yang disebut dengan senyawa. Bila dua atau lebih atom-atom berikatan dan membentuk ikatan kimia menghasilkan senyawa yang unik yaitu memiliki sifat kimia dan sifat fisika yang berbeda dari sifat asalnya (sifat dari unsur-unsur sebelum bereaksi).

Ada beberapa hal yang kita dapat perhatikan, yaitu terdapat banyak contoh penerapan unsur-unsur kimia dalam kehidupan sehari-hari. Salah satunya contohnya adalah air. Air merupakan materi yang penting bagi kehidupan. Sebagian besar kebutuhan pokok kita menggunakan air. Bahkan dalam tubuh, air penting untuk menjaga DNA dari kerusakan, mengantarkan nutrisi ke seluruh bagian tunuh, dan menjaga keseimbangan suhu tubuh. Kita mengetahui air memiliki rumus senyawa H₂O. Air tersusun dari unsur-unsur hidrogen dan oksigen. Tanpa kita sadari bahwa kita sedang berhadapan dengan contoh aplikasi dari unsur-unsur yang berikatan, yang kemudian membentuk senyawa. Mungkin hal-hal yang sepatutnya kita kritisi adalah bagaimana unsur-unsur tersebut dapat berikatan dan kemudian membentuk senyawa. Sebelum itu, kita harus mengetahui terlebih dahulu apa pengertian dari senyawa kimia.

Senyawa kimia terbentuk dari dua atau lebih atom yang bergabung atau berikatan satu sama lain. Penggabungan ini akan menghasilkan molekul atau senyawa yang sederhana atau kompleks. Atom-atom tersebut terikat satu sama lain dalam senyawa akibat adanya gaya ikatan kimia. Munculnya teori tentang ikatan kimia disebabkan oleh keberadaan golongan unsur gas mulia yaitu pada golongan VIIIA pada sistem periodik. Golongan unsur gas mulia memperlihatkan kecenderungan yang sangat kecil untuk membentuk senyawa kimia, hal ini disebabkan karena unsur gas mulia bersifat stabil, sangat sulit bereaksi dengan unsur lain membentuk senyawa dan memiliki elektron valensi oktet dan duplet. Kebanyakan unsur-unsur di alam ada dalam bentuk senyawanya, bukan sebagai unsur bebas seperti unsur gas mulia. Hal ini memperlihatkan adanya kecenderungan dari atom-atom yang relatif tidak stabil membentuk senyawa yang lebih stabil dibandingkan dengan atom unsur bebasnya.

Oleh karena itu, sangat penting bagi kita untuk dapat mengetahui dan mempelajari tentang ikatan kimia. Karena dalam kehidupan sehari-hari, kita tidak akan pernah lepas dari hal-hal yang berhubungan dengan ikatan kimia.

1.2  Tujuan

Tujuan penulisan makalah ini adalah sebagai berikut:

1. Dapat mengetahui konsep umum ikatan kimia

2. Dapat mengetahui pengikatan dalam ikatan ion

3. Dapat mengetahui simbol/ lambang lewis

4. Dapat mengetahui apa itu ikatan kovalen

5. Dapat mengetahui cara menggambar struktur

6. Dapat mengetahui orde ikatan dan beberapa siafat ikatan

7. Dapat mengetahui apa itu resonansi

8. Dapat mengetahui muatan resmi dan seleksi struktur Lewis

9. Dapat mengetahui ikatan kovalen koordinat

10. Dapat mengetahuimolekul polar dan elektronegativitas

BAB II

PEMBAHASAN

IKATAN KIMIA : KONSEP UMUM

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 unsur-unsur cenderung membentuk struktur elektron stabil. Struktur elektron stabil yaitu struktur elektron gas mulia ( Golongan VIII A ) Seperti dalam tabel 3.1 berikut.

Unsur	No Atom	K	L	N	M	O	P
HeNe Ar Kr Xe Rn	210 18 36 54 86	22 2 2 2 2	8 8 8 8 8	8 18 18 18	8 18 32	8 18	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.
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

Unsur	Susunan elektron	Elektron valensi
6C8O 12­Mg 13Al 15P 17Cl	2. 42.6 2.8.2 2.8.3 2.8.5 2.8.7	46 2 3 5 7

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

     A. 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 logam-logam alkali dan alkali tanah.Sementara itu, anion cenderung terbentuk dari unsur-unsur yang 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 elektron pasangan persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan antara atom-atom 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

     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.

PENGIKATAN DALAM IKATAN ION

Pengikatan Dalam Ikatan Ion

Logam cenderung bereaksi dengan non­logam membentuk ikatan ion. Kita telah mempelajari juga bagaimana menggunakan susunan berkala untuk membantu mengingat muatan ion yang dibentuk oleh suatu unsur. Yang belum kita pelajari adalah uraian mengenai mengapa senyawa ion terbentuk dan mengapa unsur-unsur ini membentuk ion. Inilah yang merupakan tujuan kita sekarang, yaitu mempelajari terbentuknya senyawa ion, mempelajari bagaimana struktur elektron atom mempengaruhi jumlah elektron yang dapat berpindah, demikian juga kemampuan atom membentuk senyawa ion.

Jika litium dan ‘ fluor bereaksi, unsur-unsur ini membentuk senyawa ion, LiF, yang mengandung ion Li’ dan F. Konfigurasi elektron dari atom Li dan F adalah

Li       1 s² 2s¹ dan

F     1 s² 2s²2p⁵

Lepasnya satu elektron litium dan bertambahnya satu elektron fluor menghasilkan perubahan konfigurasi elektron seperti berikut

Li  (1 s² 2s¹)    à Li⁺ (I s² )  + e^‑

F (1 s² 2s²2p⁵) + e^–   à  F^– (1 s² 2s²2p⁶)

Perhatikan bahwa setiap ion yang terbentuk dalam reaksi ini mempu­nyai konfigurasi elektron sama seperti gas mulia. Litium mempunyai konfigurasi seperti helium dan fluor seperti neon.

Sama seperti reaksi di atas, atom kalsium dan atom oksigen bereaksi membentuk senyawa ion CaO. Perubahan konfigurasi elektron atom yang terjadi dalam reaksi ini adalah

Ca (ls²2S²2p⁶3S²3p⁶4S²) à Ca²⁺ (Is²2S²2p⁶3S²3p⁶) + 2e‑

0 (ls²2S²2p⁴) + 2e-             à O^2- (Is²2S²2p⁶)

Sekah lagi, ion yang terbentuk mempunyai konfigurasi elektron sama seperti gas mulia, argon untuk Ca²⁺ dan neon untuk O^2-.

Untuk menerangkan reaksi ini, kita membutuhkan beberapa jawaban dari beberapa pertanyaan. Pertama, mengapa logam seperti Li dan Ca melepas elektron dan mengapa nonlogam seperti F dan 0 menerima­nya? Kedua, mengapa elektron lepas dan elektron diterima mengikuti konfigurasi elektron gas mulia?

Mula-mula adalah perubahan energi potensial yang mengontrol pembentukan ion dalam senyawa seperti LiF dan CaO. Untuk senyawa ion agar dapat stabil, pembentukan ion dari unsur harus eksoterm, yang berarti energi potensial dari senyawa itu harus lebih rendah dari unsur­nya. Selanjutnya, hal ini berarti setiap kontribusi endotermik perubahan energi harus lebih kecil dari kontribusi eksoterm.

Logam membentuk kation karena logam melepas elektron relatif mudah. Seperti yang telah dipelajari dalam bagian sebelumnya, energi ionisasi logam lebih sedikit dari pada nonlogam. Untuk logam, repre­sentatif, hilangnya elektron, menyebabkan valensi kulit kosong, karena pecah membentuk inti gas mulia yang lebih ke dalam sangat sukar (karena membutuhkan sejumlah energi yang sangat besar).

Kebanyakan nonlogam, penambahan elektron ke dalam atom terjadi reaksi eksoterm, jadi mendorong pembentukan anion oleh nonlogam. Dengan demikian, pembentukan anion dengan muatan 2– atau lebih besar, selalu reaksinya endoterm.

Jika energi ionisasi dan affinitas (daya tarik) elektron yang menjadi faktor untuk mempengaruhi senyawa ion, maka sangat sedikit senyawa yang dapat memenuhi ketentuan ini. Hampir semua pembentukan ion, energi yang dibutuhkan untuk melepas elektron dari logam lebih besar dari pada energi yang dilepas pada pembentukan anion, jadi pemben­tukan ion dari atom yang netral hampir selalu endoterm. Jadi, apa yang menyebabkan senyaw ion terbentuk?

Energi Kisi

Alasan utama yang menyebabkan senyawa ion stabil adalah adanya daya tarik-menarik antara ion, yang terjadi bila senyawa kimia terben­tuk dan menghasilkan berkurangnya energi potensial. Untuk mengeta­hui hal ini, marilah kita perhatikan energi potensial pada dua situasi berik-ut: situasi pertama adalah kumpulan atom netral dan situasⁱ kedua kumpulan ion. Perhatikan bagaimana energi benibah jika kita pisahkan atom netral dan disatukan kembali partikel-pertikel itu sebagai ion.

Daya tarik-menarik atom netral sangat lemah. (Sebetulnya menurut apa yang telah saudara pelajari sebelumnya, tidak ada alasan untuk percaya bahwa ada daya tarik-menarik antara atom netral). Karena daya tarik-menarik ini sangat lernah, maka untuk memisahkan atom-atom itu, hanya membutuhkan sedikit kenaikan energi potensialnya. Tetapi se­baliknya, jika partikel-parlikel ini dijadikan satu kembali sebagai ion, yang mempunyai daya tarik-menarik yang kuat, maka energi potensial­nya turun besar sekali. Sebagai hasil akhir adalah ion dalam, bentuk kristal mempunyai energi potensial yang lebih rendah dari pada atom netral. Energi potensial yang rendah ini disebut energi kisi (lattice energy) dan jumlahnya lebih besar dari pada kenaikan energi potensial yang dibutuhkan untuk membentuk ion. Sebagai hasilnya, pembentukan senyawa ion adalah eksotermik.

Sekarang barulah kita dapat mengerti mengapa demikian banyak ion cenderung membentuk konfigurasi elektron gas mulia. Konfigurasi ini tidak membutuhkan banyak energi untuk mengosongkan kulit valen ­suatu logam, jadi energi kisi yang eksotermik sudah cukup untuk meng­kompensasi kontribusi endotermik pada seluruh perubahan energi. Meskipun demikian, masuk ke dalam inti gas mulia di bawah kulit terluar membutuhkan sangat banyak energi, lebih banyak dan energi kisi eksotermik yang dapat dihasilkan. Sebagai hasilnya, lepasnya elek­tron terhenti segera setelah munculnya inti gas mulia.

Untuk nonlogam, penambahan elektron ke kulit valensi dapat dalam bentuk eksotermik atau sedikit endotermik. Meskipun demikian, segera setelah kulit valensi terisi penuh, setiap elektron yang ditambahkan terpaksa harus memasuki kulit yang lebih tinggi berikutnya. Masuknya elektron ke kulit berikutnya ini juga membutuhkan energi yang sangat banyak, lebih banyak dari energi yang dapat dipenuhi oleh energi kisi. Sebagai hasilnya, unsur nonlogam tidak pemah mencapai elektron yang cukup yang dapat menjadi konfigurasi sempuma ns ² np⁶ konfigurasi ^“gas mulia”.

Tendensi ion dari banyak unsur-unsur tertentu dapat memiliki kon­figurasi gas mulia, dengan 8 elektron pada kulit terluar, merupakan dasar rumus oktet. Bila logom dan nonlogam dari golongan A be­reaksi, senyawa ini cenderwig mengambil atau melepaskan elektron sampai ada delapan elektron pada kulit terluarnya. Seperti dapat kita lihat selanjutnya, rumus ini sangat bermanfaat dalam aplikasinya pada ikatan kovalen di antara atom-atom.

SIMBOL/LAMBANG LEWIS

Biasanya sangat berguna untuk menempatkan label pada kulit’ va­lensi elektron dari atom, bila atom-atom ini bergabung membentuk ikatan kimia. Sistim untuk melengkapinya diperkenalkan oleh Gilbert N.Lewis (1875-1946), seorang ahli kimia Amerika yang sangat terke­nal. Sistim yang menggunakan tanda khusus ini disebut Simbol Lewis.

Seperti terlihat pada Bal, sehclumnya. vatermi adalah istilah yang kadang-ka_ijang dikaitkan dengan ikatan kimia yang hiasanya iocrigganiharkan kemanipuan penihentukan ikatan khma suatu atorn.

Untuk menyusun simbol Lewis pada suatu unsur, kita tulis simbol atomnya dengan memberi sejumlah titik mengelilingi atomnya (atau X atau lingkaran dan sebagainya), setiap titik mewakili satu elektron yang ada pada kulit valensi atom tersebut. Misalnya hidrogen, yang mempu­nyai satu elektron dalam kulit valensinya, simbol Lewisnya menjadi H. Dengan demikian, setiap atom yang mempunyai satu elektron pada kulit terluarnya mempunyai simbo; Lewis yang sama. Kesamaan simbol ini termasuk setiap unsur yang ada pada Golongan IA dari susunan berkala, jadi adi unsur Li, Na, K, Rb, Cs dan Fr mempunyai simbol Lewis yang dapat ditulis secara. umum X^. (dimana X = Li, Na, dan seterusnya). Pada umumnya simbol Lewis untuk menggambarkan unsur dapat dilihat pada Tabel 8. 1.

Tabel 8.1 Simbol Lewis untuk unsur Golongan A

Golongan      IA      IIA IIIA IVA VA VIA VILA                   0

Simbol        X•   -X•   -X- – -X- – -X:

Pada umumnya jumlah elektron valensi suatu atom dan unsur ter­tentu sama dengan nomor golongan. Oleh sebab itu, dapat kita lihat bahwa nomor golongan juga sama dengan jumlah titik pada simbol Lewis. Hal ini berguna untuk mengingatnya, karena menuliskan simbol

digu-   Lewis untuk suatu unsur sangat sederhana. Perhatikan Tabel 8. 1, jumlah

‘Isi, elektron yang tidak berpasangan untuk atom-atom dalam Golongan IIA, IIIA IVA tidak mengilcuti perkiraan yang akan saudara tulis untuk konfigurasi elektronnya. Simbol Lewis ditulis dengan cara seperti ini, hanya untuk atom-atom yang membentuk ikatan, atom-atom ini berlaku seolah-olah mempunyai sejumlah elektron yang tidak berpasangan yang dapat dilihat pada simbol Lewis.

CONTOH 8.1 TULISKAN SIMBOL LEWIS UNTUK Sum ATOM

SOAL: Bagaimana simbol Lewis untuk germanium (Z = 32)?

PENYELESAIAN: Germanium berada pada Golongan IVA dan oleh sebab itu mempunyai empat elektron valensi. Simbol Lewisnya mempunyai empat titik yang kita susun simetris mengelilingi simbol kimianya

Simbol Lewis digunakan untuk menggambarkan ikatan kimia antara atom. Rumus kimia/formula yang kita tulis menggunakan simbol Lewis disebut struktur Lewis atau formula titik elektron. Formula ini sangat berguna untuk memperlihatkan ikatan kovalen, tetapi formula ini juga dapat digunakan pada diagram untuk memperlihatkan apa yang terjadi bila atom bergabung membentuk senyawa ion. Misalnya reaksi antara atom litium dengan fluor dapat dilihat sebagai berikut:

Tanda kurung pada fluor di sebelah kanan digunakan untuk menunjuk­kan keempat pasang elektronnya merupakan sifat khusus ion fluorida. Perhatikan dengan memindahkan satu elektron dari litium ke fluor, Wit valensi litium kosong dan ion fluorida diakhiri dengan simbol Lewis yang sama dengan gas mulia. Dengan’cara yang sama kita dapat juga membuat diagram reaksi pembentukan CaC1₂ dan L’20’

mendekat, elektron Is yang tinggal pada setiap atom tersebut mulai merasa ada gays tarik-menafik di antara kedua inti. Oleh sebab An kepadatan elektron mulai bergeser ke daerah di antara kedua inti, seperti terlihat pada Gambar 8.1.

Bila kita pelajari perubahan energi yang tedadi pada pembentukan ikatan, kita jumpai bahwa bila atom mendekat, maka energi mulai berkurang. Hal ini disebabkan oleh elektron yang mendekat ke inti positif atom lain, dimana elektronnya juga ditarik (ingat bagaimana energi potensial berubah antara partikel masing-masing saling tarik­menarik). Kurva energi untuk molekul dapat dilihat pada Gambar 8.2. Perhatikan bahwa pada jarak antara inti yang kecil, energi naik tajam. Hal ini disebabkan oleh penolakan di antara kedua inti. Jarak yang paling stabil (energi terendah) di antara kedua inti terjadi bila energi minimum. Pada titik ini daya tarik-menarik dan daya tolak-menolak dalam keadaan seimbang. Kedalaman minimum ini merupakan jumlah energi yang

hares disediakan untuk memisahkan atom-atom dan disebut energi ikatan. Jarak antara inti bila energi dalam keadaan minimum disebut panjang ikatan atau jarak ikatan.

Bila dua atom seperti hidrogen membagi bersama sepasang elektron, perputaran elektron menjadi sepasang. Hal ini merupakan aspek yang penting dari kreasi ikatan kovalen. Setiap atom H menyemputnakan kulit valensinya dengan mendapatkan bagian elektron dari atom lain. Kita dapat menunjukkan pembentukan H, menggunakan simbol Lewis, seperti

H-+H^. -+ H:H

dimana sepasang elektron dalam ikatan terlihat sebagai sepasang titik di antara dua atom H. Kadang-kadang digunakan garis sebagai pengganti sepasang titik, jadi molekul H₂ dapat ditulis sebagai H-11.

Sering kita jumpai merupakan suatu hal yang penting menghitung jumlah elektron kepunyaan masing-masing atom dalam molekul yang terikat bersama oleh ikatan kovalen. Untuk ^H2¹ pasangan elektron dalam ikatan terbagi diantara kedua atom, jadi kita dapat menentukan kedua elektron sebagai milik kedua atom tersebut. Perhatikan, bahwa dengan pembentukan ikatan kovalen, kedua atom H dalam efek menghasilkan konfigurasi gas mulia

2 elektron

2 elektron

Ikatan kovalen kadang-kadang di­sebut ikatan pasangan elektron

Sate garis mewakili dua elektron dengan perputarannya yang berpa­sangan.

Jumlah ikatan kovalen yang dibentuk oleh suatu atom Bering mudah dihitung dengan cars menjumlah elektron yang dibutuhkan untuk men­capai konfigurasi gas mulia. Misalnya, atom karbon mempunyai empat elektron dalam kulit valensinya. Untuk mencapai konfigurasi gas mulia, biasanya dibutuh1kan melalui pembagian bersama (sharing) empat elek­tron tambahan. Oleh sebab itu, atom karbon biasanya membentuk empat ikatan kovalen dengan hidrogen.

IKATAN KOVALEN

Pengertian Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah sejenis ikatan kimia yang dikarakterisasikan oleh pasangan elektron yang saling terbagi di antara atom-atom yang berikatan. Stabilitas tarikan dan tolakan yang terbentuk di antara atom-atom ketika mereka berbagi elektron dikenal sebagai ikatan kovalen. Ikatan kovalen adalah suatu ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).

Proses Pembentukan Ikatan Kovalen

Proses pembentukan ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang mempunyai afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga bila tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk bisa dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama. Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron).

Jenis-Jenis Ikatan Kovalen

1.Ikatan kovalen tunggal
Ikatan kovalen tunggal yaitu suatu ikatan kovalen yang terbentuk dengan penggunaan sepasang elektron bersama.

Contoh 

1H=1
9F =2,7
Atom H mempunyai 1 elektron valensi sedangkan atom F mempunyai 7 elektron valensi. Agar atom H dan F mempunyai konfigurasi elektron yang stabil, maka atom H dan atom F masing-masing memerlukan 1 elektron tambahan (sesuai dengan konfigurasi elektron He dan Ne). Jadi, atom H dan F masing-masing meminjamkan 1 elektronnya untuk dipakai bersama.

2. Ikatan kovalen Rangkap Dua.
Ikatan kovalen rangkap dua yaitu suatu ikatan dengan dua pasang elektron milik bersama. Ikatan ini digambarkan dengan tanda berupa dua garis ikatan (2 pasang=).

Contoh:
Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk molekul O2
Konfigurasi elektronnya :
8O= 2, 6
Atom O mempunyai 6 elektron valensi, maka supaya didapat konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan tambahan elektron sebanyak 2. Ke-2 atom O saling meminjamkan 2 elektronnya, sehingga ke-2 atom O tersebut akan menggunakan 2 pasang elektron secara bersama.

3. Ikatan kovalen rangkap tiga
Ikatan kovalen rangkap tiga yaitu suatu ikatan dengan memakai tiga pasang elektron milik bersama. Ikatan rangkap tiga diberi tanda 3 garis .

Contoh:

Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul N2

Konfigurasi elektronnya :

7N = 2, 5

Atom N mempunyai 5 elektron valensi, maka supaya didapat konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3. Ke-2 atom N saling meminjamkan 3 elektronnya, sehingga ke-2 atom N tersebut akan menggunakan 3 pasang elektron secara bersama.

4. Ikatan kovalen koordinasi
Ikatan kovalen koordinasi terjadi jika pada pembuatan ikatan terdapat pasangan elektron yang hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan. Ikatan kovalen koordinasi umumnya terjadi pada molekul yang juga memiliki ikatan kovalen.
Syarat terjadinya ikatan kovalen koordinasi, sebagai berikut:

Ø  Atom donor mempunyai pasangan elektron bebas.

Ø  Atom donor sudah mencapai konfigurasi yang stabil, misalnya oktet.

Ø  Atom akseptor masih kekurangan pasangan elektron dalam mencapai kestabilan atau sudah tidak mempunyai elektron.

Contoh:
Terbentuknya senyawa BF3 – NH3

5. Ikatan kovalen polar dan ikatan kovalen nonpolar.
Pada ikatan kovalen terdapat dua pasang elektron, yakni pasangan elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB).

Contoh 1 :
Molekul HCl
Walaupun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar daripada atom H. Akibatnya atom Cl menarik pasangan elektron ikatan (PEI) lebih kuat daripada atom H sehingga letak PEI lebih dekat ke arah Cl (akibatnya terjadi semacam kutub dalam molekul HCl).
Suatu ikatan kovalen dikatakan nonpolar jika PEI (pasangan elektron ikatan) tertarik sama kuat ke semua atom.
Jadi, kepolaran suatu ikatan kovalen disebabkan oleh adanya perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom yang berikatan. Sebaliknya, suatu ikatan kovalen dikatakan non polar (tidak berkutub), jika PEI tertarik sama kuat ke semua atom.

Contoh Soal Ikatan Kovalen

Zat-zat berikut yang merupakan senyawa dengan ikatan kovalen Kecuali….

• N₂
• CCl₂
• NaCl
• HCl
• F₂

Jawab

Ikatan Kovalen

• Penyusun sesama atom unsur non logam
• Tidak ada atom unsur logamn
• N_2, CCl₂ , HCl, F₂  (tidak ada unsur logamnya, sehingga kovalen)
• Sedangkan NaCl = Na merupakan logam (ikatan Ion)

MENGGAMBAR STRUKTUR

Langkah – langkah menggambarkan Struktur

1) Menghitung elektron valensi atom, untuk ion perlu ditambahkan elektron ke setiap muatan negatif atau elektron dikurangi untuk muatan positif.

2) Menempatkan satu pasang elektron dalam setiap ikatan.

3) Melengkapi bentuk oktet dari ikatan atom ke atom pusat (untuk hidrogen duplet).

4) Sisa elektron ditempatkan pada atom pusat.

5) Jika atom pusat belum memenuhi hukum oktet, dapat dilakukan pengaturan kembali dengan membentuk ikatan rangkap dua atau tiga.

Perhatikanlah gambar contoh penggambaran struktur berikut ini:

ORDE IKATAN DAN BEBERAPA SIFAT IKATAN

Orde ikatan adalah jumlah ikatan kimia antara sepasang atom. Misalnya, dalam nitrogendiatomik N≡N, orde ikatan adalah 3, dalam asetilena H−C≡C−H orde ikatan antara dua atom karbon juga 3, dan orde ikatan C−H adalah 1. orde ikatan memberikan indikasi stabilitas ikatan. Unsur dengan nilai orde ikatan 0 tidak dapat ada, namun senyawa dapat memiliki nilai ikatan 0. Spesi isoelektronik memiliki bilangan ikatan yang sama.

Dalam molekul yang memiliki resonansi atau ikatan nonklasikal, orde ikatan tidak perlu bilangan bulat. Dalam benzena, di mana orbital molekul terdelokalisasi mengandung 6 elektron pi di atas enam karbon yang pada dasarnya menghasilkan setengah ikatan pi bersama dengan ikatan sigma untuk masing-masing sepasang atom karbon, memberikan orde ikatan yang terhitung sebesar 1.5.

Dalam teori orbital molekul, orde ikatan juga didefinisikan sebagai setengah perbedaan antara jumlah elektron ikatan dan jumlah elektron antiikatan sesuai dengan persamaan di bawah ini:

O.I= Jumlah elektron ikatan-jumlah elektron anti ikatan/2

O.I. = jumlah elektron ikatan − jumlah elektron antiikatan 2   OHal ini sering tapi tidak selalu menghasilkan hasil yang sama. Orde ikatan juga merupakan indeks dari kekuatan ikatan dan juga digunakan secara luas dalam teori ikatan valensi.

Umumnya, semakin tinggi orde ikatan, semakin kuat ikatannya. Orde ikatan satu setengah mungkin stabil, seperti yang ditunjukkan oleh stabilitas H+2 (panjang ikatan 106 pm, energi ikatan 269 kJ/mol) dan He+2 (panjang ikatan 108 pm, energi ikatan 251 kJ/mol).

O.I. = jumlah elektron ikatan − jumlah elektron antiikatan 2    Sifat  umum senyawa yang berikatan ion:
1. Titik lebur dan titik didih yang tinggi
2. Dalam keadaan lebur dan larutan dapat menghantarkan arus listrik atau bersifat konduktor.
3. Keras dan mudah patah
4. Mudah larut dalam air
5. Tidak larut dalam pelarut nonpolar

Sifat umum senyawa kovalen:
1. Titik lebur dan titik didih yang rendah
2. Tidak  dapat menghantarkan arus listrik , akan tetapi senyaw akovalen polar dalam bentuk  larutan dapat menghantarkan listrik.
3. Pada umumnya lunak
4. Tidak larut dalam air
5. Larut dalam pelarut nonpolar

RESONANSI

Pengertian Resonansi

Resonansi adalah gejala ikut bergetarnya suatu benda karena getaran benda lain. Terjadinya resonansi jika benda sumber yang bergetar mempunyai frekuensi sama  dengan sebuah benda dan berada dalam daerah rambatan getaran, maka benda tersebut akan ikut bergetar.
Untuk memahami lebih lanjut tentang resonansi, perhatikan Gambar dibawah ini :

Jika garpu tala "A" dipukul lalu bergetar dan dibiarkan bergetar beberap saat kemudian dipegang hingga berhenti bergetar, ternyata garpu tala "B" yang didekatnya terlihat masih bergetar. Hal ini disebabkan karena getaran yang dihasilkan oleh garpu tala "A" merambat di udara dan menggetarkan garpu tala "B". Akan tetapi jika frekuensi kedua garpu tala tersebut tidak sama, maka garpu tala "B" tidak akan ikut bergetar. Jadi resonansi itu kondisi dimana getaran suatu benda mempengaruhi benda yang lain.

Keuntungan Resonansi

• Kita dapat mendengar bunyi karena adanya peristiwa resonansi pada telinga kita. Di dalam telinga terdapat selaput gendang telinga. Selaput ini sangat tipis dan mudah beresonansi dengan bunyi audiosonik.
• Adanya ruang resonansi pada gitar, biola, saron, kolintang, dan kentongan dapat memperkeras bunyi alat-alat tersebut.
• Bunyi merdu yang kita dengar dari alat musik akustik seperti seruling, biola, drum, dan gitar memanfaatkan resonansi . Gamelan yang merupakan alat musik tradisional juga memanfaatkan peristiwa resonansi.
• Katak dapat mengeluarkan bunyi yang sangat keras karena resonansi yang terjadi pada rongga mulutnya. Mungkin beberapa dari kita pada musim hujan pernah melihat rongga mulut katak yang tampak mengembang tiupan balon yang menyerupai selaput tipis. Pada selaput tipis inilah terjadi peristiwa resonansi.

Kerugian Resonansi

Perisiwa resonansi tidak selalu membawa keuntungan, misalnya :

• Getaran kuat yang ditimbulkan oleh ledakan bom dapat meruntuhkan atau membuat retak dinding-dinding gedung-gedung.
• Getaran yang terus-terusan ditimbulkan oleh kereta api terhadap sebuah rumah yang berada dekat rel kereta api akan membuat rumah tersebut cepat rusak.
• Jika getaran keras yang ditimbulkan oleh gempa bumi, maka akan dapat menyebabkan bangungan seperti rumah atau gedung akan roboh.
• Mesin pesawat supersonik dapat memecahkan kaca jendela bangunan dan dapat memecahkan telinga kita.
• Sekelompok tentara biasanya berbaris maju dengan langkah teratur diperintahkan tidak berjalan dengan teratur ketika sedang melalui jembatan gantung. Hal ini dilakukan untuk menghindari hentakan-hentakan kaki serentak yang dapat menghasilkan frekuensi yang sama atau mendekati frekuensi alam jembatan. Jika frekuensi-frekuensi hentakan-hentakan kaki serentak sama dengan frekuensi alami jembatan, terjadi resonansi dan jembatan ikut berayun (bergoyang) dengan hebat dan dapat runtuh.

MUATAN RESMI DAN SELEKSI STRUKTUR LEWIS

Muatan formal (atau disebut juga muatan resmi) adalah suatu perhitungan yang dapat digunakan pada struktur Lewis untuk menentukan muatan dari atom–atom yang membentuk suatu ikatan ionik maupun ikatan kovalen. Muatan formal merupakan jumlah elektron valensi dalam atom bebasnya dikurangi dengan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom tersebut dalam sruktur Lewisnya.
Untuk menentukan jumlah elektron atom dalam struktur Lewisnya dapat digunakan aturan sebagai berikut:

• Semua elektron non-ikatan dalam atom dinyatakan sebagai milik atom tersebut
• Membagi ikatan antara atom tersebut dengan atom lain dan menyatakan bahwa separuh elektron ikatannya sebagai milik atom tersebut

Muatan formal dapat digunakan dalam menentukan struktur yang stabil dari suatu ikatan. Bila ada beberapa kemungkinan struktur Lewis yang dapat dibuat, maka struktur dengan muatan formal terkecil dan paling stabil yang dipilih.
Kadang-kadang terdapat lebih dari satu struktur Lewis yang mungkin untuk spesi tertentu. Pada kasus seperti ini, muatan formal dapat membantu untuk memilih struktur Lewis yang lebih disukai. Petunjuk penggunaannya adalah sebagai berikut:

• Pada molekul netral, strukutur Lewis tanpa muatan formal lebih disukai daripada struktur yang memiliki muatan formal
• Struktur Lewis dengan muatan formal yang besar (2+, 3+, dan/atau 2-, 3-, dst) kurang disukai daripada struktur dengan muatan formal yang kecil
• Untuk struktur Lewis dengan distribusi muatan formal yang serupa, struktur yang muatan negatifnya berada pada atom yang lebih elektronegatif lebih disukai.

IKATAN KOVALEN KOORDINAT

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang terbentuk dengan cara pemakaian elektron secara bersama-sama yang berasal dari salah satu atom/ion/molekul yang memiliki PEB [Pasangan Elektron Bebas]. Adapun atom/ion/molekul lain hanya menyediakan orbital kosong.

Tanda (–>) menyatakan sumber pasangan elektron yang dipakai bersama. Ikatan kovalen koordinasi dapat terjadi antara suatu atom yang mempunyai pasangan elektron bebas dan sudah mencapai konfigurasi oktet dengan atom lain yang membutuhkan dua elektron dan belum mencapai konfigurasi oktet.
 Contoh senyawa yang memiliki ikatan kovalen koordinasi adalah HNO₃, NH₄, SO₃, dan H₂SO₄

SO₃

S memiliki konfigurasi elektron 2 8 6 sehingga elektron valensinya = 6

O memiliki konfigurasi elektron 2 6 sehingga elektron valensinya = 6

kedua atom masing masing memrlukan 2 elektron untuk membentuk konfigurasi oktet. Oleh karena itu, kedua atom saling memberikan 2 elektronnya untuk digunakan bersama dengan ikatan kovalen.

Setelah sebuah atom O bergabung denga atom S, masih terdapat 2 atom oksigen yang belum memenuhi oktet sedangkan atom S sudah memnuhi oktet. Atom S masih mempunyai 2 pasang elektron yang tidak digunakan untuk berikatan (bebas), sehingga 2 pasang elektron bebas tersebut diberikan kepada masing masing atom O. Dalam hal ini, atom S tidak menerima pasangan elektron dalam atom O, sehingga ikatan yeng terjadi merupakan ikatan kovalen koordinasi.

sehingga memiliki struktur Lewis sebagai berikut.

  HNO₃

Ciri-ciri dari ikatan kovalen koordinasi adalah pasangan elektron bebas dari salah satu atom yang dipakai secara bersama-sama seperti pada contoh senyawa HNO₃ berikut ini. Tanda panah (→) menunjukkan pemakaian elektron dari atom N yang digunakan secara bersama oleh atom N dan O.

Jadi, senyawa HNO₃ memiliki satu ikatan kovalen koordinasi dan dua ikatan kovalen.

NH₄⁺

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

MOLEKUL POLAR DAN ELEKTRONEGATIVITAS

Sebuah Molekul dikatakan polar, jika memiliki muatan positif dan negatif. Sebuah molekul non-polar adalah molekul dengan tanpa muatan. Dalam kimia, polaritas mengacu pada pemisahan antara muatan listrik dari molekul atau kelompok kimia yang memiliki dipol listrik atau saat multi-kutub. Molekul polar berinteraksi melalui ikatan antarmolekul dan ikatan hidrogen.

Polaritas molekul tergantung pada perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul. Polaritas, juga menentukan sejumlah sifat fisik seperti tegangan permukaan, leleh dan titik didih, dan kelarutan.
Polaritas ini dinyatakan karena perbedaan elektro negatif dari sebuah atom. Ini memberikan pengukuran atom untuk menarik elektron dalam ikatan molekul. Skala Pauling yang digunakan untuk menentukan nilai muatan. Jika perbedaan muatan antara dua atom lebih besar dari 1,7, maka ikatan tersebut akan ionik. Untuk ikatan menjadi polar, muatan tidak boleh lebih besar dari 1,7.
Tergantung pada perbedaan muatan, polaritas dapat berubah. Perbedaan ini mungkin lebih tinggi atau lebih rendah. Ikatan pada pasangan elektron akan ditarik lebih lanjut oleh atom lain, dibandingkan dengan atom sudah ada yang membuat ikatan. Hal ini menyebabkan distribusi elektron yang tidak merata antara dua atom. Karena pembagian yang tidak merata elektron, satu atom akan memiliki muatan sedikit negatif, sedangkan atom lainnya akan memiliki muatan yang sedikit positif. Sekarang, atom memiliki muatan parsial negatif atau positif. Atom dengan elektronegativitas lebih tinggi mendapat muatan yang sedikit negatif, dan atom dengan negatif elektro rendah mendapat muatan yang sedikit positif.
Elektronegativitas atau keelektronegatifan (Simbol: χ) adalah sebuah sifat kimia yang menjelaskan kemampuan sebuah atom (atau lebih jarangnya sebuah gugus fungsi) untuk menarik elektron (atau rapatan elektron) menuju dirinya sendiri pada ikatan kovalen.Konsep elektronegativitas pertama kali diperkenalkan oleh Linus Pauling pada tahun 1932 sebagai bagian dari perkembangan teori ikatan valensi. Elektronegativitas tidak bisa dihitung secara langsung, melainkan harus dikalkulasi dari sifat-sifat atom dan molekul lainnya. Beberapa metode kalkulasi telah diajukan. Walaupun pada setiap metode terdapat perbedaan yang kecil dalam nilai numeris elektronegativitasnya, semua metode memiliki tren periode yang sama di antara unsur-unsur. Elektronegativitas merupakan salah satu sifat periodisitas unsur, selain afinitas elektron, jari-jari atom, dan energi ionisasi.
Metode yang umumnya sering digunakan adalah metode Pauling. Hasil perhitungan ini menghasilkan nilai yang tidak berdimensi dan biasanya dirujuk sebagai skala Pauling dengan skala relatif yang berkisar dari 0,7 sampai dengan 4,0 (hidrogen = 2,2). Bila metode perhitungan lainnya digunakan, terdapat sebuah konvensi (walaupun tidak diharuskan) untuk menggunakan rentang skala yang sama dengan skala Pauling: hal ini dikenal sebagai elektronegativitas dalam satuan Pauling.
Elektronegativitas bukanlah bagian dari sifat atom, melainkan hanya merupakan sifat atom pada molekul. Sifat pada atom tunggal yang setara dengan elektronegativitas adalah afinitas elektron. Elektronegativitas pada sebuah unsur akan bervariasi tergantung pada lingkungan kimiawi, namun biasanya dianggap sebagai sifat yang terpindahkan, yaitu sebuah nilai elektronegativitas dianggap akan berlaku pada berbagai situasi yang bervariasi.

DAFTAR PUSTAKA

https://chemicalscholars.wordpress.com/materi-kimia/kelas-x/ikatan-kimia-3/ikatan-kimia/

http://www.gurupendidikan.co.id/ikatan-kovalen-pengertian-jenis-dan-proses-pembentukan-beserta-contoh-secara-lengkap/

https://bestwima.wordpress.com/materi/kimia/ikatan-kimia/

https://bfl-definisi.blogspot.co.id/2017/03/pengertian-manfaat-dan-kerugian-resonansi.html

https://id.wikipedia.org/wiki/Muatan_formal

http://nurulandini1.blogspot.co.id/2016/09/ikatan-kovalen-koordinasi.html

https://id.wikipedia.org/wiki/Elektronegativitas