Ikatan Kimia Sma
-
Upload
aldilla-agung -
Category
Documents
-
view
29 -
download
2
description
Transcript of Ikatan Kimia Sma
KATA PENGANTAR
Puji dan syukur penulis panjatkan kehadirat Tuhan Yang Maha Esa yang telah
memberikan rahmat dan karunia-Nya sehingga penulis dapat menyelesaiakan karya tulis ilmiah
dengan judul IKATAN KIMIA. Karya tulis ilmiah ini disusun dalam rangka memenuhi tugas
kelompok dalam mata kuliahan Kimia.
Atas bimbingan bapak/ibu dosen dan saran dari teman-teman maka disusunlah karya tulis
ilmiah ini. Semoga dengan tersusunnya makalah ini diharapkan dapat berguna bagi kami semua
dalam memenuhi salah satu syarat tugas kami di perkuliahan. Karya tulis ini diharapkan bisa
bermanfaat dengan efisien dalam proses perkuliahan.
Dalam menyusun makalah ini, penulis banyak memperoleh bantuan dari berbagai pihak,
maka penulis mengucapkan terima kasih kepada pihak-pihak yang terkait. Dalam menyusun
karya tulis ini penulis telah berusaha dengan segenap kemampuan untuk membuat karya tulis
yang sebaik-baiknya.
Sebagai pemula tentunya masih banyak kekurangan dan kesalahan dalam makalah ini,
oleh karenanya kami mengharapkan kritik dan saran agar makalah ini bisa menjadi lebih baik.
Demikianlah kata pengantar karya tulis ini dan penulis berharap semoga karya ilmiah ini
dapat digunakan sebagaimana mestinya. Amin.
Makassar, 14 September 2013
Penulis
DAFTAR ISI
KATA PENGANTAR i
DAFTAR ISI ii
BAB I PENDAHULUAN 1
A. Latar Belakang 1
B. Rumusan Masalah 2
C. Tujuan Penulisan 3
D. Manfaat Penulisan 3
BAB II PEMBAHASAN 4
1. Terbentuknya Ikatan Kimia 4
2. Jenis-Jenis Ikatan Kimia 5
BAB III PENUTUP 15
A. Kesimpulan 15
B. Saran 15
DAFTAR PUSTAKA 16
BAB IPENDAHULUAN
A. Latar BelakangPada umumnya unsur-unsur dijumpai tidak dalam keadaan bebas (kecuali pada
suhu tinggi), melainkan sebagai suatu kelompok-kelompok atom yang disebut sebagai
molekul. Dari fakta ini dapat disimpulkan bahwa secara energi, kelompok-kelompok atom
atau molekul merupakan keadaan yang lebih stabil dibanding unsur-unsur dalam keadaan
bebas.
Selain gas mulia di alam unsur-unsur tidak selalu berada sebagai unsur bebas
(sebagai atom tunggal), tetapi kebanyakan bergabung dengan atom unsur lain. Tahun 1916
G.N. Lewis dan W. Kossel menjelaskan hubungan kestabilan gas mulia dengan konfigurasi
elektron. Kecuali He; mempunyai 2 elektron valensi; unsur-unsur gas mulia mempunyai 8
elektron valensi sehingga gas mulia bersifat stabil. Atom-atom unsur cenderung mengikuti
gas mulia untuk mencapai kestabilan.
Jika atom berusaha memiliki 8 elektron valensi, atom disebut mengikuti aturan
oktet. Unsur-unsur dengan nomor atom kecil (seperti H dan Li) berusaha mempunyai
elektron valensi 2 seperti He disebut mengikuti aturan duplet. Cara yang diambil unsur
supaya dapat mengikuti gas mulia, yaitu:
1. melepas atau menerima elektron;
2. pemakaian bersama pasangan elektron.
Pada bab struktur atom dan sistem periodik unsur, Anda sudah mempelajari
bahwa sampai saat ini jumlah unsur yang dikenal manusia, baik unsur alam maupun
unsur sintetis telah mencapai sebanyak 118 unsur. Tahukah Anda bahwa di alam semesta
ini sangat jarang sekali ditemukan atom berdiri sendirian, tapi hampir semuanya
berikatan dengan dengan atom lain dalam bentuk senyawa, baik senyawa kovalen maupun
senyawa ionik. Pernahkah Anda membayangkan berapa banyak senyawa yang dapat
terbentuk di alam semesta ini? Mengapa atom-atom tersebut dapat saling berikatan satu
dengan yang lain? Apakah setiap atom pasti dapat berikatan dengan atom-atom lain?
Apakah ikatan antaratom dalam senyawa – senyawa di alam ini semuanya sama? Untuk
mengetahui jawaban dari pertanyaan – pertanyaan tersebut, Anda harus mempelajari bab
Ikatan kimia ini.
Pada bab ini Anda akan mempelajari apakah ikatan kimia itu, mengapa atom-atom
dapat saling berikatan, apa saja jenis-jenis ikatan kimia, dan lain-lain. Gaya yang
mengikat atom-atom dalam molekul atau gabungan ion dalam setiap senyawa disebut
ikatan kimia. Konsep ini pertama kali dikemukakan pada tahun 1916 oleh Gilbert Newton
Lewis (1875-1946) dari Amerika dan Albrecht Kossel (1853-1927) dari Jerman.
Konsep tersebut adalah:
1. Kenyataan bahwa gas-gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar membentuk senyawa
merupakan bukti bahwa gas-gas mulia memiliki susunan elektron yang stabil.
2. Setiap atom mempunyai kecenderungan untuk memiliki susunan elektron yang stabil
seperti gas mulia. Caranya dengan melepaskan elektron atau menangkap elektron.
3. Untuk memperoleh susunan elektron yang stabil hanya dapat dicapai dengan cara
berikatan dengan atom lain, yaitu dengan cara melepaskan elektron, menangkap elektron,
maupun pemakaian elektron secara bersama-sama.
B. Rumusan MasalahDari latar belakang di atas, kita bisa menentukan rumusan masalah yang akan
dibahas dalam makalah ini, yaitu :
1. Bagaimanakah terbentuknya ikatan kimia?
2. Apa-apa sajakah jenis dari ikatan kimia?
C. Tujuan Penulisan
Adapun tujuan dalam penulisan karya ilmiah ini, yaitu :
1. Sebagai salah satu syarat dalam mengikuti mata kuliah Kimia.
2. Menambah wawasan tentang ikatan kimia.
3. Mengetahui lebih mendalam tentang ikatan kimia yang kita temukan dalam kehidupan.
D. Manfaat PenulisanAdapun manfaat dalam penulisan karya ilmiah ini, yaitu :
1. Sebagai pedoman untuk menambah pengetahuan dalam membuat suatu karya ilmiah.
2. Sebagai referensi bagi penulis dalam pembuatan makalah berikutnya.
3. Sebagai bahan bacaan.
BAB II
PEMBAHASAN
1. Terbentuknya Ikatan KimiaPada umumnya atom tidak berada dalam keadaan bebas, tetapi bergabung dengan
atom lain membentuk senyawa. Dari 90 buah unsur alami ditambah dengan belasan unsur
buatan, dapat dibentuk senyawa dalam jumlah tak hingga.
Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul.
Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi, sedangkan gaya-gaya yang menahan
atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan
kimia terbentuk karena unsur-unsur ingin memiliki struktur elektron stabil. Struktur
elektron stabil yang dimaksud yaitu struktur elektron gas mulia (Golongan VIII A).
Sebuah atom cenderung melepaskan elektron apabila memiliki elektron terluar 1, 2,
atau 3 elektron dibandingkan konfigurasi elektron gas mulia yang terdekat.
Contoh:
11Na : 2 8 1 ; Gas mulia terdekat ialah 10Ne : 2 8
Jika dibandingkan dengan atom Ne, maka atom Na kelebihan satu elektron. Untuk
memperoleh kestabilan, dapat dicapai dengan cara melepaskan satu elektron.
Na (2 8 1) à Na+ (2 8) + e–
Sebuah atom cenderung menerima elektron apabila memiliki elektron terluar 4, 5,
6, atau 7 elektron dibandingkan konfigurasi elektron gas mulia yang terdekat.
Contoh:
9F : 2 7 ; Gas mulia yang terdekat ialah 10Ne : 2 8.
Konfigurasi Ne dapat dicapai dengan cara menerima satu elektron.
F (2 7) + e– à F- (2 8)
Jika masing-masing atom sukar untuk melepaskan elektron (memiliki
keelektronegatifan tinggi), maka atom-atom tersebut cenderung menggunakan elektron
secara bersama dalam membentuk suatu senyawa. Cara Ini merupakan peristiwa yang
terjadi pada pembentukan ikatan kovalen. Misalnya atom fluorin dan fluorin, keduanya
sama-sama kekurangan elektron, sehingga lebih cenderung memakai bersama elektron
terluarnya.
Jika suatu atom melepaskan elektron, berarti atom tersebut memberikan elektron
kepada atom lain. Sebaliknya, jika suatu atom menangkap elektron, berarti atom itu
menerima elektron dari atom lain. Jadi, susunan elektron yang stabil dapat dicapai dengan
berikatan dengan atom lain.
Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau konfigurasi elektron
seperti gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar disebut ”kaidah oktet”.
Sementara itu atom-atom yang mempunyai kecenderungan untuk memiliki konfigurasi
elektron seperti gas helium disebut ”kaidah duplet”.
Agar dapat mencapai struktur elektron seperti gas mulia, antarunsur mengadakan
hal-hal berikut.
1. Perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (serah terima elektron).
Atom yang melepaskan elektron akan membentuk ion positif, sedangkan atom yang
menerima elektron akan berubah menjadi ion negatif, sehingga terjadilah gaya
elektrostatik atau tarik-menarik antara kedua ion yang berbeda muatan. Ikatan ini
disebut ikatan ion.
2. Pemakaian bersama pasangan elektron oleh dua atom sehingga terbentuk ikatan kovalen.
3. Selain itu, dikenal juga adanya ikatan lain yaitu:
a. Ikatan logam,
b. Ikatan hidrogen,
c. Ikatan Van der Waals.
2. Jenis-Jenis Ikatan Kimia2.1 Ikatan Ion
Atom-atom yang melepas elektron menjadi ion positif (kation) sedang atom-atom
yang menerima elektron menjadi ion negatif (anion). Ikatan ion biasanya disebut ikatan
elektrovalen. Senyawa yang memiliki ikatan ion disebut senyawa ionik. Senyawa ionik
biasanya terbentuk antara atom-atom unsur logam dan nonlogam.
Ikatan ion yaitu ikatan yang terbentuk sebagai akibat adanya gaya tarik-menarik
antara ion positif dan ion negatif, ini terjadi karena kedua ion tersebut memiliki
perbedaan keelektronegatifan yang besar. Ion positif terbentuk karena unsur logam
melepaskan elektronnya, sedangkan ion negatif terbentuk karena unsur nonlogam
menerima elektron. Ikatan ion terjadi karena adanya serah terima elektron. Contoh: NaCl,
MgO, CaF2, Li2O, AlF3, dan lain-lain.
Ikatan ion merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua senyawa
ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu. NaCl mempunyai struktur yang
berbentuk kubus, di mana tiap ion Na+ dikelilingi
oleh 6 ion Cl– dan tiap ion Cl– dikelilingi oleh 6 ion Na+.
Atom-atom membentuk ikatan ion karena masing-masing atom ingin mencapai
keseimbangan/kestabilan seperti struktur elektron gas mulia. Ikatan ion terbentuk antara:
a. ion positif dengan ion negatif,
b. atom-atom berenergi potensial ionisasi kecil dengan atom-atom berafinitas elektron besar
(Atom-atom unsur golongan IA, IIA dengan atom-atom unsur golongan VIA, VIIA),
c. atom-atom dengan keelektronegatifan kecil dengan atom-atom yang mempunyai
keelektronegatifan besar.
Sifat-sifat senyawa ion sebagai berikut.
a. Dalam bentuk padatan tidak menghantar listrik karena partikel-partikel ionnya terikat
kuat pada kisi, sehingga tidak ada elektron yang bebas bergerak.
b. Leburan dan larutannya menghantarkan listrik.
c. Umumnya berupa zat padat kristal yang permukaannya keras dan sukar digores.
d. Titik leleh dan titik didihnya tinggi.
e. Larut dalam pelarut polar dan tidak larut dalam pelarut nonpolar.
Lambang titik elektron Lewis terdiri atas lambang unsur dan titik-titik yang setiap
titiknya menggambarkan satu elektron valensi dari atom-atom unsur. Titik-titik elektron
adalah elektron terluarnya.
Untuk membedakan asal elektron valensi penggunaan tanda (O) boleh diganti
dengan tanda (x), tetapi pada dasarnya elektron mempunyai lambang titik Lewis yang
mirip.
Lambang titik Lewis untuk logam transisi, lantanida, dan aktinida tidak dapat
dituliskan secara sederhana, karena mempunyai kulit dalam yang tidak terisi penuh.
Lambang Lewis juga membantu untuk menentukan bentuk suatu ikatan atom. Berikut
bentuk-bentuk molekul .
2.2 Ikatan Kovalen
Bila atom-atom yang memiliki keelektronegatifan sama bergabung, maka tidak
akan terjadi perpindahan elektron, tetapi kedua elektron itu digunakan bersama oleh
kedua atom yang berikatan. Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi antara unsur
nonlogam dengan unsur nonlogam yang lain dengan cara pemakaian bersama pasangan
elektron. Adakalanya dua atom dapat menggunakan lebih dari satu pasang elektron.
Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron
(sesama atom bukan logam). Apabila yang digunakan bersama dua pasang atau tiga
pasang maka akan terbentuk ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga. Jumlah
elektron valensi yang digunakan untuk berikatan tergantung pada kebutuhan tiap atom
untuk mencapai konfigurasi elektron seperti gas mulia (kaidah duplet atau oktet).
Ikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama pasangan elektron oleh atom-
atom yang berikatan. Pasangan elektron yang dipakai bersama disebut pasangan elektron
ikatan (PEI) dan pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan
kovalen disebut pasangan elektron bebas (PEB). Ikatan kovalen umumnya terjadi antara
atom-atom unsur nonlogam, bisa sejenis (contoh: H2, N2, O2, Cl2, F2, Br2, I2) dan berbeda
jenis (contoh: H2O, CO2, dan lain-lain). Senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen
disebut senyawa kovalen.
Penggunaan bersama pasangan elektron digambarkan oleh Lewis menggunakan
titik elektron. Rumus Lewis merupakan tanda atom yang di sekelilingnya terdapat titik,
silang atau bulatan kecil yang menggambarkan elektron valensi atom yang bersangkutan.
Struktur Lewis adalah penggambaran ikatan kovalen yang menggunakan lambang titik
Lewis di mana PEI dinyatakan dengan satu garis atau sepasang titik yang diletakkan di
antara kedua atom dan PEB dinyatakan dengan titik-titik pada masing-masing atom.
Apabila dua atom hidrogen membentuk ikatan maka masing-masing atom
menyumbangkan sebuah elektron dan membentuk sepasang elektron yang digunakan
bersama. Sepasang elektron bisa digantikan dengan sebuah garis yang disebut tangan
ikatan. Jumlah tangan dapat menggambarkan jumlah ikatan dalam suatu senyawa
kovalen.
Sifat-sifat senyawa kovalen sebagai berikut:
a. Pada suhu kamar umumnya berupa gas (misal H2, O2, N2, Cl2, CO2), cair (misalnya: H2O
dan HCl), ataupun berupa padatan.
b. Titik didih dan titik lelehnya rendah, karena gaya tarik-menarik antarmolekulnya lemah
meskipun ikatan antaratomnya kuat.
c. Larut dalam pelarut nonpolar dan beberapa di antaranya dapat berinteraksi dengan
pelarut polar.
d. Larutannya dalam air ada yang menghantar arus listrik (misal HCl) tetapi sebagian besar
tidak dapat menghantarkan arus listrik, baik padatan, leburan, atau larutannya.
Anda dapat memprediksi ikatan kimia apabila mengetahui konfigurasi elektron
dari atom unsur tersebut (elektron valensinya). Dari situ akan diketahui jumlah
kekurangan elektron masing-masing unsur untuk mencapai kaidah oktet dan dupet
(kestabilan struktur seperti struktur elektron gas mulia). Jarak antara dua inti atom yang
berikatan disebut panjang ikatan. Sedangkan energi yang diperlukan untuk memutuskan
ikatan disebut energi ikatan. Pada pasangan unsur yang sama, ikatan tunggal merupakan
ikatan yang paling lemah dan paling panjang. Semakin banyak pasangan elektron milik
bersama, semakin kuat ikatan dan panjang ikatannya semakin kecil/pendek.
Adapun macam-macam ikatan kovalen berdasarkan jumlah PEI-nya yaitu ikatan
kovalen tunggal yaitu ikatan kovalen yang memiliki 1 pasang PEI. Contoh: H2, H2O
(konfigurasi elektron H = 1; O = 2, 6) atau H – H , H-O-H , ikatan kovalen rangkap 2 yaitu
ikatan kovalen yang memiliki 2 pasang PEI. Contoh: O2, CO2 (konfigurasi elektron O = 2,
6; C = 2, 4) atau O = O , O = C = O, dan ikatan kovalen rangkap 3 yaitu ikatan kovalen
yang memiliki 3 pasang PEI. Contoh: N2 (Konfigurasi elektron N = 2, 5) atau N ≡ N.
Ikatan kovalen yang hanya melibatkan sepasang elektron disebut ikatan tunggal
(dilambangkan dengan satu garis), sedangkan ikatan kovalen yang melibatkan lebih dari
sepasang elektron disebut ikatan rangkap. Ikatan yang melibatkan dua pasang elektron
disebut ikatan rangkap dua (dilambangkan dengan dua garis), sedangkan ikatan yang
melibatkan tiga pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga (dilambangkan dengan tiga
garis).
a. Ikatan Kovalen Koordinasi
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang terjadi karena pasangan
elektron yang dipakai bersama berasal dari salah satu atom yang berikatan. Ikatan
kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang PEI-nya berasal dari salah satu atom yang
berikatan. Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen di mana pasangan elektron
yang dipakai bersama hanya disumbangkan oleh satu atom, sedangkan atom yang satu lagi
tidak menyumbangkan elektron.
Ikatan kovalen koordinat 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.
Ketika membuat rumus Lewis dari asam-asam oksi (misalnya asam sulfat/H2SO4)
lebih dahulu dituliskan bayangan strukturnya kemudian membuat rumus Lewisnya yang
dimulai dari atom hidrogen. Hal ini untuk mengetahui jenis-jenis ikatan yang ada, antara
ikatan kovalen atau ikatan kovalen koordinat.
Pada ikatan kovalen biasa, pasangan elektron yang digunakan bersama dengan
atom lain berasal dari masing-masing atom unsur yang berikatan. Namun apabila
pasangan elektron tersebut hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan, maka
disebut ikatan kovalen koordinasi.
b. Polarisasi Ikatan Kovalen
Perbedaan keelektronegatifan dua atom menimbulkan kepolaran senyawa. Adanya
perbedaan keelektronegatifan tersebut menyebabkan pasangan elektron ikatan lebih
tertarik ke salah satu unsur sehingga membentuk dipol. Adanya dipol inilah yang
menyebabkan senyawa menjadi polar.
Pada senyawa HCl, pasangan elektron milik bersama akan lebih dekat pada Cl
karena daya tarik terhadap elektronnya lebih besar dibandingkan H. Hal itu
menyebabkan terjadinya polarisasi pada ikatan H – Cl. Atom Cl lebih negatif daripada
atom H, hal tersebut menyebabkan terjadinya ikatan kovalen polar.
Contoh:
1) Senyawa kovalen polar: HCl, HBr, HI, HF, H2O, NH3.
2) Senyawa kovalen nonpolar: H2, O2, Cl2, N2, CH4, C6H6, BF3.
Pada ikatan kovalen yang terdiri lebih dari dua unsur, kepolaran senyawanya
ditentukan oleh hal-hal berikut.
1) Jumlah momen dipol, jika jumlah momen dipol = 0, senyawanya bersifat nonpolar. Jika
momen dipol tidak sama dengan 0 maka senyawanya bersifat polar.
2) Bentuk molekul, jika bentuk molekulnya simetris maka senyawanya bersifat nonpolar,
sedangkan jika bentuk molekulnya tidak simetris maka senyawanya bersifat polar.
Kedudukan pasangan elektron ikatan tidak selalu simetris terhadap kedua atom
yang berikatan. Hal ini disebabkan karena setiap unsur mempunyai daya tarik elektron
(keelektronegatifan) yang berbeda-beda. Salah satu akibat dari keelektronegatifan adalah
terjadinya polarisasi pada ikatan kovalen.
Kepolaran dinyatakan dengan momen dipol (μ), yaitu hasil kali antara muatan (Q)
dengan satuan Coloumb dengan jarak (r) satuan meter.
μ = Q × r
Satuan momen dipol adalah debye (D), di mana 1 D = 3,33 × 10–30 Cm.
Berikut adalah sajian beberapa momen dipol dari senyawa kovalen.
Senyawa Keelektronegatifan Momen Dipol (D)
HF
HCl
HBr
HI
1,8
1,0
0,8
0,5
1,91
1,03
0,79
0,38
2.3 Ikatan Logam
Ikatan logam adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat penggunaan bersama
elektron-elektron valensi antar atom-atom logam. Ikatan logam terjadi akibat interaksi
antara elektron valensi yang bebas bergerak dengan inti atau kation-kation logam yang
menghasilkan gaya tarik. Contoh: logam besi, seng, dan perak. Ikatan logam bukanlah
ikatan ion atau ikatan kovalen. Salah satu teori yang dikemukakan untuk menjelaskan
ikatan logam adalah teori lautan elektron. Menurut teori ini, atom logam harus berikatan
dengan atom-atom logam yang lain untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia. Dalam
model ini, setiap elektron valensi mampu bergerak bebas di dalam tumpukan bangun
logam atau bahkan meninggalkannya sehingga menghasilkan ion positif. Elektron valensi
inilah yang membawa dan menyampaikan arus listrik. Gerakan elektron valensi ini
jugalah yang dapat memindahkan panas dalam logam.
Contoh terjadinya ikatan logam. Tempat kedudukan elektron valensi dari suatu
atom besi (Fe) dapat saling tumpang tindih dengan tempat kedudukan elektron valensi
dari atom-atom Fe yang lain. Tumpang tindih antarelektron valensi ini memungkinkan
elektron valensi dari setiap atom Fe bergerak bebas dalam ruang di antara ion-ion Fe+
membentuk lautan elektron. Karena muatannya berlawanan (Fe2+ dan 2 e–), maka terjadi
gaya tarik-menarik antara ion-ion Fe+ dan elektron-elektron bebas ini. Akibatnya
terbentuk ikatan yang disebut ikatan logam. Logam mempunyai sifat-sifat antara lain:
a. pada suhu kamar umumnya padat,
b. mengilap,
c. menghantarkan panas dan listrik dengan baik,
d. dapat ditempa dan dibentuk.
Dalam bentuk padat, atom-atom logam tersusun dalam susunan yang sangat rapat
(closely packed). Susunan logam terdiri atas ion-ion logam dalam lautan elektron. Dalam
susunan seperti ini elektron valensinya relatif bebas bergerak dan tidak terpaku pada
salah satu inti atom, sehingga elektron-elektron ini tidak terus-menerus digunakan
bersama oleh dua ion yang sama. Bila diberikan energi, elektron-elektron ini mudah
dioperkan dari atom ke atom. Telah kita ketahui bahwa unsur logam memiliki sedikit
elektron valensi. Berarti, pada kulit luar atom logam terdapat banyak orbital kosong. Hal
ini menyebabkan elektron valensi unsur logam dapat bergerak bebas dan dapat berpindah
dari satu orbital ke orbital lain dalam satu atom atau antar atom.
BAB III
PENUTUP
A. KesimpulanDari bab pembahasan di atas, maka penulis dapat menyimpulkan bahwa atom-
atom saling mengikatkan diri satu sama lain karena ingin menyetarakan kestabilan
mereka, sesuai dengan kaidah oktet atau seperti halnya golongan gas mulia yang telah
memiliki kestabilan yang tidak dapat terelakkan lagi (hukum alam). Adapun jenis-jenis
ikatan kimia terdiri atas 3 macam, yang pertama adalah ikatan ion yang merupakan
ikatan antara unsur-unsur logam dan non-logam, kedua adalah ikatan kovalen yaitu
pemakaian elektron secara bersama-sama oleh unsur non-logam dan unsur non-logam,
serta ikatan logam yang merupakan pemakaian elektron secara bersama-sama oleh atom-
atom logam.
B. SaranAdapun saran yang dapat penulis berikan dalam penulisan karya ilmiah ini yaitu :
1. Sebaiknya pihak universitas membatasi mahasiswa dalam pengambilan materi penulisan
karya ilmiah melalui internet agar mahasiswa lebih termotivasi dalam menemukan bahan
atau materi lewat beberapa buku di perpustakaan dan agar mahasiswa lebih termotivasi
untuk membaca buku.
2. Sebaiknya mahasiswa lebih mendalami pemahaman materi ikatan kimia karena materi
ini merupakan materi dari salah satu mata kuliah umum yang perlu diluluskan untuk
pengambilan SKS berikutnya.
DAFTAR PUSTAKA
Harnanto, Ari dan Ruminten. 2009. Kimia untuk SMA/MA kelas X. Jakarta: Pusat
Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.
Permana, Irvan. 2009. Memahami Kimia 1 untuk SMA/MA kelas X. Jakarta: Pusat
Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.
Rahardjo, Sentot Budi. 2008. Kimia Berbasis Eksperimen 2 untuk kelas XI SMA dan MA.
Jawa Tengah: PT Tiga Serangkai Pustaka Mandiri.
Setyawati, Arifatun Arifah. 2009. Mengkaji Fenomena Alam untuk Kelas X SMA/MA.
Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.
Utami, Budi, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah dan
Bakti Mulyani. 2009. Kimia untuk SMA dan MA Kelas X. Jakarta: Pusat Perbukuan
Departemen Pendidikan Nasional.
Utami, Budi, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah dan
Bakti Mulyani. 2009. Kimia untuk SMA dan MA Kelas XI Program Ilmu Alam. Jakarta:
Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional