Ikatan kovalen melibatkan pembagian elektron dari kulit terluar masing-masing atom (elektron valensi). Ikatan kovalen terbentuk ketika dua elektron atau sepasang elektron dipakai secara bersama oleh dua atom yang sama atau dua atom yang berbeda seperti pada Gambar 7 berikut ini.

Pasangan elektron yang dipakai bersamaan disebut pasangan elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen disebut pasangan elektron bebas (PEB). Pasangan elektron yang dipakai secara bersama dapat juga dituliskan dengan garis (⸺) antara dua atom yang membentuk ikatan kovalen seperti berikut ini. 

Struktur yang kita gunakan untuk mewakili senyawa kovalen, seperti H2 dan F2, disebut struktur Lewis. Struktur Lewis adalah representasi ikatan kovalen di mana pasangan elektron bersama ditampilkan baik sebagai garis atau sebagai pasangan titik antara dua atom, dan pasangan elektron bebas ditampilkan sebagai pasangan titik pada atom itu sendiri. Hanya elektron valensi yang digunakan dalam struktur Lewis.

IKATAN KOVALEN KOORDINASI

Pada beberapa molekul, pasangan elektron yang digunakan untuk berikatan kovalen hanya berasal dari salah satu atom saja, sedangkan atom atau molekul yang lain tidak menyumbangkan elektron. Ikatan yang terjadi disebut ikatan kovalen koordinasi atau ikatan kovalen datif. Ikatan kovalen koordinasi biasanya ditunjukkan dengan garis (⸺) atau tanda panah ( ). Contohnya adalah amonia (NH3) dan boron trifluorida (BF3) yang membentuk molekul H3N─BF3 (aminatrifluoroboron/azanatrifluoroboron).

JENIS IKATAN KOVALEN

1. BERDASARKAN JUMLAH IKATAN

a. Ikatan Kovalen Tunggal

Ikatan kovalen tunggal merupakan ikatan sigma ( ), yang melibatkan penggunaan 1 pasangan elektron (2 elektron) oleh dua atom yang saling berikatan. Berikut ini merupakan contoh pembentukan senyawa H2 dan F2.

Gambar 10 Pembentukan ikatan kovalen pada H2 dan F2

b. Ikatan Kovalen Rangkap

Ikatan kovalen rangkap dapat tejadi antara dua atom yang sama atau dua atom yang berbeda. Ikatan kovalen rangkap terdiri dari ikatan sigma ( ) dan ikatan pi ( ).

1)  Ikatan kovalen rangkap dua

Ikatan kovalen rangkap dua terdiri dari satu ikatan sigma ( ) dan satu ikatan pi ( ). Contohnya adalah O2 dan CO2 yang ditunjukkan pada struktur Lewis berikut ini.

2)  Ikatan kovalen rangkap tiga

Ikatan kovalen rangkap dua terdiri dari satu ikatan sigma ( ) dan dua ikatan pi ( ). Contohnya adalah N2 dan CO yang ditunjukkan pada Gambar 12.

Berdasarkan skala Pauling, cara membedakan ikatan kovalen polar, nonpolar dan ikatan ionik adalah sebagai berikut:

• Ikatan antara atom yang perbedaan elektronegativitasnya kurang dari 0,4 umumnya dianggap sebagai ikatan kovalen murni atau nonpolar.

• Ikatan antara atom yang perbedaan elektronegativitasnya antara 0,4 — 2,0 umumnya dianggap sebagai ikatan kovalen polar.

• Ikatan antara atom yang perbedaan elektronegativitasnya 2,0 atau lebih umumnya dianggap ikatan ionik. 

a.  Ikatan Kovalen Polar

Ikatan kovalen polar terjadi apabila dua atom yang berikatan merupakan atom yang berbeda. Ikatan kovalen pada molekul heterodiatomik seperti HF, HCl, HBr, dan HI merupakan ikatan kovalen polar. Ikatan pada molekul-molekul senyawa biner yang lain, seperti H2O, NH3, PCl5, SF6, dan IF7 juga merupakan ikatan kovalen polar. Pasangan elektron pada ikatan kovalen polar tertarik lebih lebih kuat ke atom yang memiliki keelektronegatifan lebih besar. Sebagai contoh, pasangan elektron pada molekul HI tertarik lebih kuat ke atom iodida, sehingga pada atom hidrogen terjadi muatan parsial positif (δ+) sedangkan pada atom iodida terjadi muatan pasrial negatif (δ−).

b.  Ikatan Kovalen Nonpolar

Ikatan kovalen nonpolar terjadi apabila dua atom yang berikatan adalah atom yang sama dan mempunyai elektronegativitas identik. Ikatan kovalen pada molekul homodiatomik seperti H2, N­2, O2, F2, dan Cl2 merupakan ikatan kovalen nonpolar. Pada ikatan kovalen ini, pasangan elektron tertarik sama kuat pada dua atom yang berikatan, sehingga tidak ada momen dipol. Sebagai contoh, molekul Cl2, terdiri dari dua atom klorin (yang tentu saja memiliki elektronegativitas identik), memiliki ikatan kovalen murni di mana elektron dibagi secara merata.

PENGECUALIAN ATURAN OKTET

Terdapat tiga pengecualian aturan oktet yang terjadi untuk molekul dengan keadaan berikut ini.

1.   Atom Pusat yang Kekurangan Elektron Valensi

Dalam beberapa senyawa, jumlah elektron yang mengelilingi atom pusat dalam molekul stabil kurang dari delapan. Atom yang kekurangan elektron sering mencapai oktet dengan membentuk ikatan tambahan dalam reaksi. Misalnya, dalam fase gas, berilium hidrida (BeH2) ada sebagai molekul diskrit (molekul dengan muatan listrik yang netral). Hanya empat elektron yang mengelilingi atom Be, sehingga tidak memenuhi aturan oktet untuk berilium dalam molekul ini. Struktur Lewis dari BeH2 adalah sebagai berikut. 

2.  Molekul dengan Jumlah Elektron Ganjil

Beberapa molekul, seperti nitrogen dioksida (NO2) mengandung atom pusat dengan jumlah elektron valensi ganjil. Untuk memenuhi aturan oktet dibutuhkan jumlah elektron genap untuk setiap atom dalam molekul. Molekul dengan jumlah elektron ganjil disebut radikal bebas, spesies yang mengandung elektron mandiri (tidak berpasangan), yang membuatnya paramagnetik dan sangat reaktif.

3.  Atom Pusat yang Kelebihan Elektron Valensi

Unsur-unsur dalam periode ketiga atau lebih tinggi membentuk senyawa dan ion di mana unsur pusat dapat dikelilingi oleh lebih dari empat pasangan elektron. Senyawa tersebut sering disebut sebagai hipervalen, dan dalam kebanyakan kasus atom pusat terikat pada fluor, klorin, atau oksigen. Salah satu senyawa di mana ada oktet diperluas adalah sulfur heksafluorida, senyawa yang sangat stabil. Konfigurasi elektron belerang adalah [Ne]3s23p4. Dalam SF6, masing-masing dari 6 elektron valensi sulfur membentuk ikatan kovalen dengan atom fluor, sehingga ada 12 elektron di sekitar atom sulfur pusat.

Gambar 19 (a) Bentuk molekul SF6, (b) struktur Lewis sulfur heksafluorida (Zumdahl et al., 2024) 

SIFAT-SIFAT SENYAWA KOVALEN

Sifat fisik molekul kovalen sangat bergantung pada sifat interaksinya dengan molekul lain (gaya antarmolekul). Senyawa kovalen mungkin ada sebagai padatan, cairan, atau gas pada suhu kamar dan tekanan atmosfer normal.

1. Pada umumnya senyawa kovalen mempunyai titik didih dan titik leleh yang lebih rendah, apabila dibandingkan dengan senyawa ionik dengan massa molekul yang sama. Hal ini karena gaya yang menyatukan molekul-molekul (gaya antarmolekul) lebih lemah.

2. Sebagian besar senyawa kovalen berupa gas atau cairan pada suhu kamar karena massa molekulnya yang rendah dan gaya antarmolekulnya yang lemah.

3. Senyawa kovalen tidak dapat larut dalam air, tetapi mudah larut dalam pelarut organik. Pelarut organik merupakan senyawa karbon, misalnya alkohol, etanol dan aseton. Namun ada beberapa senyawa kovalen yang dapat larut dalam air karena terjadi reaksi dengan air (hidrasi) dan membentuk ion-ion. Misalnya, asam sulfat bila dilarutkan ke dalam air akan membentuk ion hidrogen dan ion sulfat. 

4. Senyawa kovalen pada berbagai wujud tidak dapat menghantar arus listrik, karena elektronnya terlokalisasi sebagai pasangan bersama atau tidak bersama dan tidak bergerak, dan tidak ada ion yang hadir, kecuali senyawa kovalen polar. Hal ini disebabkan senyawa kovalen polar mengandung ion-ion jika dilarutkan dalam air dan senyawa tersebut termasuk senyawa elektrolit lemah. 

Perhatikan video animasi berikut ini, untuk menambah wawasan seputar pembentukan ikatan kovalen!