Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi
gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu
senyawa diatomik atau poliatomik menjadi
stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan
dijelaskan oleh elektrodinamika
kuantum. Dalam praktiknya, para kimiawan biasanya bergantung
pada teori kuantum atau
penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan)
dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat
diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi.
Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap
bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.
Kekuatan
ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan
"kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap
sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan
"lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan
"kuat" yang paling lemah.
Contoh model titik Lewis yang
menggambarkan ikatan kimia anatara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik
lewis adalah salah satu dari usaha awal kimiawan dalam menjelaskan ikatan kimia
dan masih digunakan secara luas sampai sekarang.
Daftar isi
·
2Sejarah
Tinjauan
Elektron yang mengelilingi inti atom
bermuatan negatif dan proton yang terdapat
dalam inti atom bermuatan positif, mengingat
muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, maka dua atom yang berdekatan
satu sama lainnya akan membentuk ikatan.
Dalam
gambaran yang paling sederhana dari ikatan non-polar atau
ikatan kovalen, satu atau lebih elektron, biasanya berpasangan,
ditarik menuju sebuah wilayah di antara dua inti atom. Gaya ini dapat mengatasi
gaya tolak menolak antara dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini
menjaga kedua atom untuk tetap bersama, walaupun keduanya masih akan tetap
bergetar dalam keadaan kesetimbangan. Ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan
elektron-elektron yang dibagi dan dua atau lebih inti atom yang bermuatan
positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang
dibagi.
Dalam
gambaran ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang
bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom lainnya,
sehingga secara efektif menyebabkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom
yang lain. Hal ini menyebabkan satu atom bermuatan positif dan yang lainnya
bermuatan negatif secara keseluruhan. Ikatan ini dihasilkan
dari atraksi elektrostatik di antara atom-atom dan atom-atom tersebut
menjadi ion-ion yang bermuatan.
Semua bentuk
ikatan dapat dijelaskan dengan teori kuantum, tetapi dalam praktiknya,
kaidah-kaidah yang disederhanakan mengizinkan para kimiawan untuk
memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas sebuah ikatan. Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet
rule) dan teori VSEPR adalah
dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Ada pula teori-teori yang lebih
canggih, yaitu teori ikatan valens yang
meliputi hibridisasi orbital dan resonans,
dan metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa
Inggris: Linear combination of atomic orbitals molecular orbital method)
yang meliputi teori medan ligan. Elektrostatika digunakan untuk
menjelaskan polaritas ikatan dan efek-efeknya terhadap zat-zat kimia.
Sejarah
Artikel utama: Sejarah kimia dan Sejarah
molekul
Spekulasi
awal dari sifat-sifat ikatan kimia yang berawal dari abad
ke-12 mengganggap spesi kimia tertentu
disatukan oleh sejenis afinitas
kimia. Pada tahun 1704, Isaac Newton menggarisbesarkan teori
ikatan atomnya pada "Query 31" buku Opticksnya dengan
mengatakan atom-atom disatukan satu sama lain oleh
"gaya" tertentu.
Pada tahun
1819, setelah penemuan tumpukan volta, Jöns Jakob Berzelius mengembangkan
sebuah teori kombinasi kimia yang menekankan sifat-sifat elektrogenativitas dan
elektropositif dari atom-atom yang bergabung. Pada pertengahan abad ke-19 Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper,
A.M. Butlerov, dan Hermann Kolbe,
beranjak pada teori radikal,
mengembangkan teori valensi yang
pada awalnya disebut "kekuatan penggabung". Teori ini mengatakan
sebuah senyawa tergabung berdasarkan atraksi kutub positif dan kutub negatif.
Pada tahun 1916, kimiawan Gilbert N. Lewis mengembangkan
konsep ikatan elektron berpasangan.
Konsep ini mengatakan dua atom dapat berkongsi satu sampai enam elektron,
membentuk ikatan elektron tunggal, ikatan tunggal, ikatan rangkap dua,
atau ikatan rangkap tiga.
Dalam
kata-kata Lewis sendiri:
|
“
|
An electron may form a part of the shell of two different atoms and
cannot be said to belong to either one exclusively.
|
”
|
Pada tahun
yang sama, Walther
Kossel juga mengajukan sebuah teori yang mirip dengan teori
Lewis, tetapi model teorinya mengasumsikan transfer elektron yang penuh antara
atom-atom. Teori ini merupakan model ikatan
polar. Baik Lewis dan Kossel membangun model ikatan mereka
berdasarkan kaidah
Abegg (1904).
Pada tahun
1927, untuk pertama kalinya penjelasan matematika kuantum yang penuh atas
ikatan kimia yang sederhana berhasil diturunkan oleh fisikawan Denmark Oyvind
Burrau.[1] Hasil
kerja ini menunjukkan bahwa pendekatan kuantum terhadap ikatan kimia dapat
secara mendasar dan kuantitatif tepat. Namun metode ini tidak mampu
dikembangkan lebih jauh untuk menjelaskan molekul yang memiliki lebih dari satu
elektron. Pendekatan yang lebih praktis namun kurang kuantitatif dikembangkan
pada tahun yang sama oleh Walter Heitler and Fritz London. Metode Heitler-London menjadi
dasar dari teori ikatan valensi.
Pada tahun 1929, metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa
Inggris: linear combination of atomic orbitals molecular orbital method),
disingkat LCAO, diperkenalkan oleh Sir John Lennard-Jones yang bertujuan menurunkan
struktur elektronik dari molekul F2 (fluorin) dan O2 (oksigen) berdasarkan prinsip-prinsip dasar
kuantum. Teori orbital molekul ini
mewakilkan ikatan kovalen sebagai orbital yang dibentuk oleh orbital-orbital
atom mekanika kuantum Schrödinger yang
telah dihipotesiskan untuk atom berelektron tunggal. Persamaan ikatan elektron
pada multielektron tidak dapat diselesaikan secara analitik, tetapi dapat dilakukan
pendekatan yang memberikan hasil dan prediksi yang secara kualitatif cukup
baik. Kebanyakan perhitungan kuantitatif pada kimia kuantum modern menggunakan baik
teori ikatan valensi maupun teori orbital molekul sebagai titik awal, walaupun
pendekatan ketiga, teori fungsional rapatan (Bahasa
Inggris: density functional theory), mulai mendapatkan perhatian
yang lebih akhir-akhir ini.
Pada tahun
1935, H. H. James dan A. S. Coolidge melakukan perhitungan pada molekul
dihidrogen.Berbeda dengan perhitungan-perhitungan sebelumnya yang hanya
menggunakan fungsi-fungsi jarak antara elektron dengan inti atom, mereka juga
menggunakan fungsi yang secara eksplisit memperhitungkan jarak antara dua
elektron.[2] Dengan
13 parameter yang dapat diatur, mereka mendapatkan hasil yang sangat mendekati
hasil yang didapatkan secara eksperimen dalam hal energi disosiasi. Perluasan
selanjutnya menggunakan 54 parameter dan memberikan hasil yang sangat sesuai
denganhasil eksperimen. Perhitungan ini meyakinkan komunitas sains bahwa teori
kuantum dapat memberikan hasil yang sesuai dengan hasil eksperimen. Namun
pendekatan ini tidak dapat memberikan gambaran fisik seperti yang terdapat pada
teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Selain itu, ia juga sangat
sulit diperluas untuk perhitungan molekul-molekul yang lebih besar.
Teori ikatan
valensi
Artikel utama: Teori ikatan valensi
Pada tahun
1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas dasar argumen bahwa sebuah ikatan
kimia terbentuk ketika dua valensi
elektron bekerja dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena
efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, beranjak dari teori ini,
kimawan Linus Pauling mempublikasikan
jurnal ilmiah yang dianggap sebagai jurnal paling penting dalam sejarah kimia:
"On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berdasarkan
hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan
enam aturan pada ikatan elektron berpasangan:
1. Ikatan elektron berpasangan terbentuk melalui
interaksi elektron tak-berpasangan pada masing-masing atom.
2. Spin-spin elektron haruslah saling
berlawanan.
3. Seketika dipasangkan, dua elektron tidak bisa
berpartisipasi lagi pada ikatan lainnya.
4. Pertukaran elektron pada ikatan hanya
melibatkan satu persamaan gelombang untuk setiap atom.
5. Elektron-elektron yang tersedia pada aras
energi yang paling rendah akan membentuk ikatan-ikatan yang paling kuat.
6. Dari dua orbital pada sebuah atom, salah satu
yang dapat bertumpang tindih paling banyaklah yang akan membentuk ikatan paling
kuat, dan ikatan ini akan cenderung berada pada arah orbital yang
terkonsentrasi.
Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi
apa yang banyak orang sebut sebagai "kitab suci" kimia modern. Buku
ini membantu kimiawan eksperimental untuk memahami dampak teori kuantum pada
kimia. Namun, edisi 1959 selanjutnya gagal untuk mengalamatkan masalah yang
lebih mudah dimengerti menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori
valensi ini berkurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori
orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer
yang besar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang
lebih sulit pada program-program komputer telah hampir dipecahkan dan teori ini
beranjak bangkit kembali.
Teori orbital
molekul
Artikel utama: Teori orbital molekul
Teori orbital molekul (Bahasa
Inggris: Molecular orbital theory), disingkat MO. Dala teori ini
menyebutkan bahwa interaksi yang terjadi antara atom pusat dengan ligan
melibatkan interaksi elektrostatik dan interaksi kovalen. Teori ini muncul
untuk menyempurnakan teori sebelumnya yaitu teori medan kristal. Pada teori medan
kristal menyebutkan bawa interaksi yang terjadi antara atom pusat dengan ligan
berupa ineraksi elektrostatik saja. Padahal dari fakta eksperimental ditemukan
bahwa terdapat kompleks dengan ligan netral namun stabil. Dan juga melakui
eksperimen resonansi spin ditemukan bahwa terdapat pemakaian bersama sepasang
elektron oleh loga dan ligan. Hal ini berarti terdapat juga interaksi kovalen.
Teori ini meruapakan teori paling lengkap dari teori-teori sebelumnya, namapun
juga yang paling rumit. Menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom untuk membentuk
orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini
seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital
antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah sebuah orbital
Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Jika orbital ini merupakan tipe
orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian lebih tinggi berada
di antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital
ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Jika
elektron-elektron cenderung berada di orbital molekul yang berada di lokasi
lainnya, maka orbital ini adalah orbital
antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang
berada pada orbital bukan-ikatan cenderung berada pada orbital yang paling
dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara
keseluruhan pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun
melemahkan kekuatan ikatan.
Perbandingan
antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul
Pada beberapa bidang, teori ikatan valensi lebih baik daripada teori
orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, H2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan
Heitler-London yang paling sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang lebih dekat dan
representasi yang lebih akurat pada tingkah laku elektron ketika ikatan kimia
terbentuk dan terputus. Sebaliknya, teori orbital molekul memprediksikan bahwa
molekul hidrogen akan berdisosiasi menjadi superposisi linear dari hidrogen
atom dan ion hidrogen positif dan negatif. Prediksi ini tidak sesuai dengan
gambaran fisik. Hal ini secara sebagian menjelaskan mengapa kurva energi total
terhadap jarak antar atom pada metode ikatan valensi berada di atas kurva yang
menggunakan metode orbital molekul. Situasi ini terjadi pada semua molekul
diatomik homonuklir dan tampak dengan jelas pada F2 ketika energi minimum pada kurva yang
menggunakan teori orbital molekul masih lebih tinggi dari energi dua atom F.
Konsep hibridisasi sangatlah berguna dan variabilitas pada ikatan di
kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, menyebabkan teori ini masih
menjadi bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik. Namun, hasil
kerja Friedrich
Hund, Robert Mulliken,
dan Gerhard Herzberg menunjukkan
bahwa teori orbital molekul memberikan deskripsi yang lebih tepat pada
spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori
ikatan valensi menjadi lebih jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya
PF5) ketika
molekul ini dijelaskan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial
dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa yang kurang
elektron (seperti diborana) dijelaskan dengan sangat baik oleh
teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan
valensi juga telah dibuat.
Pada tahun 1930, dua metode ini saling bersaing sampai disadari bahwa
keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang lebih baik. Jika kita
mengambil struktur ikatan valensi yang sederhana dan menggabungkan semua
struktur kovalen dan ion yang dimungkinkan pada sekelompok orbital atom, kita
mendapatkan apa yang disebut sebagai fungsi gelombang interaksi konfigurasi
penuh. Jika kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada keadaan dasar
dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan
keseluruhan kemungkinan keadaan tereksitasi yang menggunakan orbital tak terisi
dari sekelompok orbital atom yang sama, kita juga mendapatkan fungsi gelombang
interaksi konfigurasi penuh. Terlihatlah bahwa pendekatan orbital molekul yang
sederhana terlalu menitikberatkan pada struktur ion, sedangkan pendekatan teori
valensi ikatan yang sederhana terlalu sedikit menitikberatkan pada struktur
ion. Dapat kita katakan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu ter-delokalisasi,
sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.
Sekarang kedua pendekatan tersebut dianggap sebagai saling memenuhi,
masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan
kimia. Perhitungan modern pada kimia kuantum biasanya dimulai dari
(namun pada akhirnya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan
ikatan valensi. Ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul lebih akurat
dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital
molekul lebih memudahkan untuk diubah menjadi perhitungan numeris. Namun
program-progam ikatan valensi yang lebih baik juga tersedia.
Ikatan dalam
rumus kimia
Bentuk atom-atom dan molekul-molekul yang 3 dimensi sangatlah
menyulitkan dalam menggunakan teknik tunggal yang mengindikasikan
orbital-orbital dan ikatan-ikatan. Pada rumus molekul, ikatan kimia (orbital yang
berikatan) diindikasikan menggunakan beberapa metode yang bebeda tergantung
pada tipe diskusi. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sebagai contoh,
pada kimia organik,
kimiawan biasanya hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karena itu,
rumus molekul etanol dapat ditulis secara konformasi,
3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi
yang disingkat (CH3–CH2–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul
lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan
pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa
kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sebagai contoh anion etena−4 yang dihipotesiskan (\/C=C/\ −4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan
ikatan.sehingga terjadi ikatan rangkap dua.
Ikatan kuat
kimia
|
Panjang
ikat dalam pm
dan energi ikat dalam kJ/mol. Panjang ikat dapat dikonversikan menjadi Å dengan pembagian dengan 100 (1 Å = 100 pm). Data diambil dari [1]. |
||
|
Ikatan
|
Panjang
(pm) |
Energi
(kJ/mol) |
|
H — Hidrogen
|
||
|
H–H
|
74
|
436
|
|
H–C
|
109
|
413
|
|
H–N
|
101
|
391
|
|
H–O
|
96
|
366
|
|
H–F
|
92
|
568
|
|
H–Cl
|
127
|
432
|
|
H–Br
|
141
|
366
|
|
C — Karbon
|
||
|
C–H
|
109
|
413
|
|
C–C
|
154
|
348
|
|
C=C
|
134
|
614
|
|
C≡C
|
120
|
839
|
|
C–N
|
147
|
308
|
|
C–O
|
143
|
360
|
|
C–F
|
135
|
488
|
|
C–Cl
|
177
|
330
|
|
C–Br
|
194
|
288
|
|
C–I
|
214
|
216
|
|
C–S
|
182
|
272
|
|
N — Nitrogen
|
||
|
N–H
|
101
|
391
|
|
N–C
|
147
|
308
|
|
N–N
|
145
|
170
|
|
N≡N
|
110
|
945
|
|
O — Oksigen
|
||
|
O–H
|
96
|
366
|
|
O–C
|
143
|
360
|
|
O–O
|
148
|
145
|
|
O=O
|
121
|
498
|
|
F, Cl, Br, I — Halogen
|
||
|
F–H
|
92
|
568
|
|
F–F
|
142
|
158
|
|
F–C
|
135
|
488
|
|
Cl–H
|
127
|
432
|
|
Cl–C
|
177
|
330
|
|
Cl–Cl
|
199
|
243
|
|
Br–H
|
141
|
366
|
|
Br–C
|
194
|
288
|
|
Br–Br
|
228
|
193
|
|
I–H
|
161
|
298
|
|
I–C
|
214
|
216
|
|
I–I
|
267
|
151
|
|
S — Belerang
|
||
|
C–S
|
182
|
272
|
Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang
mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan
terlokalisasikan, jumlah elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan
biasanya merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Jumlah yang berangka
genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki keadaan energi yang lebih
rendah jika berpasangan. Teori-teori ikatan yang lebih canggih menunjukkan
bahwa kekuatan
ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada
distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam sebuah ikatan. Sebagai
contohnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama lain oleh
ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO
dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan
rangkap empat juga diketahui dengan baik. Jenis-jenis ikatan
kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan
distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam
ikatan. Semakin besar perbedaan elektronegativitasnya, semakin besar
elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berikat dan semakin bersifat
ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya,
semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.
Ikatan kovalen
Artikel utama: Ikatan kovalen
Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan
yang perbedaan elektronegativitas (negatif dan positif) di antara atom-atom
yang berikat sangatlah kecil atau hampir tidak ada. Ikatan-ikatan yang terdapat
pada kebanyakan senyawa organik dapat
dikatakan sebagai ikatan kovalen. Lihat pula ikatan sigma dan ikatan pi untuk penjelasan LCAO terhadap
jenis ikatan ini.
Ikatan kovalen polar
Artikel utama: Ikatan
kovalen polar
Ikatan kovalen polar merupakan ikatan yang sifat-sifatnya berada di
antara ikatan kovalen dan ikatan ion.
Ikatan ion
Artikel utama: Ikatan ion
Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik antara dua atom
yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang besar. Tidaklah terdapat
nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, tetapi
perbedaan elektronegativitas yang lebih besar dari 2,0 bisanya disebut ikatan
ion, sedangkan perbedaan yang lebih kecil dari 1,5 biasanya disebut ikatan
kovalen.[3] Ikatan
ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion
ini umumnya berkisar antara -3 e sampai dengan +3e.
Ikatan kovalen koordinasi
Artikel utama: Ikatan kovalen
koordinasi
Ikatan kovalen koordinasi, kadangkala disebut sebagai ikatan datif,
adalah sejenis ikatan kovalen yang keseluruhan elektron-elektron ikatannya
hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa
Lewis. Konsep ini mulai ditinggalkan oleh para kimiawan seiring dengan
berkembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinasi terjadi
pada nitron dan ammonia
borana. Susunan ikatan ini berbeda dengan ikatan ion pada perbedaan
elektronegativitasnya yang kecil, sehingga menghasilkan ikatan yang kovalen.
Ikatan ini biasanya ditandai dengan tanda panah. Ujung panah ini menunjuk pada
akseptor elektron atau asam Lewis dan ekor panah menunjuk pada penderma
elektron atau basa Lewis
Ikatan pisang
Artikel utama: Ikatan pisang
Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul
yang mengalami terikan ataupun yang mendapat rintangan
sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk
struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang biasanya lebih rentan
mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal lainnya.
Ikatan 3c-2e dan 3c-4e
Dalam ikatan
tiga-pusat dua-elektron, tiga atom saling berbagi dua elektron.
Ikatan sejenis ini terjadi pada senyawa yang kekurangan elektron seperti
pada diborana. Setiap ikatan mengandung sepasang
elektron yang menghubungkan atom boron satu sama lainnya dalam bentuk pisang
dengan sebuah proton (inti atom hidrogen) di tengah-tengah ikatan, dan berbagi
elektron dengan kedua atom boron. Terdapat pula Ikatan
tiga-pusat empat-elektron yang menjelaskan ikatan pada molekul hipervalen.
Ikatan tiga elektron dan satu elektron
Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron dapat ditemukan pada
spesi radikal yang
memiliki jumlah elektron gasal (ganjil). Contoh paling sederhana dari ikatan satu
elektron dapat ditemukan pada kation molekul hidrogen H2+. Ikatan satu
elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua
elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun
terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li2+, lebih kuat
dari ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini dapat dijelaskan dengan hibridisasi dan efek kelopak
dalam.[4]
Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron dapat ditemukan pada kation
dimer helium, He2+, dan dapat pula dianggap sebagai "ikatan setengah" karena
menurut teori orbital molekul, elektron ke-tiganya merupakan orbital antiikat
yang melemahkan ikatan dua elektron lainnya sebesar setengah. Molekul oksigen
juga dapat dianggap memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron
yang menjelaskan sifat paramagnetiknya.[5]
Molekul-molekul dengan ikatan elektron gasal biasanya sangat reaktif.
Ikatan jenis ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki
elektronegativitas yang sama.[5]
Ikatan aromatik
Artikel utama: Aromatisitas
Pada kebanyakan kasus, lokasi elektron tidak dapat ditandai dengan
menggunakan garis (menandai dua elektron) ataupun titik (menandai elektron
tungga). Ikatan aromatik yang
terjadi pada molekul yang berbentuk cincin datar menunjukkan stabilitas yang
lebih.
Pada benzena, 18 elektron ikatan mengikat 6 atom karbon bersama
membentuk struktur cincin datar. "Orde" ikatan antara dua atom dapat
dikatakan sebagai (18/6)/2=1,5 dan seluruh ikatan pada benzena tersebut adalah
identik. Ikatan-ikatan ini dapat pula ditulis sebagai ikatan tunggal dan
rangkap yang berselingan, tetapi hal ini kuranglah tepat mengingat ikatan
rangkap dan ikatan tunggal memiliki kekuatan ikatan yang berbeda dan tidak
identik.
Ikatan logam
Artikel utama: Ikatan logam
Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi
(lattice) atom. Berbeda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang
berikat dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang menyebabkan
elektron-elektron dapat bergerak bebas, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip
logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.
Ikatan
antarmolekul
Terdapat empat jenis dasar ikatan yang dapat terbentuk antara dua atau
lebih molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekul menyebabkan molekul
saling menarik atau menolak satu sama lainnya. Seringkali hal ini menentukan
sifat-sifat fisik sebuah zat (seperti pada titik leleh).
Dipol permanen ke dipol permanen
Artikel utama: Gaya antarmolekul
Perbedaan elektronegativitas yang
bersar antara dua atom yang berikatan dengan kuat menyebabkan
terbentuknya dipol (dwikutub).
Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.
Ikatan hidrogen
Artikel utama: Ikatan hidrogen
Ikatan hidrogen bisa dikatakan sebagai dipol permanen yang sangat kuat
seperti yang dijelaskan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen
berada sangat dekat dengan atom penderma elektron dan mirip dengan ikatan
tiga-pusat dua-elektron seperti pada diborana. Ikatan hidrogen
menjelaskan titik didih zat cair yang relatif tinggi seperti air, ammonia, dan
hidrogen fluorida jika dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang lebih berat
lainnya pada kolom tabel periodik yang
sama.
Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)
Artikel utama: Gaya van der Waals
Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan
yang paling lemah, tetapi sering dijumpai di antara semua zat-zat kimia. Misalnya
atom helium, pada satu titik waktu, awan elektronnya akan terlihat tidak
seimbang dengan salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Hal ini
disebut sebagai dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini dapat menarik
maupun menolak elektron-elektron helium lainnya, dan menyebabkan dipol lainnya.
Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali
untuk kemudian berpisah.
Artikel utama: Interaksi
kation-pi
Interaksi kation-pi terjadi di antara muatan negatif yang terlokalisasi
dari elektron-elektron pada orbital dengan muatan positif.
Elektron pada
ikatan kimia (Unknown, 2019)
Banyak senyawa-senyawa sederhana yang melibatkan ikatan-ikatan kovalen.
Molekul-molekul ini memiliki struktur yang dapat diprediksi dengan
menggunakan teori ikatan valensi,
dan sifat-sfiat atom yang terlibat dapat dipahami menggunakan konsep bilangan oksidasi. Senyawa lain yang mempunyai
struktur ion dapat dipahami dengan menggunakan teori-teori fisika klasik.
Pada kasus ikatan ion, elektron
pada umumnya terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal
bergerak bebas di antara atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik
keseluruhan untuk membantu pemahaman kita atas konsep distribusi orbital
molekul. Gaya antara atom-atom secara garis besar dikarakterisasikan dengan
potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik.
Sebaliknya pada ikatan kovalen, rapatan elektron pada sebuah
ikatan tidak ditandai pada atom individual, tetapi terdelokalisasikan pada MO
di antara atom-atom. Teori kombinasi linear orbital yang diterima
secara umum membantu menjelaskan struktur orbital dan energi-energinya
berdasarkan orbtial-orbital dari atom-atom molekul. Tidak seperti ikatan ion,
ikatan kovalen bisa memiliki sifat-sifat anisotropik,
dan masing-masing memiliki nama-nama tersendiri seperti ikatan sigma dan ikatan pi.
Atom-atom juga dapat membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat
antara ikatan ion dan kovalen. Hal ini bisa terjadi karena definisi didasari
pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron dapat secara parsial
terdelokalisasi di antara atom-atom. Ikatan sejenis ini biasanya disebut
sebagai ikatan
polar kovalen. Lihat pula elektronegativitas.
Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul dapat dikatakan menjadi terlokalisasi
pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di antara dua atau lebih atom.
Jenis ikatan antara dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan
elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada
ikatan an
REFRENSI :
Unknown. (2019, juni 6). Ikatan
kimia. Retrieved from wikipedia: Ikatan kimia
No comments:
Post a Comment