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 prakteknya, 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.
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. sini menjaga kedua atom untuk tetap bersama, walaupun
keduanya masih akan tetap bergetar dalam keadaan kesetimbangan. Ringkasnya,
ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau lebih
inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron
bermuatan negatif yang dikongsi.
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, namun dalam prakteknya, kaidah-kaidah
yang disederhanakan mengijinkan 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
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, namun 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, namun
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 untuk bagian ini adalah: 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 untuk bagian ini
adalah: Teori orbital molekul
Teori orbital
molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory),
disingkat MO, 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–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–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–H
|
101
|
391
|
|
N–C
|
147
|
308
|
|
N–N
|
145
|
170
|
|
N≡N
|
110
|
945
|
|
O–H
|
96
|
366
|
|
O–C
|
143
|
360
|
|
O–O
|
148
|
145
|
|
O=O
|
121
|
498
|
|
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
|
|
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.
- REDIRECT Nama
halaman tujuan
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 polar kovalen
Ikatan polar kovalen
merupakan ikatan yang sifat-sifatnya berada di antara ikatan kovalen dan ikatan
ion.
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, namun 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 koordinat
Ikatan kovalen
koordinat, 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 koordinat 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
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
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, namun
hal ini kuranglah tepat mengingat ikatan rangkap dan ikatan tunggal memiliki
kekuatan ikatan yang berbeda dan tidak identik.
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
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
atan 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)
Dipol seketika ke dipol
terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang paling lemah, namun
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.
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
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, namun 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 antar atom.
0 komentar:
Posting Komentar