Ikatan kimia
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. 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 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
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
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.
Ikatan kuat kimia
|
Panjang ikat dalam pm
dan energi ikat dalam kJ/mol. Panjang ikat dapat dikonversikan menjadi Ã… dengan pembagian dengan 100 (1 Ã… = 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
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
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)
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 π 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