Ikatan Kimia
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 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.
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 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
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.
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
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
Ikatan kovalen polar 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 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
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 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 .
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.
Komentar
Posting Komentar
Terima kasih banyak atas kunjungnnya :) Semoga bermanfaat dan Membantu Anda Mennemukan Jawabannya. See You Again !!!!