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 diatomikatau 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.
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, 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 Newtonmenggarisbesarkan 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 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 molekulhanyalah 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 F2ketika 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–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–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 organikdapat 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 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.
Ikatan ganda
Sebuah ikatan ganda dalam
kimia adalah ikatan kimia antara dua unsur kimia yang melibatkan empat elektron
ikatan. Ikatan ganda yang paling umum yaitu ikatan antara dua atom karbon, yang
dapat ditemukan dalam alkena. Banyak jenis ikatan ganda yang terdapat pada dua
unsur yang berbeda. Contohnya, pada gugus karbonil, ikatan ganda terbentuk antara
atom karbon dan oksigen. Ikatan ganda lainnya juga ditemukan dalam senyawa azo
(N=N), imina (C=N) dan sulfoksida (S=O). Dalam rumus kerangka, ikatan ganda
digambarkan sebagai garis paralel (=) antara dua atom yang berhubungan; secara
tipografi menggunakan tanda sama dengan.[1][2] Ikatan ganda pertama kali
diperkenalkan dalam penulisan kimia oleh kimiawan Rusia, Alexander Butlerov.
Ikatan ganda yang melibatkan karbon lebih
kuat daripada ikatan tunggal dan oleh karenanya panjang ikatannya juga lebih
pendek. Orde ikatannya adalah dua. Ikatan ganda juga kaya akan elektron, yang
membuat senyawa golongan ini reaktif.
Senyawa kimia dengan ikatan ganda
|
|||
Ikatan ganda
karbon-karbon
|
Ikatan ganda
karbon-oksigen
|
Ikatan ganda
belerang-oksigen
|
Ikatan ganda
nitrogen-nitrogen
|
Daftar isi
Ikatan ganda dalam alkena
Geometri etilena
Jenis ikatan dapat dijelaskan menggunakan
istilah hibridisasi orbital.
Dalam etilena, masing-masing atom karbon mempunyai
tiga orbital sp2dan satu orbital p. Ketiga orbital sp2 berada
pada bidang dengan sudut ~120°. Orbital p tegak lurus dengan bidang ini. Ketika
atom karbot saling mendekat, dua dari orbital sp2 akan
tumpangsuh membentuk ikatan sigma. Pada
saat yang bersamaan, dua orbital p saling mendekat (lagi-lagi dalam bidang yang
sama) kemudian membentuk ikatan pi. Untuk
tumpangsuh maksimum, orbital p harus tetap paralel, dan, oleh karena itu,
rotasi mengelilingi pusat ikatan tidak dimungkinkan. Sifat ini merupakan
dasar isomerisasi cis-trans.
Ikatan ganda lebih pendek daripada ikatan tunggal karena maksimalnya tumpangsuh
orbital p.
2 orbital sp2 (dari
3 total orbital) saling mendekat untuk membentuk ikatan'sigma sp2-sp2
|
Dua orbital p tumpangsuh
membentuk ikatan pi pada bidang paralel terhadap'bidang sigma
|
Panjang ikatan C=C (133
pm) lebih pendek daripada panjang ikatan C−C pada etana (154
pm). Ikatan ganda juga lebih kuat (636 kJ/mol) daripada ikatan tunggal (368 kJ/mol),
tetapi tetapi tidak menjadi dua kalinya karena ikatan pi lebih lemah daripada
ikatan sigma akibat kurang efektifnya tumpangsuh pi.
Pada representasi alternatif, ikatan ganda
dihasilkan dari tumpangsuh dua orbital sp3 sebagai ikatan pisang.[3]
Jenis ikatan ganda antar atom
C
|
O
|
N
|
S
|
|
C
|
||||
O
|
||||
N
|
||||
S
|
Variasi
Dalam molekul dengan ikatan berseling
ganda-tunggal, tumpangsuh orbital p dapat berada pada beberapa atom dalam satu
rantai. Ini akan membentuk sistem terkonjugasi. Konjugasi dapat ditemukan
pada sistem seperti diena dan enona.
Pada molekul siklik,
konjugasi akan berujung pada kearomatisan.
Pada kumulena,
dua ikatan ganda terletak berdekatan.
Ikatan ganda umum ditemukan pada unsur periode 2 seperti karbon, nitrogen, dan oksigen, tetapi jarang ditemukan pada unsur
dengan periode lebih tinggi. Logam juga dapat membentuk ikatan jamak
dalam sistem ikatan jamak ligan logam.
Alkena homolog Group 14
Senyawa ikatan ganda, homolog alkena, R2E=ER2 sekarang
dikenal untuk seluruh unsur group 14 yang lebih berat. Tidak seperti alkena,
senyawa ini tidak planar tetapi mempunyai struktur pisang twist dan/atau trans.
Efek ini menjadi lebih kuat untuk unsur yang lebih berat. Distannena (Me3Si)2CHSn=SnCH(SiMe3)2 memiliki
panjang ikatan timah=timah yang sedikit lebih pendek daripada timah-timah.
Struktur pisang trans dengan koordinasi piramida pada masing-masing atom timah,
mudah terdisosiasi dalam larutan membentuk (Me3Si)2CHSn:
(stannanediyl, suatu analog karbena). Ikatan terdiri dari ikatan dua ikatan
lemah donor-akseptor, pasangan sunyi pada masing-masing atom timah tumpangsuh
dengan orbital p yang kosong pada tetangganya.[4][5] Sebaliknya, pada disilena,
masing-masing atom silikon memiliki koordinasi planar tetapi substituennya
terlipat sehingga molekul secara keseluruhan tidak planar. Pada diplumbena,
panjang ikatan Pb=Pb bisa lebih panjang daripada ikatan tunggalnya.[5] Plumbena dan stannena
terdisosiasi dalam larutan membentuk monomer dengan entalpi ikatan yang
merupakan fraksi dari ikatan tunggalnya. Beberapa ikatan ganda plumbena dan
stannena sama dengan kekuatan ikatan hidrogen.[4] Model Carter-Goddard-Malrieu-Trinquier dapat
digunakan untuk memperkirakan natur ikatan
Tidak ada komentar:
Posting Komentar