Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik
antara antara dua atomatau atomatau molekul yang yang menyebab menyebabkan kan suatu suatu senya senyawa wa diatomik atau diatomik atau poliatomik menjadi poliatomik menjadi stabi tabil. l. Pen Penjela jelasa sann
meng engena enai
gaya aya
tari tarikk
menar enarik ik ini ini
sang angatla atlahh
rumi rumitt
dan dan
dije dijela lasskan kan
oleh elektrodinamika kuantum. kuantum. Dalam prakteknya, prakteknya, para kimiawan biasanya bergantung bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan menjelaskan ikatan kimia. Secara Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasi diasosiasikan kan dengan dengan transfer transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjagamolekul-molekul menjagamolekul-molekul,, kristal, kristal, dan gasgas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu struktur suatu zat. Kekuat Kekuatan an ikatan ikatan-ik -ikatan atan kimia kimia sangat sangatlah lah bervar bervarias iasi. i. Pada Pada umumny umumnya, a,ika ikatan tan kovale kovalenn dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkanikatan sedangkanikatan 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.
Cont Contoh oh mode modell titi titikk Lewi Lewiss yang yang meng menggam gamba bark rkan an ikat ikatan an kimia kimia anat anatar araa karbon C , hidrogen H , dan oksigen O. Peng Penggam gamba bara rann titi titikk lewi lewiss adal adalah ah sala salahh satu satu dari dari usah usahaa awal awal kimia kimiawa wann dalam dalam menjelaskan ikatan kimia dan masih digunakan secara luas sampai sekarang. Tinjauan Elektron Elektron yan yang g me meng ngel elil ilin ingi gi inti inti atom atom berm bermua uata tan n nega negatif tif dan danproton proton yang yang terdap terdapat at dalam dalaminti inti atom bermuatan bermuatan positif, mengingat mengingat muatan muatan yang berlawanan berlawanan akan saling saling tarik menarik, 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 diantara dua inti atom. Gaya ini dapat mengatasi gaya tolak menolak antara dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom atom untu untukk teta tetapp bers bersama ama,, wala walaup upun un kedu keduany anyaa masi masihh akan akan teta tetapp berg berget etar ar dalam dalam kead keadaa aann 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 disederhanakan,, inti atom yang bermuatan positif secara dominan dominan mele melebi bihi hi muat muatan an posi positi tiff inti inti atom atom lain lainny nya, a, sehi sehing ngga ga seca secara ra efek efekti tiff meny menyeba ebabk bkan an satu satu atom 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 dala m prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan para kimiawan untuk memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas sebuah ikatan. Kaidah Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet rule) dan teori VSEPR adalah adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Ada pula teori-teori yang lebih canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputihibri meliputihibridisas disasii orbital orbital dan resonans, resonans, dan meto metode de orbi orbita tall mole moleku kull komb kombin inas asii line linear ar orbi orbita tall atom (Bahasa (Bahasa Inggris: Inggris: Linea ) yang ang Linearr combin combinati ation on of atomic atomic orbita orbitals ls molecu molecular lar orbita orbitall method method meliputi teori medan ligan. Elektrostatika digunakan untuk menjelaskan polaritas ikatan dan efekefeknya 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 afin afinit itas as
kimi kimiaa.
Pada
tahun
1704, Isaac
"Query 31" buku Opticksnya dengan Newton mengga menggaris risbes besark arkan an teori teori ikatan ikatan atomnya atomnya pada pada "Query
mengatakan atom-atom disatukan satu sama lain oleh "gaya "gaya"" tertentu. Pada Pada tahun tahun 1819, 1819, setela setelahh penemu penemuan an 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, Frankland, F.A. Kekule, A.S. .S.
Coupe ouperr,
A.M.
Butl Butler eroov,
dan dan Herm Herman annn
Kolb Kolbee,
beranjak
pada teor teorii
radi radika kal, l,
mengembangkan teori valensi yang pada awalnya awalnya disebut disebut "kekuatan "kekuatan penggabung". 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. berpasangan. Konsep ini mengatakan dua atom dapat berkongsi satu sampai enam elektron, membentuk ikatan membentuk ikatan elektron tunggal, tunggal, ikatan tunggal, tunggal, ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap tiga. 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 Heitler and Fritz London. London. Metode Heitler-London menjadi dasar dari teori ikatan valensi. Pada tahun 1929, metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom(Bahasa atom(Bahasa Inggris: linear combination of atomic orbitals molecular ), disingkat LCAO, diperkenalkan oleh Sir John Lennard-Jonesyang Lennard-Jonesyang bertujuan orbital method ), menurunkan struktur elektronik dari molekul F2 (fluorin) fluorin) dan O2 (oksigen) oksigen) berdasarkan prinsip prinsip dasar kuantum. kuantu m. Teor iorbital iorbital molekul ini mewakilkan ikatan kovalen sebagai orbital yang dibentuk oleh orbital-orbital atom mekanika kuantum Schrödinger yang Schrödinger yang telah dihipotesiskan untuk atom berelektro berelektronn tunggal. tunggal. Persamaan ikatan elektron elektron pada multielektr multielektron on tidak dapat diselesaikan secara analitik, namun dapat dilakukan pendekatan yang memberikan hasil dan prediksi prediksi yang secara kualitatif kualitatif cukup baik. Kebanyakan Kebanyakan perhitungan perhitungan kuantitatif kuantitatif padakimia kuantum modern modern menggunaka menggunakann baik teori ikatan ikatan valensi valensi maupun maupun teori orbital molekul sebagai titik titik awal, awal, walaup walaupun un pendek pendekata atann ketiga ketiga,,teori teori fungsi fungsiona onall rapata rapatann (Bahasa (Bahasa Inggris: 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 dihidrogen.Berb .Berbeda eda dengan dengan perhitung perhitungan-per an-perhitung hitungan an sebelumny sebelumnyaa yang hanya hanya menggunaka menggunakann
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 diatur,, mereka mereka mendap mendapatk atkan an hasil hasil yang yang sangat sangat mendek mendekati ati hasil hasil yang yang didapa didapatka tkann secara secara eksperimen dalam hal energi disosiasi. Perluasan selanjutnya menggunakan 54 parameter dan memberikan hasil yang sangat sesuai denganhasil eksperimen. Perhitungan ini meyakinkan komuni komunitas tas sains sains bahwa bahwa teori teori kuantum kuantum dapat dapat member memberika ikann hasil hasil yang yang sesuai sesuai dengan dengan hasil hasil eksper eksperime imen. n. Namun Namun pende pendekat katan an ini tidak tidak dapat dapat member memberika ikann gambar gambaran an fisik fisik sepert sepertii yang yang terdap terdapat at pada pada teori teori ikatan ikatan valens valensii dan teori orbita orbitall moleku molekul. l. Selain Selain itu, itu, ia juga juga sangat sangat sulit 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 ikatan kimia kimia terben terbentuk tuk ketika ketika dua valensi elektron bekerja dan menjaga dua inti atom bersama bersama oleh karena karena efek penurunan penurunan energi energi sistem. Pada tahun 1931, beranjak 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, ini, berdas berdasark arkan an hasil hasil kerja kerja Lewis Lewis dan teori teori valens valensii ikatan ikatan Heitle Heitlerr dan London London,, dia mewakilkan enam aturan pada ikatan elektron berpasangan: 1. Ikatan Ikatan elektron elektron berpasanga berpasangann terbentuk terbentuk melalui melalui interaksi interaksi elektron elektron tak-berpas tak-berpasangan angan pada
masing-masing atom. 2. Spin-spin elektron haruslah saling berlawanan. 3. Seketika dipasangkan, dua elektron tidak bisa berpartisipasi lagi pada ikatan lainnya. lainn ya. 4. Pertukaran elektron pada ikatan hanya melibatkan satu persamaan gelombang untuk setiap
atom. 5. Elektron-ele Elektron-elektron ktron yang tersedia tersedia pada aras energi energi yang paling rendah rendah akan membentuk membentuk
ikatan-ikatan yang paling kuat. 6. Dari Dari dua orbita orbitall pada pada sebuah sebuah atom, atom, salah salah satu satu yang yang dapat dapat bertum bertumpan pangg tindih tindih paling 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 menjadi apa yang banyak banyak orang sebut sebut sebag sebagai ai "kitab "kitab suci" suci" kimia kimia modern modern.. Buku Buku ini memban membantu tu kimiaw kimiawan an eksper eksperime imenta ntall untuk untuk memaham memahamii dampak dampak teori teori kuantum kuantum pada pada kimia. kimia. Namun Namun,, edisi edisi 1959 1959 selanj selanjutny utnyaa gagal gagal untuk 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 orbital molekul molekul (Bahasa (Bahasa Inggris: Inggris: Molecu disingkat kat MO, MO, menggu menggunak nakan an Molecular lar orbita orbitall tehory tehory), dising kombinasi linear orbital-orbital linear orbital-orbital atom untuk membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh seluruh molekul. molekul. Semuanya Semuanya ini seringkali seringkali dibagi menjadi menjadi orbital orbital ikat,orbital ikat, orbital antiikat, 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), atom), dan diasosiasikan secara keseluruhan pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan mele mahkan kekuatan ikatan.
Perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul Pada Pada bebera beberapa pa bidang bidang,, teori teori ikatan ikatan valens valensii lebih lebih baik baik daripa daripada da teori teori orbita orbitall molek molekul. ul. Ketika 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 me mprediksikan 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, Hund, Robert Mulliken, Mulliken, dan Gerhard Herzbergmenunjukkan Herzbergmenunjukkan 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 yang sangat sangat krusia krusiall dalam dalam hibrid hibridisa isasi si ikatan ikatan yang yang diajuk diajukan an oleh oleh Paulin Pauling. g. Logam kompleks dan senyawa yangkura yangkurang ng elektron elektron (seperti diborana) diborana) dijelaskan dengan sangat baik oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah dibuat. Pada Pada tahun tahun 1930, 1930, dua metod metodee ini saling saling bersai bersaing ng sampai sampai disada disadari ri bahwa bahwa keduany keduanyaa hanyala hanyalahh 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 orbital atom, kita mendapatkan mendapatkan apa yang disebut sebagai sebagai fungsi fungsi gelombang gelombang interaksi interaksi konfigurasi konfigurasi pen penuh uh.. Jika Jika kita kita menga mengamb mbil il desk deskri rips psii orbi orbital tal mole moleku kull sede sederh rhan anaa pada pada kead keadaa aann dasa dasarr dan dan mengkom mengkombin binasi asikan kan fungs fungsii terseb tersebut ut dengan dengan fungs fungsi-f i-fung ungsi si yang yang mendes mendeskri kripsi psikan kan keselu keseluruh ruhan an 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 kuantum biasanya dimulai dari (namun pada akhirnya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pende pendekat katan an ikatan ikatan valens valensi. i. Ini bukanl bukanlah ah karena karena pendek pendekata atann orbital orbital moleku molekull lebih lebih akurat akurat dari 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), 2dimensi yang disingkat (CH3 –CH –CH2 –OH), –OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron elektron bukan-ikat bukan-ikatan an (dengan (dengan pendekatan pendekatan arah yang digambarkan digambarkan secara secara 2-dimensi) 2-dimensi) juga ditandai. ditandai. Bebe Bebera rapa pa kimi kimiaw awan an juga juga mena menand ndai ai orbi orbita tall-or orbi bita tall atom atom,, seba sebaga gaii cont contoh oh anio anionn eten etenaa−4 yang dihipotesiskan (\/C=C/\ −4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan. 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 H — Hidrogen — Hidrogen
Panjang Energi (pm) (kJ/mol)
H–H
74
43 4 36
H–C
109
41 413
H–N H–O
101 96
39 391 36 3 66
H–F
92
56 568
H–Cl H–Br
127 141
432 366
C–H
109
41 413
C–C
154
34 348
C=C C≡C
134 120
61 614 83 839
C–N
147
30 308
C–O
143
36 360
C–F
135
48 488
C–Cl
177
330
C–Br C–I
194 214
288 216
C–S
182
27 272
N–H
101
391
N–C
147
308
N–N N≡N
145 110
170 945
O–H
96
36 3 66
O–C
143
36 360
O–O O=O
148 121
14 145 49 498
F–H
92
56 568
F–F
142
15 158
F–C
135
48 488
Cl–H Cl–C
127 177
432 330
Cl–Cl
199
243
Br–H Br–C
141 194
366 288
Br–Br
228
193
C — Karbon — Karbon
N — Nitrogen — Nitrogen
O — Oksigen — Oksigen
F, Cl, Br, I — Halogen — Halogen
I–H
161
29 298
I–C
214
216
I–I
267
151
182
27 272
S — Belerang — Belerang
C–S Ikat Ikatan an-i -ika kata tann
beri beriku kutt
adal adalah ah
ikat ikatan an intramolekul yang ang
mengi engika katt
atom atom-a -ato tom m
bers bersam amaa
menjadimolekul. menjadimolekul. Dalam Dalam pandan pandangan gan yang yang sederh sederhana ana dan terlok terlokalis alisasi asikan kan,, jumlah jumlah elektr elektron on yang yang berpartisipasi dalam suatu ikatan biasanya merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Jumlah yang berangka berangka genap umumnya umumnya dijumpai dijumpai karena karena elektron elektron akan memiliki keadaan energi yang lebih rendah rendah jika jika berpas berpasang angan. an. Teori-t eori-teor eorii ikatan ikatan yang yang lebih lebih canggi canggihh menunj menunjukk ukkan an bahwa bahwakekuatan kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang ang
terlibat
dalam
sebuah
ikatan.
Sebagai
contohnya nya,
karbon-karbon
dalam
senyawa benzena senyawa benzena dihu dihubu bung ngka kann satu satu sam sama lain lain oleh oleh ikat ikatan an 1.5 1.5 dan dan dua dua atom atom dala dalam m nitrogen monoksida NO monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga empat juga diketahui dengan baik. baik. Jenis-jenis Jenis-jenis ikatan kuat bergantung bergantung pada perbedaan perbedaanelektronegativitas elektronegativitas dan distribusi distribusi orbital orbital elektr elektron on yang yang tertar tertarik ik pada pada suatu suatu atom atom yang yang terlib terlibat at dalam dalam ikatan ikatan.. Semak Semakin in besar besar perbed perbedaan aan elektronega elektronegativita tivitasnya snya,, semakin semakin besar besar elektron-e elektron-elektro lektronn tersebut tersebut tertarik tertarik pada atom yang berikat berikat dan semakin semakin bersifat bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektroneg elektronegativit ativitasnya asnya,, semakin semakin bersifat kovalen ikatan tersebut. Ikatan kovalen
Ikatan Ikatan kovale kovalenn adalah adalah ikatan ikatan yang yang umumny umumnyaa sering sering dijumpa dijumpai, i, yaitu yaitu ikatan ikatan yang yang perbed perbedaan aan 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 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 Ikatan ion merup merupaka akann sejeni sejeniss intera interaksi ksi elektr elektrost ostatik atik antara antara dua atom yang yang memili memiliki ki perbed perbedaan aan 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. Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar antara -3 e sampai dengan +3e. +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 ber berke kemb mban anggnya nya
teo teori
orbit rbitaal
molek olekuul.
Conto ontohh
ikat ikatan an
kov kovalen alen
koo koordin rdinat at
ter terjadi jadi
pada nitron danammonia danammonia 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, 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 elektron yang menghubung menghubungkan kan atom boron satu sama lainnya 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 padamolekul padamolekul hipervalen. hipervalen.
Ikatan tiga elektron dan satu elektron ele ktron
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 kasusdilitium kasusdilitium.. Ikatan dilitium satu elektron, Li2+, lebih kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini dapat dijelaskan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam. 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. paramagnetiknya. Molekul-molekul dengan ikatan elektron gasal biasanya sangat reaktif. Ikatan jenis ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang sama. sama.[5] Ikatan aromatik
Pada kebanyakan kebanyakan kasus, kasus, lokasi lokasi elektron elektron tidak dapat ditandai ditandai dengan dengan menggunak menggunakan an garis (menandai (menandai dua elektron) ataupun titik (menandai elektron tungga). Ikatan aromatik yang 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 tersebut adalah identik. identik. Ikatan-ikatan Ikatan-ikatan ini dapat pula ditulis sebagai ikatan tunggal dan rangkap 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 menyebabka menyebabkann molekul molekul saling saling menarik menarik atau menolak satu sama lainnya. lainnya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik sebuah zat (seperti pada titik leleh). leleh). Dipol permanen ke dipol permanen
Perbedaan elektronegativitas yang bersar antara dua atom yang berikatan dengan kuat menyebabka menyebabkann 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 elektr elektron on dan mirip mirip dengan dengan ikatan ikatan tiga-pusat tiga-pusat dua-elektr dua-elektron on seperti seperti pada diborana. Ikatan hidrogen hidrogen menjelaskan titik didih zat cair yang relatif tinggi seperti air, ammon. a, dan hidrogen fluorida fluorida jika dibandingkan dibandingkan dengan senyawa-seny senyawa-senyawa awa yang lebih berat lainnya lainnya pada kolom tabel periodik yang 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, helium, pada satu titik waktu, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu mutan 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 yang terlib terlibat at dapat dapat dipaham dipahamii menggu menggunak nakan an konsep konsep bilan bilangan gan oksidasi. oksidasi. Senya Senyawa wa lain lain yang yang mempunyai struktur ion dapat dipahami dengan menggunakan teori-teori fisika klasik . Pada kasus ikatan ion, 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 (malaran) isotropik . Sebaliknya Sebaliknya pada ikatan ikatan kovalen, kovalen, rapata rapatann elektr elektron on pada pada sebua sebuahh ikatan ikatan tidak tidak ditand ditandai ai pada pada atom atom indivi individua dual, l, namun namun terdel terdeloka okalis lisasi asikan kan pada pada MO di antara antara atom-a atom-atom tom.. Teori eori kombinasi 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 memiliki sifat-sifa sifat-sifatt anisotropik, dan masing-masing memiliki nama-nama tersendiri seperti ikatan sigma dan ikatan pi. 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 dapat secara secara parsia parsiall terdel terdeloka okalis lisasi asi di antara antara atom-a atom-atom. tom. Ikatan Ikatan sejeni sejeniss ini biasany biasanyaa disebu disebutt sebagai ikatan polar kovalen. kovalen. Lihat pula elektronegativitas. elektronegativitas. Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital orbital molekul 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 rapatan elektron elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.