Welcome to my blog, hope you enjoy reading
RSS

Selasa, 14 Juni 2011

IKATAN KIMIA


BAB IV
IKATAN KIMIA

A.                        PENDAHULUAN
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.
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. 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.
Pada tahun 1935, H. H. James dan A. S. Coolidge melakukan perhitungan pada molekul dihidrogen. 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.

B.                       I S I

Ø     Definisi
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.

Ø     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.

Ø     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.

Ø     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.

Ø     [ edit ] Bonds in chemical formulaeObligasi di rumus kimia

The 3-dimensionality of atoms and molecules makes it difficult to use a single technique for indicating orbitals and bonds. 3-dimensi dari atom dan molekul membuat sulit untuk menggunakan teknik tunggal untuk mengindikasikan orbital dan obligasi. In molecular formulae the chemical bonds (binding orbitals) between atoms are indicated by various different methods according to the type of discussion. Pada rumus molekul , ikatan kimia (orbital mengikat) antara atom ditandai dengan berbagai metode yang berbeda sesuai dengan jenis diskusi. Sometimes, they are completely neglected. Kadang-kadang, mereka benar-benar diabaikan. For example, in organic chemistry chemists are sometimes concerned only with the functional groups of the molecule. Sebagai contoh, dalam kimia organik kimia kadang-kadang prihatin hanya dengan gugus fungsi molekul. Thus, the molecular formula of ethanol (a compound in alcoholic beverages ) may be written in a paper in conformational , 3-dimensional, full 2-dimensional (indicating every bond with no 3-dimensional directions), compressed 2-dimensional (CH 3 –CH 2 –OH), separating the functional group from another part of the molecule (C 2 H 5 OH), or by its atomic constituents (C 2 H 6 O), according to what is discussed. Jadi, rumus molekul etanol (senyawa dalam minuman beralkohol ) dapat ditulis dalam kertas di konformasi , 3-dimensi, 2-dimensi penuh (menunjukkan setiap ikatan tanpa-dimensi arah 3), kompresi 2-dimensi (CH 3 -CH 2-OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian lain dari molekul (C 2 H 5 OH), atau dengan konstituen atom (C 2 H 6 O), sesuai dengan apa yang dibahas. Sometimes, even the non-bonding valence shell electrons (with the 2-dimensional approximate directions) are marked, ie for elemental carbon . ' C ' . Kadang-kadang, bahkan-ikatan valensi elektron non shell (dengan perkiraan dimensi arah-2) ditandai, yaitu untuk karbon elemen '.' C. Some chemists may also mark the respective orbitals, ie the hypothetical ethene −4 anion ( \ / C=C / \ −4 ) indicating the possibility of bond formation. Beberapa kimiawan juga menandai orbital masing-masing, yaitu anion etena -4 hipotetis (\ / C = C / \ -4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan.

Ø     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.

v    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.

v    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.

v    Ikatan Polar Kovalen

Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya berada di antara ikatan kovalen dan ikatan ion.

v    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.

v    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

v    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.

v    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.

v    Ikatan Tiga Elektron dan Satu Elektron

I           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]

v    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.

v    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.

v    Ikatan Atarmolekul

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).

v    Dipol Prmanen ke Dpol Prmanen

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.

v    Ikatan Hdrogen

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.

v    Dipol Sketika ke Dpol Trimbas (Vn De Wals)

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.

v    Interaksi kation-pi

Interaksi kation-pi terjadi di antara muatan negatif yang terlokalisasi dari elektron-elektron pada orbital π dengan muatan positif.

Ø     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.

Ø     Keterbatasan Teori Ikatan Valensi

However, more complicated compounds such as metal complexes , or electron deficient compounds, cannot be described by valence bond theory alone, and quantum chemistry (based on quantum mechanics ) has to be used. Namun, senyawa yang lebih rumit, seperti kompleks logam , atau kekurangan elektron senyawa, tidak dapat dijelaskan oleh teori ikatan valensi sendiri, dan kimia kuantum (berdasarkan mekanika kuantum ) harus digunakan.
Linus Pauling 's book The Nature of the Chemical Bond has influenced the development of chemistry concerning bond formation as the increasingly complex theories are required. Linus Pauling buku 's Sifat Obligasi Kimia telah mempengaruhi perkembangan kimia tentang pembentukan ikatan sebagai teori semakin kompleks diperlukan.

Ø     Determination of chemical properties through chemical bonding Penentuan Sifat Kimia Melalui Ikatan Kimia

Intermolecular forces cause molecules to be attracted or repulsed by each other. gaya antarmolekul menyebabkan molekul untuk tertarik atau jijik oleh masing-masing lain. Often, these define some of the physical characteristics, such as the melting point ) of a substance. Seringkali, ini menentukan beberapa karakteristik fisik, seperti titik lebur ) suatu zat. These forces include ionic interactions, hydrogen bonds, dipole-dipole interactions, and induced dipole interactions . Kekuatan ini meliputi interaksi ionik, ikatan hidrogen, interaksi dipol-dipol, dan interaksi dipol induksi .
Penerapan teori kuantum untuk ikatan kimia melahirkan sebuah teori orbital molekul.
In this and the few following modules, we will look at some of these concepts in detail. Dalam hal ini dan beberapa modul berikut, kita akan melihat beberapa konsep-konsep ini secara rinci.

v    Lewis Dot Structures Lewis Dot Struktur

For the elements in the 2nd and 3rd periods, the number of valence electrons range from 1 to 8. Untuk elemen dalam 2 dan 3 periode, jumlah elektron valensi berkisar dari 1 sampai 8. Lewis dot structure for them are as indicated: Lewis dot struktur bagi mereka adalah seperti yang ditunjukkan:
. . . . . . . . . . . . .. .. .. ..
Li  Be  .B. Li Be. B. .C. . C. .N:   :O:  :F :  :Ne: N:: O:: F:: Ne:.
      `         `     `     `    `     `` `` `` ``` 
Using dots, Lewis made the valence electron visible. Menggunakan titik, Lewis membuat elektron valensi terlihat. The stability of noble gases is now associated with the 8 valence electrons around it. The stability of 8 valence electrons led him to conclude that all elements strive to acquire 8 electrons in the valence shell, and the chemical reaction takes place due to elements trying to get 8 electrons. This is the octet rule. For the hydrogen and helium atoms, 2 electrons instead of 8 are required. Kestabilan gas mulia sekarang dikaitkan dengan 8 elektron valensi sekitarnya,. Stabilitas 8 elektron valensi membuatnya menyimpulkan bahwa semua elemen berusaha untuk mendapatkan 8 elektron di kulit valensi dan reaksi kimia terjadi karena elemen berusaha mendapatkan 8 elektron.. Ini adalah oktet aturan Untuk atom hidrogen dan helium, 2 elektron bukannya 8 diperlukan.

For example, the octet rule applies to the following molecules:Sebagai contoh, aturan oktet berlaku untuk molekul berikut:

H : H H: H
(2 electrons) (2 elektron)
. . . .
H : O : H H: O: H
'' ''
. . . .
H : F : H: F:
'' ''
H H
. . . .
H : N : H H: N: H
' ' ''
H H
. . . .
H : C : H H: C: H
' ' ''
H H
: N ::: N : : N::: N:
. . . .     . . . .
: O :: O : : O:: O:
. . . .    . . . .
: F : F : : F: F:
. . . .           . . . .
: O :: C :: O : : O:: O: C::
To draw a Lewis dot structure , all the valence electrons are represented. Untuk menggambar struktur Lewis dot , semua elektron valensi yang diwakili. A good way is to draw a type of dot for the valence electrons of one atom different from types in another. Cara yang baik adalah untuk menarik jenis dot untuk elektron valensi satu atom yang berbeda dari jenis yang lain. To do this on the computer screen using only type fonts is difficult, but you should draw a few by hand on paper. Untuk melakukan hal ini pada layar komputer dengan menggunakan jenis font yang hanya sulit, tapi Anda harus menggambar beberapa dengan tangan di atas kertas.
When a dash is used to represent a bond, it represents a pair of electrons. Thus, in the following representations, a dash represents two electrons, bonding or lone pairs. Ketika dash yang digunakan untuk mewakili obligasi, itu mewakili sepasang elektron,. Jadi, dalam representasi berikut, dash mewakili dua elektron, ikatan atau pasangan mandiri.
 
      _       _         _ _ _ _ 
   :S=O:     :O:H       :O:H : S = O:: O: H: O: H 
    |       _ |          | - | _ | | - 
    O      :O:S:O:    :O:O:O: O: O: S: O:: O: O: O: 
              " | "      " | " "|" "|" 
             :O:H       :O:H : O: H: O: H 
              "          " "" 
 
These structures satisfy Struktur ini memuaskan
the octet rule. aturan oktet. Note Catatan
the two ways of drawing dua cara menggambar
the structures of struktur
H 2 SO 4 . H 2 SO 4.
 
 
 

v    Exceptions to the Octet RulePengecualian Aturan oktet

Elements in the 3rd and higher periods may have more than 8 valence electrons. Elemen dalam ke-3 dan periode yang lebih tinggi mungkin memiliki lebih dari 8 elektron valensi. A possible explanation for this is to say that these atoms have d-type atomic orbitals to accommodate more than 8 electrons. In the following molecules, the number of valence electrons in the central atoms are as indicated: Sebuah penjelasan yang mungkin untuk ini adalah untuk mengatakan bahwa atom ini memiliki jenis atom orbital-d untuk mengakomodasi lebih dari 8 elektron ditunjukkan. Dalam mengikuti molekul, jumlah elektron valensi di pusat atom adalah sebagai:
Molecule Molekul
SF 6 SF 6
PCl 5 PCl 5
ICl 3 ICL 3
XeF 4 XeF 4
No. of valence Jumlah valensi
electrons for elektron untuk
central atom atom pusat
12 12
10 10
10 10
12 12
     oH
    | | 
  O=S=O O = S = O 
      | | 
    OH OH 
Draw the Lewis dot structures for the above molecules, and count the number of valence electrons for the central atoms. Gambarkan struktur Lewis dot untuk molekul di atas, dan menghitung jumlah elektron valensi untuk atom pusat. For H 2 SO 4 , the S atom has 12 electrons in the structure shown on your right. Untuk H 2 SO 4, atom S memiliki 12 elektron dalam struktur ditampilkan di sebelah kanan Anda. Each dash represent a chemical bond, which has two electrons. Setiap dash merupakan ikatan kimia, yang memiliki dua elektron. There is a total of 6 bonds around the S atom, and therefore 12 electrons. Ada total 6 obligasi sekitar atom S, dan karena itu 12 elektron.
When B, Be, and some metals are the central atoms, they have less than 8 valence electrons. Ketika B, Be, dan beberapa logam merupakan atom pusat, mereka memiliki kurang dari 8 elektron valensi. The following compounds do form, but the octet rule is not satisfied. Senyawa berikut yang dibentuk, tetapi aturan oktet tidak puas. These are electron defficient molecules. Ini adalah elektron molekul defficient.
Molecule Molekul
BeCl 2 BeCl 2
BF 3 BF 3
BCl 3 Bcl 3
SnCl 2 SnCl 2
No. of valence Jumlah valensi
electrons for elektron untuk
central atom atom pusat
4 4
6 6
6 6
6 6
Another case of exception to the octet rule are molecules with odd number of valence electrons. Kasus lain pengecualian dari aturan oktet adalah molekul dengan jumlah elektron valensi ganjil. For example: Sebagai contoh:
NO NO
NO 2 NO 2
ClO 2 CLO 2
No. of valence Jumlah valensi
electrons for elektron untuk
central atom atom pusat
11 11
17 17
19 19






v    Isoelectronic Molecules and Ions Isoelektrik Molekul dan Ion

Counting the number of valence electrons often help us understand the formation of many molecules and ions. Menghitung jumlah elektron valensi sering membantu kita memahami pembentukan banyak molekul dan ion. For example, all the following molecules have the 11 valence electrons: Sebagai contoh, semua molekul berikut memiliki 11 elektron valensi:
NO NO
CO - CO -
O 2 + O 2 +
N 2 - N 2 -
The charged molecule do exist under special circumstance. Molekul dibebankan memang ada di bawah keadaan khusus.
The molecules of O 2 are paramagnetic, and thus, they have unpaired electrons. The first dot structure does not agree with this observed fact, but the second one does. Molekul O 2 adalah paramagnetik, dan dengan demikian, mereka memiliki elektron tidak berpasangan,. Yang pertama dot struktur tidak setuju dengan mengamati fakta ini tapi yang kedua tidak. However, the second one does not obey the octet rule. Namun, yang kedua tidak mematuhi aturan oktet.
. . . .   . . . .
: O :: O : : O:: O:
. .      . .
: O ::: O : : O::: O:
No unpaired Tidak tidak berpasangan
electron elektron
Violates Melanggar
octet rule aturan oktet
Later, you will learn that the molecular orbital (MO) theory provides a good explanation for the electronic configuration for O 2 . Kemudian, Anda akan belajar bahwa orbital molekul (MO) teori memberikan penjelasan yang baik bagi konfigurasi elektronik untuk O 2.

















C.   KESIMPULAN

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. 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".
Terbentuknya ikatan kovalen dapat dijelaskan dengan teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Teiri ikatan valensi berdasarkan asumsi bahwa ikatan terjadi karena tumpang tindih orbital yang dipakai bersama, sehingga orbital dan pasangan elektron yang terdapat di dalamnya menjadi milik kedua atom. Energi dan panjang ikatan bergantung pada besarnya tumpah tindih tersebut. Teori orbital molekul bertolak dari asumsi bahwa semua orbital dan elektron atom-atom yang berikatan menjadi milik bersama, sehingga terdapat orbital molekul. Teori ini dapat menjelaskan transisi elektron dalam molekul, sifat kemagnetan molekul, dan kekuatan ikatan.
Molekul kovalen ada yang polar dan ada yang tidak. Kepolaran molekul merupakan resultan kepolaran ikatan yang terdapat dalam molekul tersebut. Kepolaran ikatan adalah akibat perbedaan keelektronegatifan kedua atom yang berikatan.
Ikatan dalam rumus kimia bermacam-macam. 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 polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya berada di antara ikatan kovalen dan ikatan ion. Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik antara dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang besar. 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. 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.
Dalam ikatan tiga-pusat dua-elektron, tiga atom saling berbagi dua elektron. Ikatan sejenis ini terjadi pada senyawa yang kekurangan elektron seperti pada diborana. Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron dapat ditemukan pada spesi radikal yang memiliki jumlah elektron gasal (ganjil). Ikatan aromatik yang terjadi pada molekul yang berbentuk cincin datar menunjukkan stabilitas yang lebih. Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom.  Gaya antarmolekul menyebabkan molekul saling menarik atau menolak satu sama lainnya.



D.                         DAFTAR PUSTAKA

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar. Bandung. ITB



     



































E.  SOAL DAN JAWABAN

1.      Berapakah bilang oksidasi P dalam Na3PO4?
Jawab:
Dalam molekul Na3PO4: Bilangan oksidasi 1 atom Na = + 1
Maka untuk 3 atom Na = + 3
Bilangan oksidasi1 atom O = - 2
Maka untuk 4 atom O = - 8
Oleh karena jumlah bilangan oksidasi atom - atom dalam molekul Na3PO4 = 0, maka bilangan oksidasi P = + 5
2.      Apakah rumus molekul yang terbentuk antara Na dengan S?
Jawab:
Bilangan oksidasi 1 atom Na dalam senyawa = + 1
Bilangan oksidasi 1 atom S dalam senyawanya dapat - 2, + 4, atau + 6. Karena jumlah bilangan oksidasi atom - atom dalam molekul = 0, maka senyawa yang mungkin terjadi adalah senyawa antara dua atom Na dengan jumlah bilangan oksidasi = + 2 dan 1 atom S dengan bilangan oksidasi = - 2.
Jadi rumus molekulnya adalah: (Na+)2S2- atau Na2S.
3.      Rumus molekul apa sajakah yang terbentuk antara S dengan O?
Jawab:
S-2 dengan O-2 tidak terjadi
S+4 dengan O-2 rumus molekulnya SO2
S+6 dengan O-2 rumus molekulnya SO3
4.      Apa yang dimaksud dengan model “lautan elektron” menurut Drude dan Lorentz?
Jawab:
Maksud model “lautan elektron” adalah logam sebagai suatu Kristal terdiri dari ion-ion positif logam dan sejumlah elektron yang bergerak bebas dalam ruang antara. Elektron - elektron valensi logam tidak terikat erat, sehingga relatif bebas bergerak.


5.      Jelaskan mengapa logam besi (Fe) dapat ditempa dan diulur, sedang batu kapur (kalsium karbonat, CaCO3) tidak dapat ditempa dan diulur.
Jawab:
Logam besi (Fe) dapat ditempa dan diulur, karena atom-atom dalam struktur kristal harus berkedudukan sedemikian rupa sehingga atom - atom yang bergeser akan tetap pada kedudukan yang sama. Hal ini disebabkan mobilitas lautan elektron di antara ion - ion positif merupakan penyangga. Batu kapur (CaCO3) tidak dapat ditempa dan diulur, karena dalam kristal ionik CaCO3 bila ditekan akan terjadi pergeseran ion positif dan negatif sedemikian rupa sehingga ion positif berdekatan dengan ion positif dan ion negatif dengan ion negatif sehingga mengakibatkan terjadinya tolak-menolak dan akhirnya menjadi retak .


0 komentar:

Poskan Komentar