Ikatan kimia: Perbedaan antara revisi

'''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.<ref>{{Cite web|title=chemical bonding {{!}} Definition and Examples|url=https://www.britannica.com/science/chemical-bonding|website=Encyclopedia Britannica|language=en|access-date=2021-01-31}}</ref> Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh [[elektrodinamika kuantum]]. Dalam prakteknyapraktiknya, para kimiawan biasanya bergantung pada [[mekanika kuantum|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.<ref>{{Cite book|last=Prasad|first=Rajendra|date=2017|url=https://books.google.co.id/books?id=aiU3DgAAQBAJ&printsec=frontcover&hl=id#v=onepage&q&f=false|title=A Hand Book on Engineering Chemistry: A Text Book For Diploma Students|location=|publisher=Educration Publishing|isbn=9781618135988|pages=31|url-status=live}}</ref> Ikatan kimia menjaga [[molekul|molekul-molekul]], [[kristal]], dan [[Gas|gas-gas]] [[diatomik]] untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan [[struktur]] suatu zat.

[[Berkas:electron_dotelectron dot.svg|300px|thumbjmpl|rightka|Contoh model [[struktur lewis|titik Lewis]] yang menggambarkan ikatan kimia anataraantara [[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 dikongsidibagi dan dua atau lebih inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsidibagi.

Semua bentuk ikatan dapat dijelaskan dengan teori kuantum, namuntetapi dalam prakteknyapraktiknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkanmengizinkan 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.

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 [[Opticks]]nya dengan mengatakan [[atom|atom-atom]] disatukan satu sama lain oleh "[[gaya]]" tertentu.

[[Berkas:Lewis-bond.jpgpng|300px|center|pus]]

Pada tahun yang sama, [[Walther Kossel]] juga mengajukan sebuah teori yang mirip dengan teori Lewis, namuntetapi 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.<ref>{{cite|last=Laidler, |first=K. J. (|year=1993) |title=The World of Physical Chemistry, |publisher=Oxford University Press, p. |page=347}}</ref> 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 [[persamaan Schrödinger|Schrödinger]] yang telah dihipotesiskan untuk atom berelektron tunggal. Persamaan ikatan elektron pada multielektron tidak dapat diselesaikan secara [[analitik]], namuntetapi 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.<ref> {{cite journal

Teori [[orbital molekul]] (Bahasa Inggris: ''Molecular orbital tehory''), disingkat MO, menggunakanMenggunakan kombinasi linear [[orbital atom|orbital-orbital atom]] untuk membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkalisering kali dibagi menjadi orbital ikat, [[antiikat|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.

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). KadangkalaKadang kala, 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.

| colspan="3" | '''[[Panjang ikat]] dalam pm{{br}}dan [[energi]] ikat dalam kJ/mol.'''{{br}}<small>Panjang ikat dapat dikonversikan menjadi [[Ångström|Å]]{{br}}dengan pembagian dengan 100 (1 Å = 100 pm).</br />Data diambil dari [http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/bondel.html] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20071214215455/http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/bondel.html |date=2007-12-14 }}.<small>

=== Ikatan polar kovalen polar ===

{{Main|Ikatan polar kovalen polar}}

Ikatan polar kovalen polar 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. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namuntetapi perbedaan elektronegativitas yang lebih besar dari 2,0 bisanya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang lebih kecil dari 1,5 biasanya disebut ikatan kovalen.<ref> {{cite book

| last = Atkins

| first = Peter

| authorlink = Peter Atkins

| coauthors = Loretta Jones

| title = Chemistry: Molecules, Matter and Change

| publisher = W. H. Freeman & Co.

| date = 1997

| location = New York

| pages = 294- 295

| isbn = 0-7167-3107-X }}

=== Ikatan kovalen koordinatkoordinasi ===

{{Main|Ikatan kovalen koordinatkoordinasi}}

Ikatan kovalen koordinatkoordinasi, kadangkalakadang kala 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 koordinatkoordinasi 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 adalah sejenissebuah jenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikantarikan 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-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 seringkalisering kali 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. <ref>{{cite|last1=Weinhold, |first1=F.; |last2=Landis, |first2=C. ''|title=Valency and bonding'', |location=Cambridge, '''|year=2005'''; pp. |pages=96-100.}}</ref>

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 [[paramagnetik]]nya.<ref name="pauling">{{cite|last=Pauling, |first=L. ''|title=The Nature of the Chemical Bond''. |publisher=Cornell University Press, '''|year=1960'''.}}</ref>

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, namuntetapi hal ini kuranglah tepat mengingat ikatan rangkap dan ikatan tunggal memiliki kekuatan ikatan yang berbeda dan tidak identik.

Perbedaan [[elektronegativitas]] yang bersarbesar antara dua atom yang berikatan dengan kuat menyebabkan terbentuknya [[dipol]] (dwikutub). Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.

Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang paling lemah, namuntetapi sering dijumpai di antara semua zat-zat kimia. Misalnya atom [[helium]], pada satu titik waktu, [[awan elektron]]nya 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.

Sebaliknya pada [[ikatan kovalen]], rapatan elektron pada sebuah ikatan tidak ditandai pada atom individual, namuntetapi terdelokalisasikan pada MO di antara atom-atom. Teori [[Metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom|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]].

Oleh akrenakarena 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.