ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil.
penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum.
dalam praktiknya, para kimiawan biasanya bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia.
secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi.
ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama.
selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.
kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi.
pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der waals dianggap sebagai ikatan "lemah".
hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.
elektron yang mengelilingi inti atom bermuatan negatif dan proton yang terdapat dalam inti atom bermuatan positif, mengingat muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, maka dua atom yang berdekatan satu sama lainnya akan membentuk ikatan.
dalam gambaran yang paling sederhana dari ikatan non-polar atau ikatan kovalen, satu atau lebih elektron, biasanya berpasangan, ditarik menuju sebuah wilayah di antara dua inti atom.
gaya ini dapat mengatasi gaya tolak menolak antara dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom untuk tetap bersama, walaupun keduanya masih akan tetap bergetar dalam keadaan kesetimbangan.
ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau lebih inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsi.
dalam gambaran ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom lainnya, sehingga secara efektif menyebabkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom yang lain.
hal ini menyebabkan satu atom bermuatan positif dan yang lainnya bermuatan negatif secara keseluruhan.
ikatan ini dihasilkan dari atraksi elektrostatik di antara atom-atom dan atom-atom tersebut menjadi ion-ion yang bermuatan.
semua bentuk ikatan dapat dijelaskan dengan teori kuantum, namun dalam praktiknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengizinkan para kimiawan untuk memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas sebuah ikatan.
kaidah oktet (bahasa inggris: octet rule) dan teori vsepr adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut.
ada pula teori-teori yang lebih canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputi hibridisasi orbital dan resonans, dan metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (bahasa inggris: linear combination of atomic orbitals molecular orbital method) yang meliputi teori medan ligan.
elektrostatika digunakan untuk menjelaskan polaritas ikatan dan efek-efeknya terhadap zat-zat kimia.
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, jns 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:
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.
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 schrdinger 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.
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
buku teks tahun 1939 pauling: on the nature of chemical bond menjadi apa yang banyak orang sebut sebagai "kitab suci" kimia modern.
buku ini membantu kimiawan eksperimental untuk memahami dampak teori kuantum pada kimia.
namun, edisi 1959 selanjutnya gagal untuk mengalamatkan masalah yang lebih mudah dimengerti menggunakan teori orbital molekul.
dampak dari teori valensi ini berkurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang besar.
sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang lebih sulit pada program-program komputer telah hampir dipecahkan dan teori ini beranjak bangkit kembali.
teori orbital molekul
teori orbital molekul (bahasa inggris: molecular orbital tehory), disingkat mo.
dala teori ini menyebutkan bahwa interaksi yang terjadi antara atom pusat dengan ligan melibatkan interaksi elektrostatik dan interaksi kovalen.
teori ini muncul untuk menyempurnakan teori sebelumnya yaitu teori medan kristal.
pada teori medan kristal menyebutkan bawa interaksi yang terjadi antara atom pusat dengan ligan berupa ineraksi elektrostatik saja.
padahal dari fakta eksperimental ditemukan bahwa terdapat kompleks dengan ligan netral namun stabil.
dan juga melakui eksperimen resonansi spin ditemukan bahwa terdapat pemakaian bersama sepasang elektron oleh loga dan ligan.
hal ini berarti terdapat juga interaksi kovalen.
teori ini meruapakan teori paling lengkap dari teori-teori sebelumnya, namapun juga yang paling rumit.
menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom untuk membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul.
semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan.
orbital molekul hanyalah sebuah orbital schrdinger yang melibatkan beberapa inti atom.
jika orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian lebih tinggi berada di antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama.
jika elektron-elektron cenderung berada di orbital molekul yang berada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan.
elektron-elektron yang berada pada orbital bukan-ikatan cenderung berada pada orbital yang paling dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara keseluruhan pada satu inti.
elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.
perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul
pada beberapa bidang, teori ikatan valensi lebih baik daripada teori orbital molekul.
ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, h2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan heitler-london yang paling sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang lebih dekat dan representasi yang lebih akurat pada tingkah laku elektron ketika ikatan kimia terbentuk dan terputus.
sebaliknya, teori orbital molekul memprediksikan bahwa molekul hidrogen akan berdisosiasi menjadi superposisi linear dari hidrogen atom dan ion hidrogen positif dan negatif.
prediksi ini tidak sesuai dengan gambaran fisik.
hal ini secara sebagian menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom pada metode ikatan valensi berada di atas kurva yang menggunakan metode orbital molekul.
situasi ini terjadi pada semua molekul diatomik homonuklir dan tampak dengan jelas pada f2 ketika energi minimum pada kurva yang menggunakan teori orbital molekul masih lebih tinggi dari energi dua atom f.
konsep hibridisasi sangatlah berguna dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, menyebabkan teori ini masih menjadi bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik.
namun, hasil kerja friedrich hund, robert mulliken, dan gerhard herzberg menunjukkan bahwa teori orbital molekul memberikan deskripsi yang lebih tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul.
kekurangan teori ikatan valensi menjadi lebih jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya pf5) ketika molekul ini dijelaskan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh pauling.
logam kompleks dan senyawa yang kurang elektron (seperti diborana) dijelaskan dengan sangat baik oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah dibuat.
pada tahun 1930, dua metode ini saling bersaing sampai disadari bahwa keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang lebih baik.
jika kita mengambil struktur ikatan valensi yang sederhana dan menggabungkan semua struktur kovalen dan ion yang dimungkinkan pada sekelompok orbital atom, kita mendapatkan apa yang disebut sebagai fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh.
jika kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada keadaan dasar dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan keseluruhan kemungkinan keadaan tereksitasi yang menggunakan orbital tak terisi dari sekelompok orbital atom yang sama, kita juga mendapatkan fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh.
terlihatlah bahwa pendekatan orbital molekul yang sederhana terlalu menitikberatkan pada struktur ion, sedangkan pendekatan teori valensi ikatan yang sederhana terlalu sedikit menitikberatkan pada struktur ion.
dapat kita katakan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu ter-delokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.
sekarang kedua pendekatan tersebut dianggap sebagai saling memenuhi, masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan kimia.
perhitungan modern pada kimia kuantum biasanya dimulai dari (namun pada akhirnya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi.
ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul lebih akurat dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital molekul lebih memudahkan untuk diubah menjadi perhitungan numeris.
namun program-progam ikatan valensi yang lebih baik juga tersedia.
ikatan dalam rumus kimia
bentuk atom-atom dan molekul-molekul yang 3 dimensi sangatlah menyulitkan dalam menggunakan teknik tunggal yang mengindikasikan orbital-orbital dan ikatan-ikatan.
pada rumus molekul, ikatan kimia (orbital yang berikatan) diindikasikan menggunakan beberapa metode yang bebeda tergantung pada tipe diskusi.
kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan.
sebagai contoh, pada kimia organik, kimiawan biasanya hanya peduli pada gugus fungsi molekul.
oleh karena itu, rumus molekul etanol dapat ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (ch3ch2oh), 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 etena4 yang dihipotesiskan (\/c=c/\ 4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan.sehingga terjadi ikatan rangkap dua.
ikatan kuat kimia
panjang ikat dalam pmenergi ikat dalam kj/mol.
h  hidrogen
hh 74 436
hc 109 413
hn 101 391
ho 96 366
hf 92 568
hcl 127 432
hbr 141 366
c  karbon
ch 109 413
cc 154 348
c=c 134 614
cc 120 839
cn 147 308
co 143 360
cf 135 488
ccl 177 330
cbr 194 288
ci 214 216
cs 182 272
n  nitrogen
nh 101 391
nc 147 308
nn 145 170
nn 110 945
o  oksigen
oh 96 366
oc 143 360
oo 148 145
o=o 121 498
f, cl, br, i  halogen
fh 92 568
ff 142 158
fc 135 488
clh 127 432
clc 177 330
clcl 199 243
brh 141 366
brc 194 288
brbr 228 193
ih 161 298
ic 214 216
ii 267 151
s  belerang
cs 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 polar
ikatan kovalen koordinasi
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.
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.
molekul-molekul dengan ikatan elektron gasal biasanya sangat reaktif.
ikatan jenis ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang sama.
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.
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
dipol seketika ke dipol terimbas (van der waals)
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 kovalen tunggal
ikatan kovalen rangkap dua
ikatan kovalen rangkap tiga
ikatan kovalen koordinasi
ikatan kovalen polar
ikatan kovalen nonpolar
ikatan 3c-2e dan 3c-4e
w. locke (1997).
introduction to molecular orbital theory.
retrieved may 18, 2005.
carl r. nave (2005).
retrieved may 18, 2005.
linus pauling and the nature of the chemical bond: a documentary history.
retrieved february 29, 2008.