ALKUNA

Alkuna

ALKENA

Alkena

Alkena dalam kimia organik adalah hidrokarbon tak jenuh dengan sebuah ikatan rangkap dua antara atom karbon. Rumus umumnya adalah C_nH_2n. Alkena yang paling sederhana adalah etena (C₂H₄).

Tata nama

Seluruh alkena memiliki nama yang diakhiri -ena. Pada dasarnya, nama alkena diambil dari nama alkana dengan menggantikan akhiran -ana dengan -ena. C₂H₆ adalah alkana bernama etana sehingga C₂H₄ diberi nama etena.

Pada alkena yang memiliki kemungkinan ikatan rangkap di beberapa tempat, digunakan penomoran dimulai dari ujung yang terdekat dengan ikatan tersebut sehingga atom karbon pada ikatan rangkap bernomor sekecil mungkin untuk membedakan isomernya. Contohnya adalah 1-heksena dan 2-heksena. Penamaan cabang sama dengan alkana.

Alkena tergolong hidrokarbon tidak jenuh yang mengandung satu ikatan rangkap dua antara dua atom C yang berurutan. Jadi rumus umumnya mempunyai 2 atom H lebih sedikit dari alkana karena itu rumus umumnya menjadi C_nH_2n+2-2H = C_nH_2n. Kekurangan jumlah atom H pada alkena dibandingkan dengan jumlah atom H pada alkana dapat dijelaskan sebagai berikut. Perhatikan untuk n = 2, pada alkana adalah C₂H₆ sedang pada alkena adalah C₂H₄, bagaimana dapat digambarkan rumus strukturnya? Perhatikan contoh berikut!

HHHH
||||
H - C - C - H berubah menjadi H - C = C - H
||
HH

Kedua atom H di bawah harus dibebaskan supaya elektron-elektron atom C yang tadinya dipakai untuk membentuk ikatan kovalen dengan atom H dapat dialihkan untuk membentuk ikatan kovalen dengan sesama atom karbon. Alkena mengandung satu ikatan rangkap dua antara dua atom C, maka suku pertama alkena harus mengandung dua atom C. Jadi n = 2, dan beberapa suku lain dapat Anda lihat pada tabel berikut ini.

Lima suku pertama alkena

Suku ke	n	rumus struktur	nama
1 2 3 4 5	2 3 4 5 6	CH2 = CH2 CH2 = CH - CH3 CH2 = CH - CH2 - CH3 CH2 = CH - CH2 - CH2 - CH3 CH2 = CH - CH2 - CH2 -CH2 - CH3	etena propena 1-butena 1-pentena 1-heksena

Nama alkena berbeda dengan alkana hanya pada bagian belakang, jadi bagian yang menunjuk pada jumlah tidak berubah. Bagaimana memberi nama alkena yang bercabang? Secara garis, besar tidak berbeda dengan cara memberi nama alkana yang bercabang, tetapi pada penentuan rantai induk yang terpanjang harus rantai yang mengandung ikatan rangkap. Jadi ikatan rangkapnya diutamakan dengan nomor terkecil. Sebagai contoh lihatlah rumus struktur berikut ini.

HHHH
||||
¹C = C² - C³ - C⁴ - H      3-metil-1-butena (bukan 2-metil-3-butena)
|||
HCH₃H

Pada alkana tidak ada bagian dari rumus strukturnya yang mempunyai ciri khas, sebaliknya pada alkena ada bagian dari rumus strukturnya yang mengandung satu ikatan rangkap dua. Bagian ini (-C=C-) disebut gugus fungsional.
Suku alkena yang banya dikenal adalah etena (etilena) dan propena (propilena) yang merupakan bahan dasar untuk membuat plastik polietena (politena) dan polipropilen.

Reaksi Alkena dengan Hidrogen Halida

Halaman ini membahas mengenai reaksi antara ikatan karbon-karbon rangkap (C=C) pada senyawa-senyawa alkena seperti etena dengan halida-halida hidrogen seperti hidrogen klorida dan hidrogen bromida.

Alkena-alkena simetris (seperti etena atau but-2-ena) akan dibahas pertama kali. Alkena-alkena ini memiliki gugus-gugus identik yang terikat pada masing-masing ujung ikatan C=C. Untuk alkena-alkena yang tidak simetris seperti propena, reaksi yang terjadi sedikit lebih rumit, sehingga akan dibahas pada bagian terpisah selanjutnya.

Adisi pada alkena-alkena simetris

Fakta-fakta

Semua alkena mengalami reaksi adisi dengan halida-halida hidrogen. Sebuah atom hidrogen terikat pada salah satu atom karbon yang pada awalnya berikatan rangkap, dan sebuah atom halogen terikat pada atom karbon lainnya.

Sebagai contoh, dengan etena dan hidrogen klorida, akan terbentuk kloroetana:

But-2-ena dengan hidrogen klorida akan menghasilkan 2-klorobutana:

Apa yang akan terjadi jika hidrogen diadisi ke atom karbon pada ujung sebelah kanan ikatan rangkap, dan klorin diadisi ke atom karbon pada ujung sebelah kiri? Hasil reaksi yang terbentuk masih sama, yaitu 2-klorobutana.

Klorin akan terikat pada atom karbon setelah ujung rantai – molekul hanya terputar dimana hidrogen dan klorin menempati ujung yang berlainan.

Ada perbedaan untuk alkena yang tidak simetris – itulah sebabnya alkena yang tidak simetris ini akan dibahas secara terpisah.

Kondisi-kondisi

Senyawa-senyawa alkena bereaksi dengan hidrogen halida yang berwujud gas pada suhu kamar. Jika alkena juga merupakan sebuah gas, maka kedua gas tersebut bisa bercampur. Jika alkena berwujud cair, maka hidrogen halida bisa digelembungkan melalui alkena yang berwujud cair tersebut.

Senyawa-senyawa alkena juga akan bereaksi dengan larutan-larutan gas yang pekat dalam air. Larutan hidrogen klorida dalam air adalah asam hidroklorat. Larutan hidrogen bromida dalam air adalah asam hidrobromat – dan seterusnya.

Akan tetapi, reaksi-reaksi ini sedikit rumit. Air juga akan terlibat dalam reaksi dan hasil reaksi adalah campuran dari beberapa produk.

Laju reaksi

Variasi laju reaksi sesuai jenis halogen

Laju raksi akan meningkat sesuai dengan urutan HF – HCl – HBr – HI. Hidrogen fluoride bereaksi jauh lebih lambat dibanding HF, HBr dan HI, dan biasanya diabaikan ketika kita membahas tentang reaksi-reaksi ini.

Apabila halida-halida hidrogen bereaksi dengan senyawa-senyawa alkena, maka ikatan hidrogen-halogen harus terputus. Kekuatan ikatan akan menurun semakin ke bawah mulai dari HF sampai HI, dan ikatan hidrogen-fluorine cukup kuat. Karena ikatan antara hidrogen dan fluorine sulit diputus, maka adisi HF akan berlangsung lambat.

Variasi laju reaksi sesuai jenis alkena

Variasi ini berlaku baik bagi alkena tak-simetris maupun alkena simetris. Untuk memudahkan, berikut ini hanya diberikan contoh-contoh dari alkena simetris.

Laju reaksi meningkat seiring dengan bertambah kompleksnya molekul alkena, yakni bertambah besar dalam arti jumlah gugus alkil (seperti gugus metil) yang terikat pada atom karbon di kedua ujung ikatan rangkap.

Sebagai contoh:

Ada dua penjelasan untuk meningkatnya kereaktifan pada gambar di atas – kedua penjelasan ini memerlukan pengetahuan tentang mekanisme reaksi.

Alkena bereaksi karena elektron-elektron dalam ikatan pi menarik sesuatu yang memiliki muatan positif. Apapun yang dapat meningkatkan kepadatan elektron di sekitar ikatan rangkap akan membantu daya tarik elektron-elektron dalam ikatan pi tersebut.

Gugus-gugus alkil memiliki kecenderungan untuk "menekan" elektron-elektron agar menjauh darinya menuju ke ikatan rangkap. Semakin banyak gugus alkil, semakin negatif daerah di sekitar ikatan-ikatan rangkap tersebut.

Semakin bermuatan negatif daerah di sekitar ikatan rangkap, maka semakin kuat daya tariknya terhadap molekul-molekul seperti hidrogen klorida.

Meski demikian, alasan yang lebih penting tentang meningkatnya kereaktifan terletak pada kestabilan ion intermediet yang terbentuk selama reaksi berlangsung. Ketiga contoh yang diberikan pada gambar di atas menghasilkan ion-ion karbonium berikut (ion intermediet) pada tahap pertengahan reaksi:

Kestabilan ion-ion intermediet ini mempengaruhi energi aktivasi reaksi. Semakin kompleks alkena, energi aktivasi reaksi semakin berkurang. Ini berarti bahwa reaksi akan berlangsung lebih cepat.

Adisi pada alkena-alkena tidak simetris

Fakta-fakta

Dari segi kondisi-kondisi reaksi dan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi, tidak ada perbedaan antara alkena tak-simetris dengan alkena simetris yang telah dijelaskan di atas. Yang menjadi permasalahan pada alkena-alkena tidak simetris adalah orientasi adisi – dengan kata lain, atom karbon mana dari ikatan rangkap yang dimasuki oleh hidrogen dan halogen.

Orientasi adisi

Jika HCl diadisi pada alkena tidak simetris seperti propena, ada dua kemungkinan cara adisi yang bisa terjadi. Akan tetapi, biasaya hanya terdapat satu produk utama.

Ini sejalan dengan Kaidah Markovnikov yang mengatakan bahwa:

Apabila sebuah senyawa HX diadisi pada sebuah alkena tidak simetris, maka hidrogen akan terikat pada atom karbon yang sebelumnya memiliki paling banyak atom hidrogen.

Dalam hal ini, hidrogen terikat pada gugus CH₂, karena gugus CH₂ memiliki lebih banyak hidrogen dibanding gugus CH.

Perlu diperhatikan bahwa hanya hidrogen yang terikat langsung pada atom karbon ikatan rangkap yang dihitung. Hidrogen yang terdapat pada gugus CH₃ tidak dianggap.

Pengecualian untuk hidrogen bromida

Berbeda dengan halida-halida hidrogen yang lain, hidrogen bromida bisa diadisi ke sebuah ikatan karbon-karbon rangkap baik pada ujung yang satu maupun pada ujung yang lain – tergantung pada kondisi-kondisi reaksi.

Adisi hidrogen bromida murni pada alkena murni

Apabila hidrogen bromida dan alkena sama-sama murni, hidrogen bromida akan masuk ke karbon ikatan rangkap menurut Kaidah Markovnikov. Sebagai contoh, dengan propena akan diperoleh 2-bromopropana.

Halida-halida hidrogen yang lain mengalami adisi dengan propena persis sama seperti mekanisme di atas.

Adisi hidrogen bromida yang mengandung peroksida organik pada alkena yang mengandung peroksida yang sama

Oksigen dari udara cenderung bereaksi lambat dengan alkena menghasilkan beberapa peroksida organik, sehingga dengan sendirinya akan terdapat beberapa peroksida organik dalam alkena. Dengan demikian, reaksi dengan oksigen ini adalah reaksi yang cenderung terjadi sebelum semua udara dikeluarkan dari sistem.

Apabila hidrogen bromida dan alkena sama-sama mengandung peroksida organik dalam jumlah kecil, maka reaksi adisi berlangsung dengan cara berbeda dan dihasilkan 1-bromopropana:

Reaksi ini terkadang disebut sebagai adisi anti-Markovnikov atau efek peroksida.

Peroksida-peroksida organik adalah sumber radikal bebas yang sangat potensial. Dengan adanya peroksida organik, hidrogen bromida akan bereaksi dengan alkena menggunakan mekanisme yang berbeda (lebih cepat). Karena berbagai faktor, reaksi ini tidak terjadi pada halida-halida hidrogen yang lain.

Reaksi ini juga bisa terjadi dengan mekanisme ini jika terdapat sinar ultraviolet dengan panjang gelombang yang tepat untuk memutus ikatan hidrogen-bromida menjadi hidrogen dan radikal bebas bromin.

Sejarah Kimia Dan IKatan Kimia

I

stilah Bahasa Inggris "covalence" pertama kali digunakan pada tahun 1919 oleh Irving Langmuir di dalam artikel Journal of American Chemical Society yang berjudul The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules

“

we shall denote by the term covalence the number of pairs of electrons which a given atom shares with its neighbors.

”

Gagasan ikatan kovalen dapat ditilik beberapa tahun sebelum 1920 oleh Gilbert N. Lewis yang pada tahun 1916 menjelaskan pembagian pasangan elektron di antara atom-atom. Dia memperkenalkan struktur Lewis atau notasi titik elektron atau struktur titik Lewis yang menggunakan titik-titik di sekitar simbol atom untuk mewakili elektron valensi terluar atom. Pasangan elektron yang berada di antara atom-atom mewakili ikatan kovalen. Pasangan berganda mewakili ikatan berganda, seperti ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap tiga. Terdapat pula bentuk alternatif lainnya di mana ikatan diwakili sebuah garis.

Konsep awal ikatan kovalen berawal dari gambar molekul metana sejenis ini. Ikatan kovalen tampak jelas pada struktur Lewis, mengindikasikan pembagian elektron-elektron di antara atom-atom.

Ketika gagasan pembagian pasangan elektron memberikan gambaran kualitatif yang efektif akan ikatan kovalen, mekanika kuantum diperlukan untuk mengerti sifat-sifat ikatan seperti ini dan memprediksikan struktur dan sifat molekul sederhana. Walter Heitler dan Fritz London sering diberi kredit atas penjelasan mekanika kuantum pertama yang berhasil menjelaskan ikatan kimia, lebih khususnya ikatan molekul hidrogen pada tahun 1927.^[5] Hasil kerja mereka didasarkan pada model ikatan valensi yang berasumsi bahwa ikatan kimia terbentuk ketika terdapat tumpang tindih yang baik di antara orbital-orbital atom dari atom-atom yang terlibat. Orbital-orbital atom ini juga diketahui memiliki hubungan sudut spesifik satu sama lain, sehingga model ikatan valensi dapat memprediksikan sudut ikatan yang terlihat pada molekul sederhana dengan sangat baik

Sejarah kimia dan molekul

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.

Dalam kata-kata Lewis sendiri:

“

An electron may form a part of the shell of two different atoms and cannot be said to belong to either one exclusively.

”

Pada tahun yang sama, Walther Kossel juga mengajukan sebuah teori yang mirip dengan teori Lewis, namun model teorinya mengasumsikan transfer elektron yang penuh antara atom-atom. Teori ini merupakan model ikatan polar. Baik Lewis dan Kossel membangun model ikatan mereka berdasarkan kaidah Abegg (1904).

Pada tahun 1927, untuk pertama kalinya penjelasan matematika kuantum yang penuh atas ikatan kimia yang sederhana berhasil diturunkan oleh fisikawan Denmark Oyvind Burrau.^[1] Hasil kerja ini menunjukkan bahwa pendekatan kuantum terhadap ikatan kimia dapat secara mendasar dan kuantitatif tepat. Namun metode ini tidak mampu dikembangkan lebih jauh untuk menjelaskan molekul yang memiliki lebih dari satu elektron. Pendekatan yang lebih praktis namun kurang kuantitatif dikembangkan pada tahun yang sama oleh Walter Heitler and Fritz London. Metode Heitler-London menjadi dasar dari teori ikatan valensi. Pada tahun 1929, metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: linear combination of atomic orbitals molecular orbital method), disingkat LCAO, diperkenalkan oleh Sir John Lennard-Jones yang bertujuan menurunkan struktur elektronik dari molekul F₂ (fluorin) dan O₂ (oksigen) berdasarkan prinsip-prinsip dasar kuantum. Teori orbital molekul ini mewakilkan ikatan kovalen sebagai orbital yang dibentuk oleh orbital-orbital atom mekanika kuantum Schrödinger yang telah dihipotesiskan untuk atom berelektron tunggal. Persamaan ikatan elektron pada multielektron tidak dapat diselesaikan secara analitik, namun dapat dilakukan pendekatan yang memberikan hasil dan prediksi yang secara kualitatif cukup baik. Kebanyakan perhitungan kuantitatif pada kimia kuantum modern menggunakan baik teori ikatan valensi maupun teori orbital molekul sebagai titik awal, walaupun pendekatan ketiga, teori fungsional rapatan (Bahasa Inggris: density functional theory), mulai mendapatkan perhatian yang lebih akhir-akhir ini.

Pada tahun 1935, H. H. James dan A. S. Coolidge melakukan perhitungan pada molekul dihidrogen.Berbeda dengan perhitungan-perhitungan sebelumnya yang hanya menggunakan fungsi-fungsi jarak antara elektron dengan inti atom, mereka juga menggunakan fungsi yang secara eksplisit memperhitungkan jarak antara dua elektron. 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.

Tinjauan

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 diantara 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 prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan 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.

Teori ikatan valensi

Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas dasar argumen bahwa sebuah ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron bekerja dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, beranjak dari teori ini, kimawan Linus Pauling mempublikasikan jurnal ilmiah yang dianggap sebagai jurnal paling penting dalam sejarah kimia: "On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berdasarkan hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam aturan pada ikatan elektron berpasangan:

1. Ikatan elektron berpasangan terbentuk melalui interaksi elektron tak-berpasangan pada masing-masing atom.

2. Spin-spin elektron haruslah saling berlawanan.

3. Seketika dipasangkan, dua elektron tidak bisa berpartisipasi lagi pada ikatan lainnya.

4. Pertukaran elektron pada ikatan hanya melibatkan satu persamaan gelombang untuk setiap atom.

5. Elektron-elektron yang tersedia pada aras energi yang paling rendah akan membentuk ikatan-ikatan yang paling kuat.

6. Dari dua orbital pada sebuah atom, salah satu yang dapat bertumpang tindih paling banyaklah yang akan membentuk ikatan paling kuat, dan ikatan ini akan cenderung berada pada arah orbital yang terkonsentrasi.

Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi apa yang banyak orang sebut sebagai "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental untuk memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi 1959 selanjutnya gagal untuk mengalamatkan masalah yang lebih mudah dimengerti menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi ini berkurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang besar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang lebih sulit pada program-program komputer telah hampir dipecahkan dan teori ini beranjak bangkit kembali

Teori orbital molekul

Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital 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

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.

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.

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.

Ikatan kuat kimia

Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, jumlah elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan biasanya merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Jumlah yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki keadaan energi yang lebih rendah jika berpasangan. Teori-teori ikatan yang lebih canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam sebuah ikatan. Sebagai contohnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama lain oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga diketahui dengan baik. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin besar perbedaan elektronegativitasnya, semakin besar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berikat dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.

Ikatan Kovalen

ikatan kovalen, Ikatan Kovalen Rangkap, Pembentukan 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.Ikatan  kovalen  dapat  terjadi  karena  adanya  penggunaan elektron secara bersama. Apabila ikatan kovalen terjadi maka kedua  atom  yang  berikatan  tertarik  pada  pasangan  elektron  yang  sama.  Molekul hidrogen H₂ merupakan contoh pembentukan ikatan kovalen.

Pembentukan ikatan kovalen atom-atom hidogen Masing masing  atom  hidrogen  mempunyai  1  elektron  dan untuk mencapai konfigurasi oktet yang stabil seperti unsur golongan  gas mulia maka masing-masing atom hidrogen memerlukan tambahan 1 elektron. Tambahan 1 elektron untuk masing-masing atom hidrogen tidak  mungkin  didapat  dengan  proses  serah  terima  elektron  karena keelekronegatifan yang sama. Sehingga konfigurasi oktet yang stabil dpat  dicapai  dengan  pemakaian  elektron  secara  bersama.  Proses pemakaian  elektron  secara  bersama  terjadi  dengan  penyumbangan masing-masing 1 elektron ari atom hidrogen untuk menjadi pasangan elektron milik bersama. Pasangan elektron bersama ditarik oleh kedua inti atom hidrogen yang berikatan.

Pembentukan Ikatan Kovalen

Ikatan  kovalen  biasanya terjadi  antar  unsur  nonlogam  yakni antar unsur yang mempunyai keelektronegatifan relatif besar. Ikata kovalen  juga  terbentuk  karena  proses  serah  terima  elektron  tidak mungkin   terjadi.   Hidrogen   klorida   merupakan   contoh   lazim pembentukan  ikatan  kovalen  dari  atom  hidrogen  dan  atom  klorin. Hidrogen   dan   klorin  merupakan   unsur   nonlogam   dengan  harga keelektronegatifan  masing-masing  2,1  dan  3,0.  Konfigurasi  elektron atom hidrogen dan atom klorin adalah

H          : 1

Cl         : 2        8   7

Berdasarkan aturan oktet yang telah diketahui maka atom hidrogen kekurangan 1 elektron dan atom klorin memerlukan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi stabil golongan gas mulia. Apabila dilihat dari segi keelektronegatifan, klorin mempunyai harga. Gambar di samping adalah pembentukan HCl,keelektronegatifan yang  lebih  besar  dari  hidrogen  tetapi  hal  ini  tidak  serta  merta membuat klorin mampu menarik elektron hidrogen karena hidrogen juga   mempunyai   harga keelektronegatifan   yang   tidak   kecil. Konfigurasi   stabil   dapat   tercapai   dengan   pemakaian   elektron bersama.    Atom hidrogen dan atom klorin    masing-masing menyumbangkan satu elektron untuk membentuk pasangan elektron milik bersama.

Ikatan Kovalen Rangkap dan Rangkap Tiga

Dua  atom  dapat  berpasangan  dengan  mengguna-kan  satu pasang, dua pasang atau tiga pasang elektron yang tergantung pada jenis unsur yang berikatan. Ikatan dengan sepasang elektron disebut ikatan  tunggal  sedangkan  ikatan  yang  menggu-nakan  dua  pasang elektron  disebut  ikatan  rangkap  dan  ikatan  dengan  tiga  pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga. Ikatan rangkap misalnya dapat dijumpai pada molekul oksigen (O₂) dan molekul karbondiksida (CO₂) sedangkan ikaran rangkap tiga misalnya dapat dilihat untuk molekul nitrogen (N₂) dan etuna (C₂H₂).

Ikatan Aturan Oktet, Elektron

 Teori Lewis dan Kossel unsur yang paling stabil adalah unsur yang termasuk dalam golongan gas mulia. Semua unsur gas mulia di alam ditemukan dalam bentuk gas monoatomik dan tidak ditemukan bersenyawa di alam. Kestabilan unsur gas mulia berkaitan dengan konfigurasi elektron yang menyusunnya seperti yang dikemukakan oleh Gibert Newton ewis dan Albrecht Kossel. Dilihat dari konfigurasi elektronnya, unsur-unsur gas mulia mempunyai konfigurasi penuh yaitu konfigurasi oktet yang berarti mempunyai delapan elektron pada kulit terluar kecuali untuk unsur helium yang mempunyai konfigurasi duplet(duaelektronpadakulitterluarnya)Aturan oktet merupakan kecenderungan unsur-unsur untuk menjadikan konfigurasi elektron-nya sama seperti unsur gas mulia. Konfigurasi oktet dapat dicapai oleh unsur lain selain unsur golongan gas mulia dengan pembentukan ikatan. Konfigurasi oktet dapat pula dicapai dengan serah-terima atau pemasangan elektron. Serah terima elektron menghasilkan ikatan ion sedangkan ikatan kovalen dihasilkan apabila terjadi pemasangan elektron untuk mencapai konfigurasioktet Susunan Bilangan KuantumReaksi natrium dengan klorin membentuk natrium klorida merupakancontoh pencapaian konfigurasi oktet dengan cara serah-terima elektron.

10Ne : 2 811Na : 2 8 1, pelepasan 1 elektron akan menjadikankonfigurasi menyeru-pai unsur gas mulia neon17Cl : 2 8 7, penerimaan 1 elektron menjadikankonfigurasi menyerupaiunsur gas mulia argon18Ar : 2 8 8Proses pembentukan NaClTeori Lewis dan KosselGibert Newton Lewis dan Albrecht Kossel pada tahun 1916 mengemukakan teori tentang peranan elektron dalam pembentukan ikatan kimia..
Elektron pada kulit terluar (elektron valensi) berperan penting dalam pembentukan ikatan kimia  Ion positif dan ion negatif membentuk ikatan kimia yang disebut ikatan ionik. Pembentukan ikatan kimia dapat juga terjadi denga pemakaian elektron ikatan secara bersama yang dikenal dengan ikatan kovalen Pembentukan ikatan ionik dan ikatan kovalen bertujuan untuk mencapai konfigurasistabil golongan gas muliaLambang Lewis
Lambang Lewis merupakan lambang atom yang dikelilingi oleh sejumlah titik yang menyatakan elektron. Lambang Lewis untuk unsur golongan utama dapat disusun dengan mengikuti tahapan berikut: Banyaknya titik sesuai dengan golongan unsur Satu titik ditempatkan untuk tiap atom dengan jumlah maksimum empat titik. Titik kedua dan selanjutnya berpasangan hingga mencapai aturan oktet. Contoh lambang Lewis Ikatan Koordinasi (kovalen dativ)Ikatan kovalen terbentuk melalui dua atom yang saling membagikan (sharing) pasangan elektron. Atom berikatan satu sama lain karena pasangan elektron ditarik oleh kedua inti atom. Pada pembentukan ikatan kovalen yang sederhana, tiap atom mensuplai satu elektron pada ikatan – tetapi hal itu tidak terjadi pada kasus disini. Ikatan koordiansi (biasa juga disebut dengan ikatan kovalen dativ) adalah ikatan kovalen (penggunaan bersama pasangan elektron) yang mana kedua elektron berasal dari satu atom. Untuk memudahkan halaman ini, kita akan menggunakan istilah ikatan koordinasi ? tetapi jika kamu lebih menyukai untuk mengebutnya dengan ikatan kovalen dativ, itu bukanlah suatu masalah! Reaksi antara amonia dan hidrogen klorida  Jika kedua gas tak berwarna tersebut dicampurkan, maka akan terbentuk padatan berwarna putih seperti asap amonium klorida. Ion amonium, NH4+, terbentuk melalui transfer ion hidrogen dari hidrogen klorida ke pasangan elektron mandiri pada molekul amonia.Ketika ion amonium, NH4+, terbentuk, empat hidrogen ditarik melalui ikatan kovalen dativ, karena hanya inti hidrogen yang ditransferkan dari klor ke nitrogen. Elektron kepunyaan hidrogen tertinggal pada klor untuk membentuk ion klorida negatif. Sekali saja ion amonium terbentuk hal ini menjadikannya tidak mungkin untuk membedakan antara kovalen dativ dengan ikatan kovalen biasa. Meskipun elektron ditunjukkan secara berlainan pada diagram, pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya. Penggambaran ikatan koordinasi Pada diagram yang sederhana, ikatan koordinasi ditunjukkan oleh tanda panah. Arah panah berasal dari atom yang mendonasikan pasangan elektron mandiri menuju atom yang menerimanya.  Proses pelarutan hidrogen klorida di air untuk membuat asam hidroklorida Terjadi sesuatu hal yang mirip. Ion hidrogen (H+) ditransferkan dari klor ke salah satu pasangan elektron mandiri pada atom oksigen. on H3O+ sering kali disebut dengan ion hidroksonium, ion hidronium atau ion oksonium.  Pada pelajaran pengantar kimia, meskipun kamu berbicara tentang ion hidrogen (sebagai contoh pada asam), kamu sesungguhnaya membicarakan mengenai ion hidroksonium. Ion hidrogen secara sederhana adalah sebuah proton, dan terlalu reaktif untuk eksis dalam bentuk yang sebenarnya pada tabung reaksi. Jika kamu menuliskan ion hidrogen dengan H+(aq), "(aq)" menunjukkan molekul air yang mana ion hidrogen tertarik pada molekul air tersebut. Ketika ion hidrogen bereaksi dengan sesuatu (alkali, misalnya), secara sederhana ion hidrogen menjadi terlepas dari molekul air lagi. Catatan bahwa sekali saja ikatan koordinasi terbentuk, semua atom hidrogen yang menempel pada oksigen semuanya sepadan. Ketika ion hidrogen diuraikan kembali, ion hidrogen dapat menjadi yang tiga. Reaksi antara amonia dan boron trifluorida, BF3Jika sebelumnya kamu membaca halaman sebelumnya mengenai ikatan kovalen, kamu dapat mengingat bahwa boron trifluorida merupakan suatu senyawa yang tidak memiliki struktur gas mulia di sekeliling atom boronnya. Boron hanya mempunyai 3 pasangan elektron pada tingkat ikatannya, sedangkan boron sendiri memiliki ruangan untuk ditempati 4 pasang elektron. BF3 digambarkan sebagai molekul yang kekurangan elektron.  Pasangan elektron mandiri pada nitrogen dari molekul amonia dapat digunakan untuk menanggulangi kekurangan ini, dan senyawa yang terbentuk melibatkan ikatan koordinasi. Penggunaan garis untuk menunjukkan ikatan, hal ini dapat digambarkan dengan lebih sederhana sebagai:Diagram yang kedua menunjukkan cara lain yang dapat kamu gunakan untuk menggambarkan ikatan koordinasi. Ujung nitrogen pada ikatan menjadi positif karena pasangan elektron bergerak menjauh dari nitrogen menuju ke arah boron ? yang karena itu menjadi negatif. Kita tidak akan menggunakan metode ini lagi ? metode ini lebih membingungkan dibandingkan dengan metode yang hanya menggunakan tanda panah.
Struktur alumunium klorida Alumunium klorida menyublim (berubah dari keadaan padat menjadi gas) pada suhu sekitar 180°C. Jika senyawa ini mengandung ion maka senyawa ini akan memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena dayatarik yang kuat antara ion positif dengan ion negatif. Akibat hal ini ketika alumunium klorida menyublim pada temperatur yang relatif rendah, maka harus kovalen. Diagram titik-silang menunjukkan elektron terluar saja. AlCl3, seperti BF3, merupakan molekul yang kekurangan elektron. Keduanya mirip, karena alumunium dan boron terletak pada golongan yang sama pada tabel periodik, sama halnya juga dengan fluor dan klor.Pengukuran massa atom relatif rumus alumunium klorida menunjukkan bahwa rumus alumunium klorida dalam bentuk uap pada temperatur sublimasi bukan AlCl3, melainkan Al2Cl6. Alumuniun klorida eksis sebagai dimer (dua molekul bergabung menjadi satu). Ikatan antara dua molekul ini merupakan ikatan koordinasi, penggunaan pasangan elektron mandiri pada atom klor. Tiap-tiap atom klor memiliki tiga pasangan elektron mandiri, akan tetapi hanya dua yang penting saja yang ditunjukkan pada diagram. Energi dilepaskan ketika dua ikatan koordinasi terbentuk, dan karena itu dimer lebih stabil dibandingkan dua molekul AlCl3 yang terpisah.katan pada ion logan yang terhidrasi  Molekul air ditarik dengan kuat ke arah ion dalam larutan – molekul air berkelompok di sekeliling ion positif atau ion negatif. Pada banyak kasus, dayatarik yang terjadi sangat besar yang mana terjadi pembentukan ikatan formal, dan ini hampir selalu benar pada semua ion logam positif. Ion dengan molekul air yang tertarik dinyatakan sebagai ion terhidrasi.  Meskipun alumunium klorida kovalen, ketika alumunium klorida dilarutkan dalam air, dapat terbentuk ion. Ikatan enam molekul air pada alumunium menghasilkan sebuah ion dengan rumus kimia Al(H2O)63+. Ion ini disebut ion heksaaquoalumunium – yang diterjemahkan sebagai enam ("hexa") molekul air (“aquoâ€�) yang membungkus ion aluminium. Ikatan yang terjadi disini (dan juga ion yang sejenis yang terbentuk dari sebagian besar logam yang lain) adalah koordinasi (kovalen dativ) dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada molekul air. Aluminium adalah 1s22s22p63s23px1. Ketika terbentuk ion Al3+ alumunium kehilangan elektron pada tingkat ketiga menghasilkan 1s22s22p6. Hal tersebut berarti bahwa semua orbital tingkat-3 sekarang menjadi kosong. Alumunium mereorganisasi (hibridisasi) enam orbital (3s, tiga 3p, dan dua 3d) untuk menghasilkan enam orbital baru yang semuanya memiliki energi yang sama. Keenam orbital hibrida tersebut menerima pasangan elektron mandiri dari enam molekul air. Kamu mungkin heran kenapa alumunium memilih untuk menggunakan enam orbital dibandingkan empat atau delapan atau berapapun. Enam merupakan angka maksimal bagi molekul air yang memungkinkan untuk tepat mengelilingi ion alumunium (dan juga kebanyakan ion logan). Dengan membentuk jumlah ikatan maksimal, kondisi ini melepaskan paling banyak energi dan karena itu menjadikan paling stabil secara energetik. Hanya satu pasangan elektron mandiri yang ditunjukkan pada tiap molekul. Pasangan elektron mandiri yang lain terletak menjauh dari alumunium dan karena itu tidak terlibat dalam ikatan. Ion yang dihasilkan terlihat seperti ini:Karena pergerakan elektron mengarah ke tengah ion, muatan 3+ tidak lagi berlokasi sepenuhnya pada alumunium, tetapi sekarang melebar meliputi keseluruhan ion.Dua molekul lebihKarbon monoksida, CO Karbon monoksida dapat diperhatikan sebagai molekul yang memiliki dua ikatan kovalen biasa antara karbon dan oksigen ditambah ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom oksigen. Asam nitrat, HNO3 Pada kasus ini, satu atom oksigen dapat tertarik pada nitrogen melalui ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom nitrogen.

Pada faktanya struktur seperti ini menyesatkan karena memberikan kesan bahwa dua atom oksigen pada bagian sebelah kanan diagram bergabung ke atom nitrogen dengan cara yang berbeda. Kedua ikatan merupakan ikatan yang identik pada panjang dan kekuatannya, dan karena itu penata-ulangan elektron harus identik. Tidak ada cara untuk menunjukan hal ini dengan mengunakan gambar titik-silang. Ikatan mengalami delokalisasi

IKATAN KOVALEN POLAR

Sebelumnya telah dijelaskan, jika dua atom nonlogam yang berbeda keelektronegatifannya berikatan, maka pasangan electron ikatan akan lebih tertarik ke atom yang lebih elektronegatif. Molekul yang terbentuk dinamakn molekul senyawa kovalen polar (mempunyai kutub listrik), misalnya pada senyawa HCl terbentuk dua kutub, yaitu sebagai berikut:

ä⁺ ä^-

H – Cl   (kovalen polar)

Sebaliknya, jika yang berikatan dua atom yang mempunyai keelektronegatifan sama, maka molekul yang terbentuk merupakan molekul senyawa kovalen nonpolar; misalnya molekul O₂ (O-O).

Ukuran kepolaran senyawa bergantung pada momen dipol senyawa. Momen dipole atau momen dwikutub didefinisikan sebagai hasil perkalian muatan (q) dengan jarak (d) ke dua pusat muatan positif dan negative itu. Momen dipole merupakan besaran vector.

Contohnya senyawa HCl

+          -

ä+        ä-                     momen dipole = q x d

H         Cl

Jika senyawa kovalen mempunyai momen dipole besar berarti senyawanya sangat polar. Sebaliknya jika momen dipole nol berarti senyawanya nonpolar.

Untuk melihat kepolaran senyawa yang terdiri atas lebih dua atom (poliatom) sebelumnya dapat kita lihat apakah senyawa ini simetris atau tidak. Senyawa yang berbentuk molekul simetris mempunyai momen dipole nol, berarti senyawa nonpolar. Sebaliknya, senyawa yang berbentuk tidak simetris mempunyai momen dipole dari beberapa senyawa.

Untuk melihat kepolaran senyawa yang tediri dari dua atom (diatomic), selain mengacu pada harga momen dipole dapat pila ditentukan dari perbedaan keelektronegatifan antara dua atom tersebut. Makin besar perbedaan keelektronegatifan, makin polar senyawanya dan sebaliknya.

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. Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar antara -3 sampai dengan +3.

Ikatan kovalen kordinat

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

Berikut ini adalah perbandingan sifat fisika senyawa ion dengan senyawa kovalen.

SENYAWA ION	SENYAWA KOVALEN
Mempunyai titik leleh yang tinggi Mempunyai titik didih yang tinggi Lelehan dan larutannya dapat menghantarkan listrik Semuanya berwujud padat pada suhu kamar (25o , 1 atm)	Mempunyai titik leleh yang rendah mempunyai titik didih yang rendah Lelehannya tidak dapat menghantarkan listrik Pada suhu kamar, berwujud padat, cair dan gas

Ikatan pisang

Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikan ataupun yang mendapat rintangan sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang biasanya lebih rentan mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal lainnya.

Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

Dalam ikatan tiga-pusat dua-elektron, tiga atom saling berbagi dua elektron. Ikatan sejenis ini terjadi pada senyawa yang kekurangan elektron seperti pada diborana. Setiap ikatan mengandung sepasang elektron yang menghubungkan atom boron satu sama lainnya dalam bentuk pisang dengan sebuah proton (inti atom hidrogen) di tengah-tengah ikatan, dan berbagi elektron dengan kedua atom boron. Terdapat pula Ikatan tiga-pusat empat-elektron yang menjelaskan ikatan pada molekul hipervalen.

Ikatan tiga elektron dan satu elektron

Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron dapat ditemukan pada spesi radikal yang memiliki jumlah elektron gasal (ganjil). Contoh paling sederhana dari ikatan satu elektron dapat ditemukan pada kation molekul hidrogen H₂⁺. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li₂⁺, lebih kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li₂. Pengecualian ini dapat dijelaskan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam.

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.

Ikatan aromatik

Pada kebanyakan kasus, lokasi elektron tidak dapat ditandai dengan menggunakan garis (menandai dua elektron) ataupun titik (menandai elektron tungga). Ikatan aromatik yang terjadi pada molekul yang berbentuk cincin datar menunjukkan stabilitas yang lebih.

Pada benzena, 18 elektron ikatan mengikat 6 atom karbon bersama membentuk struktur cincin datar. "Orde" ikatan antara dua atom dapat dikatakan sebagai (18/6)/2=1,5 dan seluruh ikatan pada benzena tersebut adalah identik. Ikatan-ikatan ini dapat pula ditulis sebagai ikatan tunggal dan rangkap yang berselingan, namun hal ini kuranglah tepat mengingat ikatan rangkap dan ikatan tunggal memiliki kekuatan ikatan yang berbeda dan tidak identik.

Ikatan logam

Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Berbeda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berikat dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang menyebabkan elektron-elektron dapat bergerak bebas, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.

Unsur logam mempunyai sifat-sifat umum seperti menghantarkan panas dan listrik (konduktor), mengkilap, titik leleh dan titik didih yang tinggi, dapat ditempa, dapat membentuk aliansi dengan logam lain (logam paduan) dan tersusun dalam kristal logam. Kristal logam yang umum dikenal adalah bentuk kubus dan heksagonal.

Ikatan antara atom-atom logam dalam kristal logam disebut ikatan logam. Menurut teori awan electron yang dijelaskan oleh Drude dan Lorentz pada awal abad ke-20, kristal logam terdiri atas kumpulan ion logam bermuatan positif di dalam larutan electron yang mudah bergerak. Ikatan logam terdapat ion logam positif dan elektron yang mudah bergerak.

Teori awan electron inilah yang juga dapat menjelaskan berbagai sifat fisika dari logam, seperti sifat megkilap, dapat menghantarkan listrik dan panas, ditempa, dibengkokkan dan ditarik

Ikatan antar molekul versus ikatan intra molekul

 
Dayatarik antarmolekul adalah dayatarik yang terjadi antara suatu molekul dan molekul tetangganya. Gaya tarik yang mengikat molekul secara tersendiri (sebagai contoh, ikatan kovalen) dikenal dengan dayatarik intramolekul. Dua kata tersebut membingungkan yang mana untuk lebih amannya membuang salah satu diantaranya dan tidak digunakan lagi. Istilah “intramolekul” tidak akan digunakan lagi pada bagian ini.

Semua molekul mengalami dayatarik antarmolekul, meskipun pada beberapa kasus dayatarik yang terjadi sangatlah lemah. Pada gas seperti hidrogen, H2. Jika kamu memperlambat gerak molekul melalui pendinginan, dayatarik cukup besar bagi molekul untuk tetap bersama sampai pada akhirnya membentuk cairan dan kemudian padatan.
Pada kasus hidrogen dayatarik sangat lemah yang mana molekul membutuhkan pendinginan sampai 21 K (-252°C) sebelum dayatarik cukup kuat untuk mengkondensasi hidrogen menjadi cairan. Dayatarik antarmolekul yang dimiliki oleh helium lebih lemah – molekul tidak ingin tetap bersama untuk membentuk cairan sampai temperatur menurun sampai 4 K (-269°C). Gaya van der Waals: gaya dispersion Gaya dispersi (salah satu tipe dari gaya van der Waals adalah yang kita setujui pada halaman ini) yang juga dikenal dengan “gaya London” (dinamakan demikian setelah Fritz London mengusulkan untuk pertama kalinya).
Asal mula gaya dispersi van der Waals Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara
Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata.

Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris – H2, boleh jadi, atau Br2. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik.
Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +.
________________________________________
Catatan: (dibaca “delta”) berarti “agak” (slightly) – karena itu + berarti “agak positif”.
________________________________________

Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul.

“Selubung lingkarang” yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik – molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal.
Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu.

Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul
Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu – dan karena itu akan menjadi yang paling dominan).

Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri.
Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung – yang lain.

Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya.

Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara.
Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak.

Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah – tetapi tetap selaras. Kekuatan gaya dispersi Gaya dispersi antara molekul-molekul adalah lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen diantara molekul. Hal ini tidak memungkinkan untuk memberikan harga yang eksak, karena ukuran dayatarik bervariasi sekali dengan ukuran dan bentuk molekul.
Seberapa jauh ukuran molekul memperngaruhi kekuatan ikatan daya dispersi Titik didih gas mulia adalah helium -269°Cneon -246°Cargon -186°Ckripton -152°Cxenon 108°Cradon -62°C Semua unsur tersebut berada pada molekul monoatomik.
Alasan yang mendasari bahwa titik didih meningkat sejalan dengan menurunnya posisi unsur pada golongan adalah kenaikan jumlah elektron, dan juga tentunya jari-jari atom. Lebih banyak elektron yang kamu miliki, dan lebih menjauh sejauh mungkin, yang paling besar memungkikan dipol sementara terbesar dan karena itu gaya dispersi paling besar. Karena dipol sementara lebih besar, molekul xenon lebih melekat (stickier) dibandingkan dengan molekul neon. Molekul neon akan berpisah satu sama lain pada temperatur yang lebih rendah dibandingkan molekul xenon – karena itu neon memiliki titik didih yang lebih rendah. Hal ini adalah suatu alasan (semua yang lainnya sebanding) molekul yang lebih besar memiliki lebih banyak elektron dan lebih menjauh dari dipol sementara yang dapat dihasilkan – dan karena itu molekul yang lebih besar lebih melekat. Seberapa jauh bentuk molekul mempengaruhi kekuatan gaya dispersi
Ukuran molekul juga begitu. Molekul yang panjang kurus dapat menghasilkan dipol sementara yang lebih besar berdasarkan pada pergerakan elektronnya dibandingkan molekul pendek gemuk yang mengandung jumlah elektron yang sama.
Molekul yang panjang kurus juga dapat lebih dekat satu sama lain – dayatarik meraka lebih efektif jika molekul-molekulnya benar-benar tertutup. Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C4H10, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang.

Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek dan lebih gemuk 2-metilpropan.Gaya van der Waals: interaksi dipol-dipol Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu sama lain lebih dari yang meraka bisa lakukan jika hanya menyandarkan pada gaya dispersi saja.
Hal ini sangat penting untuk merealisasikan bahwa semua molekul mengalami gaya dispersi. Interaksi dipol-dipol bukan suatu alternatif gaya dispersi – penjumlahannya. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara.
Agak mengherankan dayatarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH3CH3, dan fluorometana, CH3F adalah: Kenapa dipilih dua molekul tersebut untuk dibandingkan? Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan jika kamu membuat model kamu akan menemukan bahwa ukurannya hampir sama – seperti yang kamu lihar pada diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama. Titik didih fluorometana yang lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena elektronegatifitas fluor yang tinggi. Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat kira-kira 10°.°. Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl3, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan dayatarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya.

Dilain pihak, tetraklorometan, CCl4, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - in pada semua arah. CCl4 hanya bergantung pada gaya dispersi


Karena itu manakah yang memiliki titik didih yang lebih tinggi? CCl4 tentunya, karena CCl4 molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol. Titik didihnyaadalah:CHCl361.2°CCCl476.8°C
 a. Ikatan logam Setelah penemuan elektron, daya hantar logam yang tinggi dijelaskan dengan menggunakan model elektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan elektron yang bebas bergerak dalam logam. Namun, hal ini tidak lebih dari model. Dengan kemajuan mekanika kuantum, sekitar tahun 1930, teori MO yang mirip dengan yang digunakan dalam molekul hidrogen digunakan untuk masalah kristal logam.
Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai energi diskontinyu, dan situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom. Namun, dengan meingkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak, celah energi dari teori MO menjadi lebih sempit, dan akhirnya perbedaan antar tingkat-tingkat energi menjadi dapat diabaikan. Akibatnya banyak tingkat energi akan bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu. Teori ini disebut dengan teori pita.
Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita yang baik (Gambar 3.8). Elektron yang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan akibatnya terlokalisasi di orbital-orbital tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian bawah Gambar 3.8. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpang tindih dan bercampur satu dengan yang lain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian, sehingga elektron-elektron ini secara terus menerus dipercepat oleh medan listrik menghasilkan arus listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor.
Bila orbital-orbital valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapat digerakkan oleh medan listrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong di atasnya. Hal inilah yang terjadi dalam isolator

 Ikatan hidrogen

Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF memiliki titik didih dan titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida lain (gambar 3.9) adalah bahwa HF ada dalam bentuk polimer. Alasan tepatnya tidak begitu jelas untuk kurun waktu yang panjang. Di awal tahunh 1920-an, dengan jelas diperlihatkan bahwa polimer terbentuk antara dua atom flourin yang mengapit atom hidrogen.
Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga merupakan masalah yang sangat menarik. Di awal tahun 1930-an, ditunjukkan bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapit hidrogen seperti dalam kasus HF (gambar 3.9). Kemudian diketahui bahwa ikatan jenis ini umum didapatkan dan disebut dengan ikatan hidrogen.
Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada atom elektronegatif seperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa organik dengan gugus hidroksi -OH atau gugus amino -NH2 relatif lebih larut dalam air disebabkan karena pembentukan ikatan hidrogen dengan molekul air. Dimerisasi asam karboksilat seperti asama asetat CH3COOH juga merupakan contoh yang sangat baik adanyaikatanhidrogen.

Dipol permanen ke dipol permanen

 Gaya antarmolekul 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.

Dipol seketika ke dipol terimbas

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.

 Ikatan Van der Waals

Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan yang tak seragam dalam molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen). Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekul menjadi cair atau padat. Namun, molekul non polar semacam metana CH4, hidrogen H2 atau He (molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah, mungkin juga dipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya agreagasi antar molekul-molekul ini.. Gaya semacam ini disebut dengan gaya antarmolekul.
Ikatan hidrogen yang didiskusikan di atas adalah salah satu jenis gaya antarmolekul. Gaya antarmolekul khas untuk molekul non polar adalah gaya van der Waals. Asal usul gaya ini adalah distribusi muatan yang sesaat tidak seragam (dipol sesaat) yang disebabkan oleh fluktuasi awan elektron di sekitar inti. Dalam kondisi yang sama, semakin banyak jumlah elektron dalam molekul semakin mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan tersebar luas. Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipol akan terinduksi ketika awan elektron mempolarisasi sedemikian sehingga menstabilkan yang bermuatan berlawanan. Dengan gaya van der Waals suatu sistem akan terstabilkan sebesar 1 kkal mol-1. Bandingkan harga ini dengan nilai stabilisasi yang dicapai dengan pembentukan ikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol-1). Kimiawan kini sangat tertarik dengan supramolekul yang terbentuk dengan agregasi molekul dengan gaya antarmolekul.

Interaksi kation-pi

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

Elektron pada ikatan kimia

Banyak senyawa-senyawa sederhana yang melibatkan ikatan-ikatan kovalen. Molekul-molekul ini memiliki struktur yang dapat diprediksi dengan menggunakan teori ikatan valensi, dan sifat-sfiat atom yang terlibat dapat dipahami menggunakan konsep bilangan oksidasi. Senyawa lain yang mempunyai struktur ion dapat dipahami dengan menggunakan teori-teori fisika klasik.

Pada kasus ikatan ion, elektron pada umumnya terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal bergerak bebas di antara atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik keseluruhan untuk membantu pemahaman kita atas konsep distribusi orbital molekul. Gaya antara atom-atom secara garis besar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik.

Sebaliknya pada ikatan kovalen, rapatan elektron pada sebuah ikatan tidak ditandai pada atom individual, namun terdelokalisasikan pada MO di antara atom-atom. Teori kombinasi linear orbital yang diterima secara umum membantu menjelaskan struktur orbital dan energi-energinya berdasarkan orbtial-orbital dari atom-atom molekul. Tidak seperti ikatan ion, ikatan kovalen bisa memiliki sifat-sifat anisotropik, dan masing-masing memiliki nama-nama tersendiri seperti ikatan sigma dan ikatan pi.

Atom-atom juga dapat membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat antara ikatan ion dan kovalen. Hal ini bisa terjadi karena definisi didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron dapat secara parsial terdelokalisasi di antara atom-atom. Ikatan sejenis ini biasanya disebut sebagai ikatan polar kovalen. Lihat pula elektronegativitas.

Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul dapat dikatakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di antara dua atau lebih atom. Jenis ikatan antara dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.

Ikatan cinta kimia atau ikatan kimia cinta yah yg tepat? Tulisan ini agak relevan dengan bahasan yang lagi INN akhir-akhir ini (poligaminya AA Gym dan perselingkuhan YZ dan ME itu). Bukan-nya mau ikut-ikutan sih. Jika pembaca sedikit paham tentang kimia ini akan sangat menarik untuk dibaca. Menurut saya isinya bagus, kreatif maka saya letakkan di blog untuk berbagi, untuk dinikmati bersama. Dan mungkin ini ada rekan lain bisa bikin semacam itu?

Ini adalah hasil kopi paste dari forum kimia upi…. e…alah…. kopi-pas-teh toh?! wis gak popo sing penting terhibur. 

Telah ditemukan ikatan kimia baru. Lebih kuat daripada ikatan kovalen, ikatan hidrogen, bahkan ikatan ionik. Kalau atom Lk dengan Wn sudah berikatan kimia cinta, walaupun jarak antar atomya berjauhan bahkan ratusan kilometer lintas kota lintas benua, ikatannya tetap terasa dan sulit dipisahkan antar keduanya. Hal ini tidak bisa dijelaskan oleh hukum mekanika Newton bahkan mekanika kuantum sekalipun. Menurut hukum gaya elektrostastik besarnya gaya tarik antar partikel berbanding terbalik dengan kuadrat jarak antar partikel. Tetapi pada ikatan kimia cinta, jarak partikel tidak mempengaruhi besarnya gaya tarik antar partikel.

Atom Lk kerap kali mengirimkan foton dengan panjang gelombang tertentu, sehingga atom Wn tergetar dan tereksitasi dari keadaan normalnya. Ketika berdekatan dengan atom Wn, inti atom Lk berdegub kencang serasa ingin meluruh dan gemetaran sehingga membebaskan sejumlah radiasi sinar gamma. Padahal atom Wn hanya melintas sesaat.

Pada situasi dan kondisi tertentu diperlukan suatu katalis sebagai mak comblang untuk menyatukan atom Lk dan Wn yang malu-malu.

Kalau atom Wn sudah resmi menerima atom Lk sebagai calon pasangan untuk membentuk sebuah molekul rumah tangga, berarti tinggal satu tahap mekanisme reaksi lagi agar reaksi selesai.

Tahap selanjutnya adalah proses yang yang sangat menentukan laju reaksi. Keluarga isotop atom Lk akan bersama-sama menuju kediaman keluarga isotop atom Wn. Setelah proses serah terima elektron sebagai maskawin selesai dan penyatuan keduanya oleh secara resmi oleh penghulu partikel. Maka, Lk dan Wn sudah berikatan kimia cinta. Keduanya akan berikatan selamanya sampai akhir hayat, ketika waktu paruh mereka berdua telah mencapai limit tak hingga.

Akan tetapi, sebelum habis meluruh, keduanya akan membentuk kompleks teraktivasi, sehingga tercipta sebuah partikel baru yaitu, Lk junior dan Wn junior.
Mekanisme pembentukan ikatan cinta ini belaku untuk setiap isotop Lk dan Wn lainnya, sehingga selalu ada keberlangsungan generasi.

Gimana…. masih mau lanjut ada sambungannya nih….

Kali ini akan dijelaskan mengenai mekanisme reaksinya, karena pada thread sebelumnya kayanya reaksi pembentukan senyawa LkWn tidak sesederhana penjelasan itu, karena pada kenyataannya jarak (bahkan ketika tidak ada jarak sekalipun) banyak hal yang dapat mempengeruhi pada kekuatan ikatan pada molekul LkWn. terutama jika ada interferensi dari ion Lk ato ion Wn lain yang memiliki spektrum energi atraktif yang lebih tinggi dan foton (bermuatan materi) yang lebih banyak.

Bahkan untuk molekul LkWn yang sudah terbentuk dengan stabil dan telah menghasilkan derivat dan memiliki waktu paruh yang lama pun masih bisa dipengaruhi oleh interferensi tersebut.

Sehingga bukan tidak mungkin atom Lk yang pada keadaan normal bervalensi satu akan menggunakan valensi diatasnya untuk mengikat 2 atau lebih atom Wn (baca: nyandung) membentuk senyawa poligami yang merupakan hasil dari proses nyandungisasi, yaitu Lk(Wn)2, Lk(Wn)3 dst, senyawa kompleks LkWn atau polimer LkWn dengan kompleksitas permasalahannya.

Atau secara empiris dapat ditulis dengan Lk(Wn)x, dimana x merupakan bilangan bulat antara 1 sampai dengan tak terhingga. hal ini sangat memungkinkan terjadi, karena dibeberapa institusi hukum pp-10 sudah tidak dipakai lagi karena sudah dianggap tidak relevan.

Meskipun x tidak terhingga, valensi atom Lk yang banyak ditemukan adalah 1 atau 2. di alam, pada keadaan normal sukar sekali menemukan atom Lk yang bervalensi 3, 4 atau diatasnya. tetapi menurut jurnal jawa pos yang saya baca minggu lalu, di sragen-solo telah ditemukan atom Lk yang bervalensi 12 dalam bentuk senyawa Lk(Wn)12. setelah diamati oleh para ahli ternyata atom Lk trsebut pada spektrumnya jika diamati panjang gelombangnya memang memiliki lamda diatas 900 A° (mendekati infra merah, sehingga memiliki energi tinggi), dan jika diamati muatannya ternyata memiliki foton (materi) yang banyak juga.

pada keadaan STP (ideal) reaksi normal antara atom Lk dan atom Wn adalah sbb:

Lk + Wn —– LkWn
LkWn —– Lk(Jr) dan/atau Wn(Jr)

tapi berdasarkan tingkatan energi ikatan, jika kita asumsikan ikatan antara atom Lk dan atom Wn pada pembentukan molekul LkWn adalah ikatan sigma yang terbentuk dari proses meritisasi, kemudian ikatan pi adalah ikatan siri, dan ikatan n adalah ikatan sephia, dimana ikatan pi dan ikatan n terbentuk dari proses selingkuhisasi, maka hasil reaksi antara atom Lk dan atom Wn dengan interferensi dari ion Lk+, ion Wn- dan radikal bebas Lk° atau Wn° kemungkinan akan menghasilkan senyawa anomali, yaitu :

Lk + Wn + interferensi ion Wn- —– Lk(Wn)x
atau
Lk + Wn + interferensi ion Lk+ —– (Lk)yWn
atau
Lk + Wn + interferensi ion Lk+ dan Wn- —– (Lk)y(Wn)x
atau
Lk + Wn + interferensi ion Lk+ dan Wn- —– [(Lk)y(Wn)x]z
atau
Lk + Wn + dengan/tanpa interferensi ion Lk+ dan Wn- —– Lk° + Wn°
atau
Lk + Wn + dengan/tanpa interferensi ion Lk+ dan Wn- —– (Lk)2 + (Wn)2 ==> ini yang bahaya…!

keterangan :
x = valensi atom Lk
y = valensi atom Wn
z = jumlah “mer” dari polimer LkWn
(dimana x, y, z adalah bilangan bulat random)
Lk° dan Wn° = radikal atom jomblo
LkWn = senyawa monogami
Lk(Wn)x = senyawa poligami
(Lk)yWn = senyawa poliandri
(Lk)y(Wn)x = senyawa kompleks LkWn
[(Lk)y(Wn)x]z = senyawa polimer LkWn
nyandung = memiliki pasangan lebih dari satu, bisa poligami atau poliandri

a. Reaksi Normal

1.eksitasi
atom Lk dan atom Wn sejalan dengan waktu paruhnya (biasanya 17 – 40 tahun) akan melepaskan satu elektron dari pasangan elektronnya menjadi tereksitasi dari ground-state ke excited state sehingga keduanya akan mengalami exciting membentuk ion Lk+ dan ion Wn-

Lk —– Lk+
Wn —– Wn-

2.interaksi
ion Lk+ dan ion Wn- yang sedang exciting akan saling mendekati dan membentuk senyawa dengan ikatan sigma LkWn melalui proses meritisasi dengan/tanpa katalis comblang.

Lk+ + Wn- —– LkWn

3.derivatisasi
susah jelasin teknisnya, pokoknya reaksinya akan menghasilkan atom Lk junior dan/atau Wn junior yang masih labil.

LkWn —– Lk(Jr) dan/atau Wn(Jr)

4.siklisasi
atom Lk(Jr) dan Wn(Jr) yang masih labil pada waktu paruh 17 akan matang dan mengalami eksitasi sehingga reaksi berulang membentuk siklus reaksi looping dari reaksi tahap 1 sampai tahap 4.

Lk(Jr) —– Lk
Wn(Jr) —– Wn

b. reaksi anomali

1.centilisasi
ion Lk+ atau Wn- yang belum juga bereaksi mengalami over-exciting karena kelamaan tereksitasi sehingga mengalami centilisasi, yaitu tereksitasi dari keadaan excited-state ke centil-state.

Lk+ —– Lk*
Wn- —– Wn*

2.interferensi
molekul LkWn yang sudah terbentuk disadari atau tidak, diakui atau tidak dan disengaja atau tidak, akan mengalami interferensi dari ion Lk* atau ion Wn* yang over-exciting.

a proses pembentukan senyawa poligami
atom Lk pada molekul LkWn akan menyisihkan/mengalihkan (bukan melepasan) foton atau mencari foton tambahan. jika tidak kuat atom Lk akan mengalami kelebihan foton bebas atau lone-pair foton (emang ada?) sehingga mengalami proses centilisasi membentuk LkWn tercentilkan.

LkWn + foton —– *LkWn

molekul LkWn tercentilkan bereaksi dengan ion Wn over-exciting membentuk senyawa Lk(Wn)2 dengan bentuk ikatan sigma-sigma atau sigma-pi atau sigma-n. reaksi 5.1 ini akan looping sampai membentuk senyawa Lk(Wn)x, dimana x bilangan bulat dan tak terhingga.

b proses pembentukan senyawa poliandri
atom Wn pada molekul LkWn melepaskan emisi centil berlebihan. jika tidak kuat atom Wn akan mengalami kelebihan elektron bebas atau lone-pair electron sehingga mengalami proses centilisasi membentuk LkWn tercentilkan.

LkWn —– LkWn*

molekul LkWn tercentilkan bereaksi dengan ion Lk* over-exciting membentuk senyawa (Lk)2Wn dengan bentuk ikatan sigma-n. reaksi 5.2 ini akan looping sampai membentuk senyawa (Lk)yWn, dimana y bilangan bulat dan tak terhingga.

3. polimerisasi
proses polimerisasi adalah proses gabungan antara proses poligami dan proses poliandri. reaksi dapat berjalan secara paralel maupun seri. reaksi terjadi antara sesama LkWn tercentilkan, dimana Lk tercentilkan akan berikatan n dengan Wn tercentilkan membentuk polimer [(Lk)y(Wn)x]z.

*LkWn* + *LkWn* + *LkWn* dst —– *Lk-Wn-Lk-Wn-Lk-Wn* dst

kemungkinan ikatan yang ada pada senyawa poligami adalah ikatan sigma, ikatan pi dan ikatan n. sedangkan kemungkinan ikatan yang ada pada senyawa poligami adalah ikatan sigma dan ikatan n, karena hampir tidak mungkin atom Wn memiliki dua atau lebih ikatan sigma. bentuk kristal senyawa kompleks dan senyawa polimer LkWn adalah amorf, karena valensi Lk (x), valensi Wn (y) dan jumlah mer (z) bisa berapa saja.

c. teu-puguhisasi
belum ada teori mendukung yang bisa menjelaskan kenapa proses teu-puguhisasi ini bisa berlangsung. karena ion Lk+ dan Wn- tidak membentuk senyawa hetero atom LkWn, tetapi membentuk senyawa homo atom.

2Lk+ + 2Wn- —– (Lk)2 + (Wn)2

Konklusi :
1. kalo waktu paruh dan foton dah cukup sebaiknya gancang merit.
2. atom Lk dan Wn pada molekul LkWn harus selalu berada dalam kondisi proses percayaisasi.

Kurang lengkap rasanya berbicara sejarah penghargaan Nobel di bidang Kimia tanpa menyinggung masalah teori ikatan kimia dan para penerima (dan juga yang tidak menerima) penghargaan Nobel pencetus teori-teori ini.

a. Gilbert N. Lewis

Joseph John Thomson menemukan elektron di tahun 1897. Penemuannya ini memaksa para kimiawan untuk memikir ulang teori ikatan kimia: bagaimana atom-atom mengikat diri satu sama lain untuk membentuk berbagai macam molekul. Teori inovatif yang pertama di abad ke-20 dicetuskan oleh pakar kimia fisik Gilbert N. Lewis di Berkeley. Lewis telah berguru kepada Ostwald dan Nernst. Di tahun 1902 dia mensketsa teori bagaimana atom-atom berbagi elektron, digambarkan sebagai dua kubus yang memiliki satu garis yang sama. Empat belas tahun kemudian dia menelurkan teori yang lengkap mengenai ikatan kovalen ini dengan notasi yang masih dipakai sampai sekarang. Sayangnya, Lewis tidak menindaklanjuti implikasi atas teorinya ini. Dia mengembangkannya hanya karena dia perlu penjelasan atas reaksi-reaksi kimia yang sedang diteliti. Dia juga merupakan salah satu kimiawan besar yang tidak pernah mendapat penghargaan Nobel.

b. Linus Pauling

Teori ikatan kovalen Lewis kemudian perlu direvisi karena kurang sejalan dengan perkembangan ilmu mekanika kuantum Heisenberg dan Schrödinger di tahun 1925-26. Teori Lewis sangat statis untuk menjelaskan dinamika fisika kuantum. Usaha-usaha untuk mengaplikasikan fisika kuantum ke teori kimia menarik perhatian banyak pakar. Walter Heitler dan Fritz London (keduanya juga tidak mendapat Nobel) mencoba pertama kali untuk menjelaskan ikatan kimia menggunakan spin elektron di tahun 1927. Baru di kemudian hari kimiawan Linus Pauling (red: lihat artikel profil Linus Pauling) dan John Clarke Slater (tidak mendapat Nobel) berhasil menemukan teori kimia kuantum yang pas dengan menggunakan karbon tetrahedron. Pakar kimia lain yang menggunakan teori yang sama untuk menjelaskan ikatan kimia adalah Robert Mulliken.

c. Robert Mulliken

Teori Pauling tentang ikatan valensi (valence bonding) menggambarkan "gelombang" yang Schrödinger deskripsikan dalam persamaannya menjadi "awan-awan" elektron. Robert Mulliken mempunyai teori yang berbeda. Teorinya berdasarkan struktur molekul, bukan elektron, oleh karena itu dinamakan teori ikatan orbital molekul (molecular orbital bonding). Sekarang teori Mullikenlah yang menjadi dominan di ilmu kimia. Untuk buah karya mereka ini, Pauling mendapat Nobel tahun 1954 dan Mulliken tahun 1966. Mereka berdua terkenal sebagai teoritikawan terkemuka untuk bidang ikatan kimia kuantum. Lain halnya dengan bidang ilmu lain seperti fisika misalnya, di kimia teori-teori yang berlawanan dapat hidup berdampingan tanpa yang satu dianggap salah atau bahkan dikucilkan. Di pidato Nobelnya, Mulliken berkata bahwa walaupun teori dia dan teori Pauling tidak sependapat, kedua teori ini tetap berlaku dan yang satu menjadi alternatif bagi yang lainnya.

Mulliken juga pernah berkata, "Para fisikawan itu lebih peduli dengan medan-medan gaya dan gelombang-gelombang ketimbang sifat-sifat individu molekul-molekul dan zat-zat." Kata-kata ini tidak akan mungkin keluar dari seorang fisikawan, apalagi yang mendalami teori kuantum. Dia juga menambahkan, "Para kimiawan sangat cinta dengan molekul-molekul dan akan mengenal mereka satu per satu." Coba, mana ada fisikawan yang akan berucap kalau dia cinta elektron?

Roald Hoffman memformulasikan teori ikatan orbital molekul untuk kimia organik bersama Robert Woodward di tahun 1960-an. Dia lantas berbagi penghargaan Nobel Kimia di tahun 1981 dengan kimiawan Jepang Kenichi Fukui yang mengembangkan teori yang bersangkutan (frontier orbital theory) secara independen.

Sampai saat itu kira-kira gambaran yang muncul mengenai ikatan kimia adalah sebagai berikut: elektron-elektron mengelompokkan diri mengelilingi nukleus atom di orbital energi tertentu. Atom hidrogen contohnya memiliki satu orbital, sedangkan unsur yang lebih kompleks seperti karbon memiliki beberapa orbital. Jika elektron-elektron ini memenuhi orbital energi tertentu, maka atom tersebut sangat stabil. Jika orbital elektron tertentu tidak diisi, maka atom tersebut akan melepas atau mengambil elektron-elektron untuk memenuhi orbital-orbitalnya. Dari sinilah dasar pengertian ikatan kimia diambil. Sejak tahun 1970, banyak buku teks kimia yang sudah memberikan pengenalan dasar kepada mahasiswa-mahasiswa tahun pertama mengenai ikatan kimia kuantum sebagai dasar studi mereka. Saat ini, banyak referensi kimia yang berjalin sangat erat dengan ilmu fisika (red: sedikit lebih lanjut mengenai hal ini lihat topik "Struktur Atom dan Ikatan" di kolom belajar online).

Lks kimis / CV. HaKa MJ

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/ikatan-kovalen/

http://www.chem-is try.org/materi_kimia/struktur_atom_dan_ikatan/ikatan_kimia/ikatan_antarmolekul_gaya_van_der_waals/

http://urip.wordpress.com/2006/12/08/ikatan-kimia-cinta/

http://www.chem-is-try.org/artikel_kimia/berita/penghargaan_nobel_kimia_bagian_iv_ikatan_ikatan_kimia/

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/ikatan-kovalen/

http://anggrek-biru.blogspot.com/2008/03/kimia-cinta.html

http://email.ngeblogs.com/2009/12/21/ikatan-kimia/

http://ikhwan-accoustic.blogspot.com/2009/12/ikatan-kimia.html