Jenis - Jenis Ikatan Kimia

Pada tahun 1916, Lewis dan Langmulir dari Amerika serta Kosel dari Jerman mengemukakan bahwa atom-atom unsure gas mulia sukar bereaksi dengan atom-atom lain maupun dengan atom-atom sejenis, sehingga di alam gas mulia cenderung berada dalam keadaan molekul beratom tunggal. Menurutnya, keadaan stabil dari unsure-unsur gas mulia lebih di sebabkan oleh keunikan konfigurasi elekronnya. Oleh karena gas mulia stabil, konfigurasi electron atom gas mulia dijadikan rujukan bagi konfigurasi elektro atom yang ingin membentuk molekul stabil.
Jika unsur-unsur selain gas mulia bergabung dengan atom lain membentuk senyawa, maka konfigurasi elekron atom-atom berkaitan umumnya mengalami perubahan menyerupai konfigurasi elekron gas mulia. Gagasan tersebut kemudian berkembang menjadi teori, yang diuraikan sebagai berikut:a.       Elektron pada kulit terluar mempunyai peranan yang sangat besar dalam pembentukan ikatan.
b.      Ikatan terbentuk karena perpindahan satu atau lebih elektron dari suatu atom lain yang diikatnya
c.       Ikatan terbentuk karena perpindahan satu atau lebih elektron dank karena pemakaian bersama pasangan elekron diantara dua atom yang berkaitan.
d.      Perpindahan atau pemakaian bersama elekron berlangsung sedemikian rupa sehingga setiap atom yang terlihat mempunyai konfigurasi elektronik serupa atom gas mulia.
 Untuk menyatakan kofigurasi elektronil lulit terluar dari atom-atom yang berikatan, Gilbert N. Lewis memperkenalkan  sistem penulisan ikatan kimia antar atom dengan menggunakan lambing titik Lewis. Pada saat ini ada anggapan bahwa hanya elektron kulit terluar yang berperan dalam pembentukan ikatan kimia, sehingga hanya elektron pada pada kulit terluar  yang dituliskan dengan lambing Lewis. Lambang Lewis dibuat dengan cara menuliskan lambing atom dikelilingi oleh sejumlah  titik untuk menyatakan elektron valensi.Contoh, unsur hydrogen mempunyai satu elektron dalam kulit terluar, diberi lambing .H. LAMBANG Lewis digunakan untuk menjelaskan ikatan kimia antara atom-atom.(yayan s.2003)Rumus yang disusun menggunakan lambing Lewis dinamakan rumus Lewis atau rumus titik elektron. Menurut Pauling, suatu ikatan kimia dikatakan ada diantara dua atom jika kakas ikatan diantaranya demikian kuat sehingga dihasilkan suatu kesatuan dengan stabilitas cukup untuk dapat dipandang sebagai spesies molekul bebas.Pada model rumus titik elektron Lewis tidak dapa menjelaskan  sifat-sifat senyawa kovalen seperti terkuat ikatan, struktur geometri molekul, warna dan lainnya. Molekul atom Borh penulisan rumus titik elektron berubah, dimana lambang atom dikelilingi  oleh elektron valensi.
(M.Clyde Day, J.R dan Joel Selbin.1987)Jenis-jenis ikatan kimia1.      Ikatan ion (elektronvalen)
      Kossel (1916), mendapatkan bahwa unsure-unsur sebelum gas mulia  mudah membentuk ion negatif (elektronegatif), sedang unsure-unsur sesudah gas mulia, mudah membentuk ion positif (eletropositif). Misalnya atom Cl mudah membentuk ion  sedang atom Na mudah membentuk ion . Bila kedua ion ini berikatan terbentuklah ikatan elektrovalen atau ikatan ion.
Na⁺  +  Cl  [Na]⁺  + [ Cl ]^-                                                       
      (Sukardjo.1990)Pembentukan Ikatan IonikPerkembangan munculnya teori ionisasi mendorong pemahaman adanya senyawa ionik dan senyawa kovalen atau ionik. Senyawa ionik sederhana terbentuk hanya antara unsure-unsur metalik dan non metalik yang keduanya sangat aktif. Dua persyaratan penting, yaitu energi ionisasi  untuk membentuk kation dan afinitas elektron untuk membentuk anion harus lebih menguntungkan (fafourable) di tinjau dari pertimbangan energi. Ini bukn berarti kedua reaksi pembentukan ion-ion terebut harus eksotermik, tetapi lebih berarti bahwa reaksi tidak membutuhkan energi yang terlalu besar. Jadi persyaratan untuk terjadi ikatan ionik adalah salah satu atom unsur harus mampu melepas satu atau dua elekron (jarang tiga elektron) tanpa memerlukan banyak energi, Oleh karena itu, ikatan ionik banyak diumpai pada senywa dari logam golongan1,2 sebagian 3 dan beberapa logam transisi dengan bilangan oksidasi rendah, dan non logam golongan Halogen, Oksigen, dan Alitrogen. Semua energi ionisasi adalah endotermik, dan afinitas  elektron untuk halogen adalah eksotermik, tetapi untuk oksigen dan Nitrogen sedikit    endotermik.       (Kristian H. Sugiyarto dan Retno D. Suyanti)Ketika atom-atom saling mendekat dan membentuk ikatan, harus ada penurunan energi total, sebab keadaan atom-atom yang berikatan harus lebih stabil dari sebelumnya, hingga mencapai tingkat energy yang lebih rendah.Contoh: pada pembentukan senyawa NaF diatas, prosesnya dapat dianggap dapat berlangsung dalam dua tahap yaitu:(1)               Elektron di transfer antara kedua atom yang terpisah membentuk Kation dan Anion
(2)               Selanjudnya kedua ion tersebut mengadakan bakutanik untuk membentuk ikatan.
Bakutanik muatan ionik yang berlawanan tidak berhenti sampai terbentuk sepasang  ikatan ion, tetapi bakutanik maksimum ion-ion dengan muatan berlawanan dan tolakan minimum antara ion-ion dengan  muatan sama berlangsung sampai terbentuk  Kristal padat.Oleh karena itu, energy akan terus dibebaskan sampai pada keadaan paling stabil dari Kristal padat NaF tercapai.                                                          (Yayan, Sunaryo. 2003)Senyawa Ionik     Sifat-sifat senyawa ionik:(1)          Senyawa ionik cenderung mempunyai konduktivitas listrik sangat rendah dalam bentuk padatan, tetapi menghantar listrik sangat baik dalam keadaan leburnya. Daya hantar listrik ini diasosiasikan dengan adanya ion-ion positif dan negatif  yang bergerak bebas karena pengaruh listrik. Dalam keadaan padat, ion-ion ini diikat kuat dalam kisi, tidak mengalami migrasi atau perpindahan, dan juga tidak membawa arus listrik.
(2)          Senyawa ionik cenderung mempunyai titik leleh tinggi. Ikatan ionik biasanya sangat kuat terarah ke segala arah.    
(Kristian H. Sugiyarto dan Retno D. Suyanti) 2.      Ikatan kovalen
Banyak ikatan yang tidak dapat dimasukkan kedalam ikatan  ion, seperti senyawa-senyawa non-elektrolit   atau molekul dari unsur sejenis . Lewis pada tahun 1916 menjelaskan bahwa atom-atom dapat memperoleh susunan elektron gas mulia dengan jalan pembagian elektron (electron sharing).Molekul-molekul  dan  terbentuk dengan jalan pembagian electron.Ikatan kovalen diarahkan dalam ruang pada kedudukan tertentu. Suatu bentuk khusus dari ikatan kovalen ialah ikatan Koordinasi atau ikatan datif (Sidgwick).                                                                                                           (Sukardjo. 1990)Menurut Lewis atom-atom dapat berikaran dengan cara membentuk pasangan elektron hasil persekutuan sehingga pasangan elektron tadi menjadi milik kedua atom  yang berikatan. Dengan mekanisme seperti itu kesetabilan gas mulia dapat tercapai. Langmulir menyebut senyawa yang terbentuk dengan cara ikatan yang dikemukakan Lewis sebagai senyawa kovalen. Menurut Lewis persekutuan elektron selalu terjadi dalm pasangan-pasangan elektron.Seperti halnya Kossel, Leis menganggap penyebab terjadinya ikatan kovalen ialah kecenderungan atom-atom mencapai konfigurasi elektron atom gas mulia yang stabil, yaitu 8 elektron pada kulit terluar (kecuali 2 elektron untuk He). Oleh karena itu teori Lewis tentang ikatan kovalen disebut teori Oktet.Aturan Penulisan Rumus Lewis1)             Semua elektron valensi ditunjukkan dengan titik disekitar atomnya.
2)             Satu ikatan (dalam hal ini,ikatan tunggal) antara dua atom di bentuk dengan penggunaan bersamaan dua elektro (satu elektron dari masing-masing atom)
3)             Satu garis sebagai ganti pasangan titik serig digunakan untuk menunjukkan pasangan elektron ikatan.
4)             Elektron yang tidak digunakan untuk ikatan tetap sebagai elektron bebas. Titik tetap digunakan untuk menimbulkan pasangan elektron bebas.
5)             Kecuali untuk atom hidrogen yang akan memiliki dua elektron bila berikatan,) atom umumnya akan memiliki delapan elektron untuk memenuhi aturan Oktet.
Contohnya : 3.      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 di minta oleh orbital-orbital dengan nilai energi diskontiya , dab situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom. Namun dengan meningkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak, celah energi dari teori MO menjadi lebih sempit, dan akhirnya banyak tinggat energy akan bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu.Bila orbital-orbital valensi (s) terisi penuh, elektro-elektron ini tidak dapat di gerakkan oleh medan listrik kecuali electron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong diatasinya.(TIM DOSEN KIMIA UMUM I. 2012)

      Pembentukan Ikatan Logam           
 Logam memiliki sedikit elektron valensi dan memiliki elektronegativitas yang rendah. Semua jenis logam cenderung melepaskan elektron terluarnya sehingga membentuk ion-ion positif/atom-atom positif/kation logam.Kulit terluar unsur logam relatif longgar (terdapat banyak tempat kosong) sehingga elektron terdelokalisasi, yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi  tidak tetap posisinya pada suatu atom, tetapi senantiasa berpindah pindah dari satu atom ke atom lainnya.Elektron valensi logam bergerak dengan sangat cepat mengitari intinya dan berbaur dengan elektron valensi yang lain dalam ikatan logam tersebut sehingga menyerupai “awan” atau “lautan” yang membungkus ion-ion positif di dalamnya. Elektron bebas dalam orbit ini bertindak sebagai perekat atau lem. Kation logam yang berdekatan satu sama lain saling tarik menarik dengan adanya elektron bebas sebagai ”lemnyaLebih dari separuh unsur-unsur yang ada berupa logam dan logam ini mempunyai sifat-sifat umum sebagai berikut:
a.  Penghantar listrik dan panas yang baik
b.  Keras, mudah di tempa dan di tarik
c.  Titik lebur dan titik didih tinggid.      Mengkristalkan dengan bilangan koordinasi tinggi, yaitu 12 atau 14 .Sifat-sifat diatas tidak dapat dijelaskan dengan ikantan ion atau kovalen, hingga ikatan yang terdapat dalam logam merupakan ikatan yang khusus, yang disebut ikatan logam. (Sukardjo. 1990) 

4. Ikatan Hidrogen            
Hidrogen merupakan unsur yang menovalenkan, hanya membentuk satu ikatan, tetapi pembentukan ikatan ini dapat secara empat macam :a.       Pembentukan Kation H⁺Ion H⁺ terbentuk dari atom H yang melepaskan elektron. Ion H dalam air selalu dalam bentuk terhidrat, sebagai ion hidronium atau oksonium atau hidrosonium : H₃O⁺. Ikatan dalam H₃O⁺ berupa ikatan kovalen koordinasi.b.      Pembentukan Ion H
Dengan mengikat satu electron, hidrogen  dapat membentuk anion H^-. Hal ini terjadi pada senyawa-senyawa hidrida logam alkali dan alkali tanah. c.       Pembentukan Ikatan Kovalem Tunggal
Dalam banyak senyawa, hidrogen membentuk ikatan kovalen tunggal  dengan atom-atom lain.d.      Pembentukan Ikatan Satu Elektron H
Hal ini sangat jarang terjadi, kecuali dalam ion molekul, H₂⁺ adanya ion ini dapat diketahui dalam tabung pelucutan. 

Ikatan Hidrogen            
Dalam banyak hal, hidrogen dapat membentuk dua ikatan, misalnya  dalam senyawa hidrogen fluorida, yang dari BN-nya diketahui mempunyai rumus (Hf)_n. Garam KHF₂ dapat dianggap berasal dari asalm H₂F₂.              
Mula-mula ikatan antara F dan H dianggap kovalen koordinasi :
(H – F  H – F  H – F)_n K⁺ (F  H – F)
            Oleh karena atom H tidak mungkin dikelilingi empat electron hal tersebut tidak benar. Ikatan ini terbentuk karena gaya elektrostatik antara H dan F dan disebut Ikatan Hidrogen. Ikatan ini sangat lemah, energi ikatanya 5 – 10 Kcal. Jauh lebih rendah bila dibandingkan dengan energi ikat dari ikatan kovalen yang besarnya 30 – 100 Kcal.
            Ikatan Hidrogen, digambarkan sebagai titik-titik antara atom-atom yang bersangkutan dengan hidrogen. Ikatan ini hanya terjadi antara atom-atom yang mempunyai elektonegatifitas tinggi yaitu F, O dan N dengan atom hidrogen. 

Ø  Ikatan Hidrogen Antara Molekul
a.      Hidrogen Fluorida, Air, dan Amoniak
Ketiga zat ini mempunyai tetapan dielektrikum tinggi, titik lebur dan titik didih yang relatif tinggi bila dibandingkan dengan hidrida-hidrida yang segulungan dalam tabel periodik. Ini disebabkan karena adanya ikatan hidrogen dalam ketiga zat diatas.Untuk memecah ikatan hidrogen ini diperlukan energi, hingga titik lebur dan titik didih relatif tinggi. Air dalam  bentuk padat yaitu es, satuan-satuan molekul H₂Onya tersusun secara letrahefral.     
Ø  Ikatan Hidrogen Dalam Molekul
a.      Senyawa Orto Substitusi Benzena
O-nitrofenol mendidih pada 214 ^oC. Lebih rendah daripada Isomer Meta (290  ^oC) dan Isomer Para (279 ^oC). zat ini juga lebih mudah menguap  dalam uap air, lebih sukar larut dalam air daripada Isomer Meta dan Para.Bentuk orto-nitrofenol mengadakan Ikatan hidrogen dalam molekuk sedang bentuk Meta dan Para mengadakan Ikatan hidrogen antar molekul, hingga titik didihnya relatif tinggi.Kelarutan yang kecil daam air dari zat ini disebabkan karena gugus OH dalam molekul tidak bebas lagi, jadi tidak dapat membentuk ikatan hidrogen dengan air.(Sukardjo. 1990) 

5. Teori Ikatan Valensi            
Penerapan teori Ikatan Valensi pada senyawa kompleks terutama dimulai oleh pauling. Teori ini berkaitan dengan struktur electron keadaan dasar dari atom pusat, khusunya dengan jenis ikatan, Stereokimia, dan sifat magnetic senyawa kompleks. Orbital dalam senyawa kompleks hanya ditinjau dari segi orbital-orbital atom pusat dan hibrididadinya untuk menghasilkan orbital ikatam. Pauling menggunakan cara sederhana untuk menggambarkan ikatan. Cara tersebut didasarkan pada beberapa asumsi sebagai berikut :
a.              Atom pusat harus menyediakan sejumlah orbital yang banyaknya sama dengan bilangan koordinasi untuk membentuk ikatan kovalen dengan orbital ligan yang sesuai. Dalam model ini, orbital ligan tidak diuraikan secara tepat, tetapi dianggap sebagai orbital ikatan sigma yang terisi penuh.
b.             Ikatan kovalen sigma berasal dari overlap orbital kosong ato, logam dan sebuah orbital sigma penuh dari gugus donor. Orbital logam akan menjadi orbital hibrida, terbentuk dari orbital S, P, dan d yang tersedia. Dengan demikian, gugus donor harus merupakan spesi kimia yang paling sedikit mempunyai sepasang electron bebas. Ikatan koordinasi yang terjadi dapat dipandang sebagai ikatan kovalen yang melibatkan overlap dari dua orbital terarah.
c.              Disamping ikatan sigma, dalam teori ikatan valensi diperkenankan juga terbentuknya ikatan phi, asalnya tersedia orbital-d yang sesuai beserta elektonya, dan overlap dengan orbital phi ligan dapat terjadi. Ikatan jenis ini, jika berupa (M  L), akan mengubah distribusi muatan pada atom logam dan ligan sedemikian sehingga memperkuat ikatan sigma, tetapi jika ikatan tersebut berupa (L  M), biasanya tidak diperhitungkan dalam teori ikatan valensi, sehingga ikatan sigma dapat diperlemah tetapi secara keseluruhan kekuatan ikatan akan meningkat.
Ikatan kovalen terkuat akan terbentuk apabila awan muatan beroverlap secara maksimal. Agar kriteria ini dapat dipenuhi, orbital-orbital atom standar harus berhibrida membentuk satu pangkat orbital ikatan setara dan memiliki sifat orientasi yang pasti. Sebagai contoh ditinjau senyawa komplek Oktahedral dari unsur transisi deret pertama misalnya kromium Ion Cr³⁺ dapat menyediakan enam orbital atom, yaitu 3dx², y², 3dz², 4s, 4px, 4py, dan 4p₂z. Kombinasi linear dan orbital tersebut menghasilkan enam orbital d²sp³ yang setara secara energy.
(Yayan Sunarya, 2003)

6. Ikatan Van Der Waals            
Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan yang tak seragam dalam molekul atau polarasi molekul (dipole 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 dicarikan, 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 diatas 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 (dipole sesaat) yang disebabkan oleh fruktuasi awan electron disekitar ini. Dalam kondisi yang sama, semakin banyak jumlah electron dalam molekul semakin mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan tersebar luas. Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipole akan terinduksi ketika awan elektron mempolarisasi sedemikian sehingga menstablikan yang bermuatan berlawanan. Dengan gaya Van der Waals suatu sistem akan terstabilikan 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 terventuk dengan agregrasi molekul dengan gaya antarmolekul. (TIM DOSEN KIMIA UMUM, 2012)

7.Ikatan Phi dan Ikatan Sigma            
Dalam kimia, ikatan pi (ikatan π) adalah ikatan kimia kovalen yang dua cuping orbital atom yang berlektron tunggal bertumpang tindih dengan dua cuping orbital atom lainnya yang juga berlektron tunggal. Hanya terdapat satu bidang simpul dari orbital yang melewati dua inti atom.
Dua orbital-p yang membentuk ikatan-π.            Huruf Yunani π berasal dari nama orbital p karena simetri orbital ikatan pi adalah sama dengan orbital p ketika dilihat dari sumbu ikatan. Orbital p biasanya terlibat dalam ikatan sejenis ini. Orbital d juga dianggap terlibat dalam ikatan pi, namun tidaklah seperlunya benar, walaupun konsep ikatan orbital d sesuai dengan hipervalensi.
             
Ikatan pi biasanya lebih lemah dari ikatan sigma karena rapatan elektronnya lebih jauh dari inti atom yang bermuatan positif, sehingga memerlukan lebih banyak energi. Dari sudut pandang mekanika kuantum, kelemahan ikatan ini dijelaskan oleh ketumpangtindihan yang sangat sedikit di antara orbital p oleh karena orientasinya yang paralel.
            Walaupun ikatan pi lebih lemah dari ikatan sigma, ikatan pi seringkali merupakan komponen dari ikatan rangkap bersamaan dengan ikatan sigma. Kombinasi dari ikatan sigma dan pi lebih kuat dari ikatan pi dan sigma yang berdiri sendiri. Kekuatan ikatan yang bertambah dari ikatan rangkap diindikasikan oleh banyak pengamatan, namun yang paling menonjol adalah kontraksi panjang ikatan. Sebagai contoh, dalam kimia organik, panjang ikat karbon-karbon pada etana adalah 154 pm, etilena 133 pm, dan asetilena 120 pm.