Pendahuluan

Menurut teori Heitler-London :

“Ikatan kovalen dinyatakan bahwa elektron-elektron yang digunakan bersama menempati orbital

atom yang saling bertumpang tindih (overlap). Menurut Heitler-London, ikatan terjadi dengan

cara tumpang tindih antar orbital atom sehingga elektron terlokalisasi. Agar diperoleh molekul

yang stabil, kedua elektron harus mempunyai spin yang berlawanan dengan harga minimum

pada kurva energy potensial. Sedang pada spin yang sejajar tidak terbentuk ikatan yang stabil.”

Menurut teori Pauling-Slater :

“Kekuatan ikatan bergantung pada derajat tumpang tindih orbital yang terlibat dalam

pembentukan ikatan. Makin besar derajat tumpang tindih, maka akan semakin kuat ikatannya,

sedangkan arah ikatan sesuai dengan kedudukan elektron berada.”

Tumpang tindih antara dua orbital –s tidak kuat karena distribusi muatan yang berbentuk bola;

pada umumnya ikatan s-s relative lemah. Orbital –p dapat bertumpang tindih dengan orbital –s

atau orbital –p lainnya dengan lebih efektif, karena orbita-orbital –p lebih terkonsentrasi pada

arah tertentu. Tumpangsuh antar orbital-orbital dapat menghasilkan ikatan sigma dan ikatan phi.

ikatan sigma dapat terbentuk dari tumpangsuh orbital s-s, p-p, dan s-p. Elektron ikatan dalam

ikatan sigma terletak di sekitar garis (khayal) yang menghubungkan inti kedua atom. Ikatan phi

dihasilkan karena tumpangsuh dua orbital –p yang berdekatan dan sejajar. Kekuatan ikatan

sigma lebih besar daripada ikatan phi.

orbital s-s membentuk ikatan sigma orbital p-p sejajar membentuk ikatan phi

orbital s-p membentuk ikatan sigma orbital p-p membentuk ikatan sigma

A. IKATAN PI (π)

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.

Atas: Dua orbital-p yang paralel. Bawah: Ikatan pi terbentuk oleh pertumpangtindihan. Warna merah muda dan kelabu mewakili model bola dan batang dari fragmen molekul yang terdapat

ikatan pi.

Pemutusan ikatan pi ketika ikatan tersebut berotasi dikarenakan oleh orientasi paralel yang hilang.

Dua orbital-s masih tumpang tindih ketika ikatan berotasi karena orientasinya masih sepanjang sumbu. Lingkaran mewakili orbital s. Elips mewakili ikatan sigma.

Selain ikatan sigma, sebuah pasangan atom yang dihubungkan dengan ikatan

rangkap dua memiliki satu ikatan pi dan ikatan rangkap tiga memiliki dua ikatan pi. Ikatan

pi dihasilkan dari tumpang tindih orbital-orbital. Ikatan pi memiliki sifat yang lebih baur

dari ikatan sigma. Elektron-elektron pada ikatan pi kadang kala dirujuk sebagai elektron pi.

Fragmen molekul yang dihubungkan dengan ikatan pi tidak dapat diputar tanpa

memutuskan ikatan pi tersebut, karena perputaran akan merusak orientasi paralel dari

orbital-orbital p yang membentuk ikatan pi.

Elektron-elektron dalam ikatan pi bebas berpindah kemanapun dalam daerah

berarsir ini dan bisa berpindah bebas dari belahan yang satu ke belahan yang lain.Elektron

pi tidak sepenuhnya dikendalikan oleh inti karbon seperti pada elektron dalam ikatan

sigma, dan karena elektron pi terletak di atas dan di bawah daerah kosong dari molekul,

maka elektron-elektron ini relatif terbuka untuk diserang oleh partikel lain.

Ikatan pi tidak seperlunya menghubungkan sepasang atom yang juga memiliki

ikatan sigma. Pada beberapa kompleks logam, interaksi pi antara atom logam dengan

orbital antiikat pi alkana dan alkena membentuk ikatan pi.

Dalam beberapa kasus ikatan rangkap banyak antara dua atom, tidak terdapat ikatan

sigma sama sekali, yang ada hanyalah ikatan pi. Contohnya meliputi diferri heksakarbonil

(Fe2(CO)6), dikarbon (C2) dan borana B2H2. Dalam senyawa-senyawa ini, ikatan pusat

hanya terdiri dari ikatan pi, dan agar mencapai wilayah tumpang tindih yang maksimum,

panjang ikatan menjadi lebih pendek dari yang diperkirakan.

B. Ikatan sigma

Ikatan sigma (σ) yaitu ikatan kovalen yang terbentuk akibat tumpang tindih orbital-

orbital ujung ke ujung, dengan kerapatan elektron yang terkonsentrasi diantara inti atom

yang berikatan. Dalam kimia, ikatan sigma (ikatan σ) adalah sejenis ikatan kimia kovalen

yang paling kuat. Ikatan sigma dapat dijelaskan dengan jelas untuk molekul diatomik

menggunakan konsep grup simetri. Dalam pendekatan formal ini, ikatan σ adalah simetris

terhadap rotasi di sumbu ikat. Dengan definisi ini, bentuk ikatan sigma yang umum adalah

s+s, pz+pz, s+pz, dan dz2+dz

2 (z ditentukan sebagai sumbu ikat). Teori kuantum juga

mengatakan bahwa orbital molekul (MO) yang bersimetri sama akan bercampur.

Konsekuensi dari percampuran molekul diatomik ini adalah fungsi gelombang orbital

molekul s+s dan pz+pz menyatu. Ruang lingkup percampuran ini tergantung pada energi

relatif dari MO yang bersimetri.

Untuk molekul homodiatomik. orbital σ yang berikatan tidak memiliki bidang

simpul di antara atom-atom yang berikatan. Antiikat atau orbital σ* ditentukan dengan

keberadaan sebuah bidang simpul antara dua atom yang berikatan ini.

Oleh karena ikatan sigma adalah jenis ikatan kovalen yang paling kuat, elektron-

elektron dalam ikatan ini kadang-kadang dirujuk sebagai elektron sigma.

Simbol σ adalah huruf Yunani untuk s. Ketika ikatan ini dilihat dari atas, MO σ

mirip dengan orbital atom s.

Ikatan sigma dalam senyawa poliatomik

Ikatan sigma ini didapatkan dari orbital-orbital atom yang tumpang tindih. Konsep ikatan

sigma diperluas untuk menjelaskan interaksi ikatan yang melibatkan ketumpangtindihan

cuping tunggal sebuah orbital dengan cuping tunggal lainnya. Sebagai contoh, propana

dideskripsikan mengandung 10 ikatan sigma, masing-masing untuk dua ikatan C-C dan

delapan ikatan C-H. Ikatan σ pada molekul poliatomik ini sangat ter-delokalisasi dan

berlawanan dengan konsep dua orbital satu ikatan. Terlepas dari masalah ini, konsep ikatan

σ sangatlah berguna, sehingga digunakan secara luas.

Ikatan sigma dalam senyawa yang berikatan rangkap banyak

Senyawa-senyawa yang memiliki ikatan rangkap, seperti etilena dan kromium(II)

asetat memiliki ikatan sigma di antara ikatan rangkap tersebut. Ikatan sigma ini ditambahi

dengan ikatan π seperti pada etilena dan bahkan dengan ikatan &delta seperti pada kasus

kromium(II) asetat untuk membentuk ikatan rangkap.

Orbital atom dan molekul elektron, memperlihatkan ikatan sigma dari dua orbital s dan sebuah

ikatan sigma dari dua orbital p

Daftar pustakaChang, Raymond. Kimia Dasar Konsep-Konsep Inti Edisi Ketiga Jilid 1.Jakarta; ErlanggaMeilina Rizky Hadiyanti, 2012, Teori Ikatan Valensi (Valence Bond Theory), http://mel-rizky.blogspot.com/2012/02/teori-ikatan-valensi-valence-bond.html. diakses tanggal 2 maret 2012