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 Herzbergmenunjukkan 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 yangkurang 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.

Dffffffffff

Model ikatan valensi (Valence bond, VB)Suatu molekul mengandung atom-atom tertentu yang berlokasi di dalam ruang.Salah satu bagian molekul yang tentu posisinya dapat ditentukan adalah inti atom(diperoleh melalui anpat alisis difraksi sinar-X oleh kristal), sedangkan bagian yangtidak dapat ditentukan adalah elektron ikatan yang posisinya berubah kemudian diikutipenambahan elektron tersebut ke salah satu atom. Bagian ini tidak boleh diabaikankarena hasil dari perubahan tersebut adalah suatu struktur penyumbang (atau canonicalstructure) yang dianggap sebagai penyumbang dalam hal yang dapat diukur sepertienergi terhadap struktur nyata. Molekul tersebut dikenal sebagai suatu hibrida resonansidari berbagai struktur penyumbang yang hanya berbeda dalam hal distribusi elektronvalensi, dan dinyatakan dengan anak panah ganda (↔). Meskipun menjelaskan dari segi2energi molekul diperlukan banyak struktur penyumbang, tapi sering pula ditemukansatu struktur ikatan valensi yang dibuat sudah cukup untuk digunakan menjelaskan datakualitatif molekul. Sebagai contoh, metana dapat dinyatakan sebagi struktur 1a dankontribusinya dalam menjelaskan mekanisme reaksi diabaikan dari struktur 1b. Dipihak lain, dalam menjelaskan kepolaran klorometana, struktur 2a tidak cukup untukdigunakan, perlu sumbangan dari struktur 2b.Interaksi antara sistem-π tetangga sering dinyatakan resonansi. Resonansimemerlukan dua atau lebih struktur ikatan valensi dalam menggambarkan suatumolekul.Sumbangan struktur 3b dan 3c buta-1,3-diena menjelaskan lebih pendeknya dan

karakter ikatan rangkap dua ikatan C2-C3, sedangkan sejumlah struktur penyumbang3yang terlibat dalam menggambarkan struktur ikatan valensi senyawa benzena (4) adalahsuatu gambaran sifat simetri kelipatan-enamnya yang mana hal ini tidak tampak bilahanya digambarkan dengan salah satu struktur tunggal.Kelemahan dari sistem ini dalam menggambarkan secara kualitatif strukturmolekul adalah kurang kompaknya struktur-struktur tersebut. Akibatnya, bilamanadiperlukan penekanan pada sifat-sifat tertentu maka diperlukan penulisan struktur ikatanvalensi tunggal yang utama yang merupakan gabungan dari sejumlah struktur senyawayang dimaksud.I.1.2 Model Orbital Molekul (MO)Permasalahan distribusi elektron muncul dari penghitungan penyelesaian yangdiizinkan untuk persamaan mekanika kuantum Schrodinger, yang mana masing-masingpenyelesaian dikenal sebagai sebuah orbital molekul (MO) dan berkaitan dengankeadaan energi tertentu dan distribusi pasangan elektron. Di dalam metode orbitalmolekul, ikatan dipandang terbentuk dari overlap orbital-orbital atom. Ketika adasejumlah orbital atom overlap, orbital-orbital tersebut hilang dan terganti oleh orbitalbaru dengan yang sama. Orbital-orbital baru yang terbentuk disebut dengan orbitalmolekul. Orbital molekul berbeda dengan orbital atom. Orbital molekul meliputi keduaatau lebih inti atom, sedangkan orbital atom hanya meliputi satu inti atom. Di dalamikatan terlokalisasi, jumlah orbital atom yang overlap adalah dua (masing-masing terisisatu elektron) sehingga menghasilkan dua orbital molekul. Satu dari orbital-orbitaltersebut mempunyai energi lebih rendah daripada energi orbital atom asalnya, dandisebut orbital ikatan. Orbital molekul yang lain mempunyai energi yang lebih tinggidaripada orbital asalnya disebut orbital anti-ikatan.Pada pengisian orbital dengan elektron, orbital berenergi rendah terisi lebih dulu.Oleh karena orbital molekul ikatan yang baru terbentuk mampu menampung duaelektron maka kedua elektron dari masing-masing orbital atom asalnya sekarang dapatmenempati orbital ikatan tersebut. Dalam keadaan dasar, orbital anti-ikatan tidak berisielektron. Semakin overlap yang terjadi semakin ikatannya, meskipun total overlapdibatasi oleh tolakan inti satu sama lain.Orbital anti-ikatan mempunyai satu node di antara inti-inti, praktis tidak adaelektron di dalam daerah tersebut sehingga orbital ini tidak dapat diharapkan untukmengikat sangat baik. Orbital molekul yang terbentuk melalui overlap dua orbital ketikapusat kerapatan elektron sesumbu dengan kedua inti disebut orbital σ (sigma) dan4disebut ikatan σ. Orbital anti-ikatan yang menyertainya ditandai dengan σ*. Orbital σtidak hanya terbentuk dari overlap dua orbital s tetapi dapat juga melalui overlap orbitalatom jenis yang lain (s, p, d, atau f), apakah antara orbital-orbital yang sama atauorbital-orbital yang berbeda, yang penting adalah overlap terjadi dari bagian orbitalyang bertanda sama.Gambar 1.1 Overlap dua orbital 1s mengahsilkan orbital σ dan σ*Orbital sering ditandai dengan sifat-sifat simetrinya. Orbital σ hidrogen kerapkaliditulis ψg. Huruf g menandai gerade. Orbital gerade adalah orbital yang tandanya tidakakan berubah bila dicerminkan melalui pusat simetrinya. Orbital σ* adalah ungerade(diberi simbol ψu). Orbital ungerade berubah tanda bila dicerminkan melalui pusat

simetrinya.Dalam perhitungan orbital molekul, suatu fungsi gelombang dirumuskan sebagaisuatu kombinasi linier orbital-orbital atom yang telah overlap. Metode ini acap kalidisebut kombinasi linier orbital atom (LCAO)._ _ ____ _ ____ ……………………............. (1.1)Fungsi ψA dan ψB adalah fungsi orbital-orbital atom A dan B, CA dan CB menyatakanfaktor bobot.Di dalam metode ikatan valensi, suatu fungsi gelombang dituliskan untuk masingmasingdari berbagai struktur elektronik yang memungkinkan dimiliki oleh suatumolekul (masing-masing struktur disebut suatu bentuk kanonik), dan total ψ diperolehmelalui penjumlahan sejumlah struktur kanonik yang tampak masuk akal, masingmasingdengan faktor bobotnya._ _ ____ _ ____ _ … …………….. (1.2)Sebagai contoh bentuk kanonik molekul hidrogen:5I.1.3 MultivalensiSuatu atom univalensi hanya mempunyai satu orbital yang bersedia untukberikatan, tapi atom-atom dengan dua valensi atau lebih harus membentuk ikatandengan menggunakan paling sedikit dua orbital. Atom oksigen mempunyai dua orbitalsetengah penuh membuat atom tersebut bervalensi dua. Orbital tersebut membentukikatan tunggal melalui overlap dengan orbital dua atom lain. Bedasarkan prinsip overlapmaksimum, inti dua atom yang lain seharusnya membentuk sudut ikatan 90oC denganinti oksigen karena dua orbital yang tersedia pada oksigen adalah orbital p yang salingtegak lurus satu sama lain. Hal yang serupa, seharusnya dapat diharapkan bahwanitrogen yang mempunyai tiga orbital p yang saling tegak lurus harus mempunyai 90oCjika membentuk tiga ikatan. Akan tetapi bukan sudut-sudut ikatan tersebut yangteramati. Sudut ikatan di dalam air adalah 104o27’, dan di dalam amoniak adalah106o46’. Untuk alkohol dan eter, sudut ikatannya sedikit lebih besar. Hal ini akandibicakan dalam bahasan selanjutnya.I.1.4 HibridisasiSuatu atom karbon yang berikatan dengan empat atom lain jelas tidakmenggunakan satu orbitas atom 2s dan tiga orbital atom 2p karena hal itu akanmengarah pada pembentukan tiga ikatan dengan arah orientasi saling tegak lurus dansatu ikatan yang tidak mempunyai arah orientasi. Padahal dalam kenyataannya sebagaicontoh dalam metana, empat ikatan C-H diketahui identik dan simetris (tetrahedral)dengan orientasi arah bersudut 109o 28’ satu sama lain. Kenyataan ini dapat dijadikansebagai dasar pengaturan kembali orbital atom 2s dan 2p sehingga menghasilkan empatorbital baru yang identik yang mampu membentuk ikatan yang lebih kuat. Orbitalorbitalyang baru ini diketahui sebagai orbitas atom hibrida sp3, dan prosespembentukannya disebut hibridisasi.Gambar 1.2 Hibridisasi orbital 2s dengan 2pPerlu ditekankan di sini bahwa hibridisasi adalah suatu pemikiran dan perhitunganmatematik, bukan kenyataan fisik.6Hal yang serupa, pengaturan ulang perlu dipertimbangkan jika suatu atom karbonberikatan dengan tiga atom lain. Sebagai contoh pada etena (etilen), tiga orbital atom

hibrida sp2 berada dalam satu bidang dan mempunyai orientasi sudut 120o (hibridisasitrigonal datar). Hal yang terakhir adalah bilamana suatu atom karbon berikatan dengandua aton lain seperti dalam etuna (asetilen). Dua orbital hibrid atom sp berada padaorientasi 180o satu sama lain (hibridisasi digonal).I.1.5 Ikatan dalam Senyawa KarbonPembentukan ikatan antara dua atom digambarkan dengan kemajuan overlaporbital-orbital atom yang membentuk ikatan. Semakin besar kemungkinan beroverlapsemakin kuat pula ikatan yang terbentuk. Kekuatan relatif overlap antara orbital-orbitalatom telah dihitung telah sebagai berikut:s = 1,00 p = 1,72 sp = 1,93 sp2 = 1,99 sp3 = 2,00Berdasarkan nilai tersebut di atas maka jelas penggunaan orbital atom sp3 dalampembentukan molekul metana akan menghasilkan ikatan yang lebih kuat.I.1.6 Ikatan RangkapApabila molekul etilena ditinjau menurut konsep orbital molekul, karbon dalamdalam molekul tersebut menggunakan orbital sp2 untuk membentuk ikatan dengan tigaatom yang lain. Orbital sp2 muncul dari hibridisasi 2s1, 2px

1, dan 2py

1. Masing-masingkarbon etilena mengikat tiga atom melaui ikatan σ; satu ke setiap atom hidrogen, dansatu ke karbon yang lain. Masing-masing atom karbon mempunyai satu elektron padaorbital 2pz, dan berdasarkan prinsip tolakan maksimum maka orbital tersebut tegak lurusterhadap bidang orbital-orbital sp2. Dua orbital 2pz yang paralel dapat overlap secaramenyamping menghasilkan dua orbital hibrida baru, yakni orbital ikatan π dan orbitalanti-ikatan π*. Orbital σ berbentuk elipsoid dan simetris disekitar sumbu C-C.Orbital π dalam bentuk dua elipsoid, satu di atas dan satu di bawah. Bidangnyasendiri menyatakan node. Untuk mempertahankan overlap orbital p tetap maksimum,orbital-orbital tersebut harus paralel. Ini berarti bahwa rotasi bebas di sekitar ikatanrangkap tidak dimungkinkan. Keenam atom pada sistem ikatan rangkap terletak dalamsatu bidang dengan sudut kurang lebih 120o. Ikatan rangkap dua lebih pendek daripadaikatan tunggal dari atom yang sama karena kestabilan maksimum dicapai apabila7overlap orbital-orbital p semaksimum mungkin. Ikatan rangkap dua karbon-oksigen dankarbon-nitrogen juga serupa, terdiri satu ikatan σ dan satu ikatan π.Gambar 1.3 Overlap orbital-orbital p menghasilkan ikatan π dan π*Di dalam senyawa ikatan rangkap tiga, karbon hanya mengikat dua atom lain danoleh karenanya karbon tersebut berhibridisasi sp. Hal ini berarti bahwa keempat atomterletak dalam satu garis lurus. Masing-masing atom karbon mempunyai dua orbital pyang terisi satu elektron. Orbital-orbital tersebut tegak lurus satu sama lain dan terhadapsumbu C-C. Satu ikatan rangkap tiga terdiri atas satu orbital σ dan dua orbital π. Halyang serupa ditemukan dalam ikatan rangkap tiga karbon dengan nitrogen.Gambar 1.4 Overlap orbital p dalam ikatan rangkap tiga. Untuk lebih jelasnya makapada gambar sebelah kiri, orbital σ dihapus; tapi gambar kanan,semuanya orbital ikatan diperlihatkanIkatan rangkap dua dan tiga hanya penting untuk unsur-unsur periode kedua yaknikarbon, nitrogen, dan oksigen. Untuk unsur-unsur periode ketiga, ikatan rangkap jarang8

terbentuk dan senyawa-senyawa yang mengandung ikatan rangkap umumnya tidakstabil karena orbital p yang akan membentukan ikatan rangkap saling berjauhansehingga overlapnya kurang. Hanya ikatan rangkap C=S yang penting dari unsurperiode ketiga, dan senyawa yang mengandung ikatan C=S jauh kurang stabil dibandingdengan senyawa C=O.I.2 Struktur Elektronik MolekulI.2.1 Struktur LewisStruktur molekul, ion, atau radikal bebas yang hanya mempunyai elektronterlokalisasi dimungkinkan ditulis dengan suatu rumus yang memperlihatkan letakelektron-elektronnya, dan disebut struktur Lewis. Rumus ini hanya memperlihatkanelektron valensi, baik yang ditemukan dalam ikatan kovalen yang menghubungkan duaatom, ataupun sebagai elektron bebas. Struktur suatu molekul harus dituliskan denganbenar karena posisi elektron dapat berubah di dalam suatu reaksi, dan penting untukmengetahui posisi awal elektron sebelum menelusuri ke mana berpindahannya. Untukdapat menuliskan rumus elektronik suatu molekul dengan benar maka perlu menerapkanaturan-aturan sebagai berikut:1. Jumlah total elektron valensi di dalam molekul (atau ion atau radikal bebas)harus merupakan jumlah elektron kulit valensi atom-atom yang berkontribusikepada molekul, ditambah dengan muatan negatif atau dikurangi dengan muatanpositif bagi ion-ion. Jadi untuk H2SO4, ada 2 (satu untuk setiap hidrogen) + 6(untuk sulfur) + 24 (6 untuk setiap oksigen) = 32; sedangkan untuk SO4

=,jumlahnya juga 32 karena masing-masing atom berkontribusi 6 ditambah 2untuk muatan negatif.2. Setelah jumlah elektron valensi dipastikan, perlu untuk selanjutnya menentukanelektron-elektron yang ditemukan dalam ikatan kovalen dan yang tidakdigunakan untuk berikatan (baik dalam keadaan berpasangan ataupun tunggal).Atom-atom unsur periode kedua (B, C, N, O, dan F) dapat mempunyai 8elektron valensi, walaupun di dalam beberapa hal atom-atom tersebut hanyamempunyai 6 atau 7 elektron valensi. Semua atom-atom periode kedua di atasselalu ingin memiliki 8 elektron valensi. Kondisi demikian disebut kondisi oktet,dan umumnya memiliki energi yang lebih rendah.9Sebagai contoh:Ada beberapa perkecualian. Dalam hal molekul O2, struktur 7a memiliki energi yanglebih rendah daripada struktur 7b.Unsur-unsur periode ketiga (Al, Si, P, S, dan Cl) dapat memiliki 10 elektron valensikarena unsur-unsur tersebut dapat menggunakan orbital d yang kosong. Sebagai contoh:PCl5 dan SF6 adalah senyawa yang stabil. Dalam SF6, satu elektron s dan satu elektronpx dipromosikan dari keadaan ground state ke orbital d yang kosong; dan enam orbitalhibrida sp3d2 dihasilkan, dan titik sudut oktahedral.3. Biasanya perlu memperlihatkan muatan formal masing-masing atom.___ ______ _ ____ ______ ____ ______ _ ____ _____ ___ ___ _ ___!(1.3)Total muatan formal pada semua atom-atom sama dengan muatan molekul secara

keseluruhan.Contoh struktur elektronik: (pasangan elektron ikatan dinyatakan dengan sebuah garis,dan elektron bebas dinyatakan dengan titik).10Suatu ikatan kovalen koordinasi dinyatakan dengan anak panah, dan keduaelektron yang demikian berasal dari atom yang sama, yakni ikatan dapat dipandangsebagai hasil overlap orbital terisi dua elektron dengan orbital kosong. Jadi trimetilaminoksida akan dinyatakan dengan rumus:Untuk suatu ikatan kovalen koordinasi, hukum-hukum yang menyertai muatanformal telah dirubah sehingga kedua elektron berlaku untuk atom donor dan atompenerima. Jadi atom nitrogen dan oksigen dalam metilamin oksida tidak melahirkanmuatan formal.I.2.2 ElektronegativitasElektronegativitas adalah suatu konsep yang dimunculkan oleh kimiawan sebagaihasil pengembangan dari fenomena moment dipole permanen yang ditimbulkan olehmolekul-molekul asimetris. Elektronegativitas didefinisikan sebagai tenaga laten darisuatu atom dalam suatu molekul untuk menarik elektron. Konsep ini tergantung padateori struktur kimia organik modern untuk menginterpretasi beberapa sifat seperti:kekuatan keasaman dan kebasaan, panjang ikatan kimia, karakter ionik, volatilitas,kelarutan, potensial redoks, kekuatan ikatan hidrogen, dan lain-lain.Beberapa metode yang telah diusulkan untuk menetapkan skala elektronegativitasatom-atom namun yang paling luas penggunaannya adalah skala Pauling yang manaskala ini berdasar pada data termodinamika. Pauling memikirkan bahwa adalah layakuntuk mengharapkan energi suatu ikatan A-B dari rata-rata aritmetika energi ikatanmolekul simetri A-A dan B-B. Tentu saja hal ini dapat dipenuhi jika atom A dan Bcukup mirip."__ ___ _"__ _ "___ …………………….. (1.4)Jika elektronegativitas A dan B berbeda maka kerapatan elektron ikatan kovalenakan tidak simetris, tetapi lebih tinggi di dekat atom yang berelektronegativitas lebihbesar sehingga pada atom ini dihasilkan muatan parial negatif, dan pada atom yang laindihasilkan muatan positif.11Aδ+ : Bδ-

Jadi, ikatan kovalen tersebut mengandung karakter ionik, dan tarikan Coulombik antaramuatan-muatan yang berlawanan membuat ikatan menjadi lebih kuat daripada jikaikatan dalam kovalen murni. Oleh karenanya energi ikatan yang teramati EAB akan lebihbesar daripada rata-rata aritmatika energi ikat A2 dan B2. Untuk menghitung perbedaanini, Pauling menggunakan persamaan:Δ___ "__ _ __ _"__ _ "___ …………………… (1.5)Persamaan ini digunakan untuk menyusun skala elektronegativitas relatif. Perludiketahui bahwa AB adalah ekuivalen dengan panas yang dikeluarkan dari reaksi jikazat semuanya dalam keadaan gas.$%A _ $% B ( A _ B ...………………….. (1.6)

Seperti batasan pada persamaan AB , adalah energi ionik tambahan (ekstra)dari ikatan kovalen A – B dan selalu positif. Namun, dalam beberapa hal, sebagaicontoh adalah alkali hidrida, yang terhitung adalah negatif. Pauling kemudianmengusulkan bahwa jika rata-rata aljabar energi ikat diganti dengan rata-rata geometrik,maka harga positif untuk semua hal.Δ)__ _ "__ _ *"__."__ …………………… (1.7)Oleh karena AB muncul dari perbedaan elektronegativitas A dan B, maka layak untukmembuat persamaan AB sebagai fungsi dari perbedaan elektronegativitas.Tabel 1.1 Elektronegativitas relatif atom beberapa unsur-unsur menurut PaulingSumber: Ferguson, 1963; halaman 175Pauling juga menemukan suatu hubungan yang layak antara perbedaanelektronegativitas XA – XB dengan AB sesuai dengan persamaan:X_ _ X_ _ *Δ__ …………………..……….. (1.8)H2,1B2,0C2,5N3,0O3,5F4,0Al1,5Si1,8P2,1S2,5Cl3,0Sc1,3Ge1,8As2,0Se2,4Br2,8Y1,2Sn1,8Sb

1,9Te2,1I2,512Dan dalam hubungannya dengan energi ikat, akan memberikanX_ _ X_ _ -./0 _ $% _./0 1.00 __2 ……………………. (1.9)Di sini energi ikat dinyatakan dalam elektron volt (eV).Lebih lanjut, jika satu unsur dipilih sebagai pembanding (katakanlah hidrogen)maka elektronegativitas unsur-unsur lain dapat ditentukan. Melalui Persamaan 1.9 dandengan memilih harga untuk XA = 2,1, Pauling telah menentukan elektronegativitasbeberapa unsur seperti dapat terlihat pada Tabel 1.1. Dengan menggunakan data baruentalpi dan perbaikan harga energi ikat, elektronegativitas beberapa unsur telah dihitungulang dengan prosedur Pauling. Harga-harga ini diberikan pada Tabel 1.2Tabel 1.2 Harga Elektronegatifitas untuk beberapa unsur bagian atas adalah harga yangdiperoleh berdasarkan metode Rochow, sedangkan bagian bawah adalahharga yang diperoleh berdasarkan metode Pauling.H2,12,20Li BeB C N O F0,97 1,472,01 2,50 3,07 3,50 4,100,98 1,572,04 2,55 3,04 3,44 3,98Na MgAl Si P S Cl1,01 1,231,47 1,74 2,06 2,44 2,830,93 1,311,61 1,90 2,19 2,58 3,16K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br0,91 1,04 1,20 1,32 1,45 1,56 1,60 1,64 1,70 1,75 1,75 1,66 1,82 2,02 2,20 2,48 2,740,82 1,00 1,36 1,54 1,63 1,66 1,55 1,83 1,88 1,91 1,90 1,65 1,81 2,01 2,18 2,55 2,96Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I0,89 0,99 1,11 1,22 1,23 1,30 1,36 1,42 1,45 1,35 1,42 1,46 1,49 1,72 1,82 2,01 2,210,82 0,95 1,22 1,33 .. 2,16 .. .. 2,28 2,20 1,93 1,69 1,78 1,96 2,05 .. 2,66Cs Ba † Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At0,86 0,971,23 1,33 1,40 1,46 1,52 1,55 1,44 1,42 1,44 1,44 1,55 1,67 1,76 1,900,79 0,89.. .. 2,36 .. .. 2,20 2,28 2,54 2,00 2,00 2,33 2,02 .. ..Fr Ra ‡† La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu1,08 1,08 1,07 1,07 1,07 1,07 1,01 1,11 1,10 1,10 1,10 1,11 1,11 1,06 1,141,10 1,12 1,13 1,14 .. 1,17 .. 1,20 .. 1,22 1,23 1,24 1,25 .. 1,27‡ Ac Th Pa U Np Pu1,00 1,11 1,14 1,22 1,22 1,22.. .. .. 1,38 1,38 1,28* Kumpulan nilai yang di posisi atas berdasakan elektrostatik, kumpulan nilai yang ada di posisi bawahadalah berdasarkan termokimiaSumber: Ferguson, 1963; halaman 17913

Pada Tabel 1.2, terdapat pula harga elektronegativitas beberapa unsur yang telahdihitung dengan menggunakan prosedur Rochow, yaitu berdasarkan elektrostatik.Prosedur Rochow tidak dibicarakan disini. Namun, bagaimanapun juga, dataelektronegativitas yang diperoleh melalui metode Rochow adalah lebih baik. Sebagaibukti adalah sebagai berikut:33C – H dan 33G – H bereaksi dengan 3Li masing-masing membentuk 33CLi dan33GeLi, sedangkan reaksi 34Si dan 34Sn dengan 3Li masing-masing menghasilkan34Si dan 34Sn. Ini berarti bahwa ikatan C – H dan Ge – H jauh lebih polar dari padaikatan Si – H dan Sn – H (dengan H positif). Hal ini dapat diharapkan demikian jikaelektronegatifitas C dan Ge jauh lebih besar dari pada Si dan Sn. Pada Tabel 1.2 jugatampak bahwa harga elektronegatifitas dengan metode Rochow terlihat memberikanelektronegatifitas antara C dan Ge dengan Si dan Sn yang cukup besar.Bukti lain dari ketetapan metode Rochow dapat dilihat dalam reaksi berikut :4C _ BrGe _ Br 9 :@A;A, A =AB>? C C _ HGe _ H4tetapi4Si _ BrSn _ Br 9 :@A;A, A =AB>? tidak bereaksi1.2.3 Karakter Ionik Molekul KovalenTelah diketahui bahwa di dalam ikatan A – B dimana A dan B mempunyaiperbedaan elektronegativitas, maka ikatan tersebut kovalen murni. Sebagai contoh kitagunakan asam klorida.Teori ikatan valensi menyuguhkan struktur senyawa asam klorida denganmempostulatkan bahwa ada struktur dari senyawa tersebut tidaklah kovalen murni.Sebagai contoh kita gunakan asam klorida.Teori ikatan valensi menyuguhkan struktur senyawa asam klorida denganmempostulatkan bahwa ada struktur dari senyawa tersebut, satu kovalen murni dan satuionik murni.Struktur sebenarnya adalah hibrida resonansi antara dua batas ini. Fungsi gelombangnyaadalah_ NOPQ?R; _ a SO;SN ……………………. (1.10)disini a menyatakan persentase karakter ionik.14Pauling telah mengembangkan suatu persamaan hubungan karakter ionik suatusenyawa hydrogen halida dengan perbedaan elektronegativitas atom-atom dalamsenyawa tersebut, yaitu:% karakter ionik _ 0,16 _XY _ XZ_ _ 0,035 _XY _ XZ__ ……. (1.11)Di sini XA dan XB adalah elektronegativitas atom A dan atom B. Tabel 1.3 memberikanpersentase karakter ionik untuk beberapa ikatan atom-atom yang berbedaelektronegativitas.Tabel 1.3 Persen karakter ionik untuk elektronegativitas berbedaXA – XB Persen Karakter Ionik XA – XB Persen Karakter Ionik0,20,40,6

0,81,01,21,41,6371115202429351,82,02,22,42,62,83,03,24046525965728087Sumber: Ferguson, 1963; halaman 194Walaupun Tabel 1.3 memberikan gambaran semi kuantitatif, tapi data tersebuthanya digunakan untuk menentukan apakah suatu ikatan lebih bersifat ionik ataukovalen. Tabel 1.3 meramalkan bahwa CsF lebih bersifat ionik dan ternyata betul;namun Tabel ini pula meramal bahwa ikatan dalam SiF4 dan SnF4 mempunyai karakterionik yang kira-kira sama; tetapi berdasarkan titik didihnya, SiF4 (td = -90o) adalahlebih kovalen dan SnF4 (td = 705o) adalah lebih ionik. Rupanya faktor perbedaan jarijariioniklah yang lebih dominan di sini. Dengan demikian cukup banyak parameteryang ikut berpengaruh dalam menentukan karakter ionik suatu senyawa.Fajans mengamati persen karakter ionik suatu senyawa dari sudut yangberlawanan dengan Pauling. Fajan memikirkan faktor yang membuat suatu ikatan ionikmenjadi lebih kovalen. Ia mempostulatkan bahwa dengan hadirnya suatu kation, makaawan elektron pada anion akan berubah karena gaya tarik oleh kation yang bermuatanposistif. Menurut Fajan, ada tiga faktor yang menunjuk kepada kovalensi, yaitu :1. Tingginya muatan kationik2. Kecilnya jari-jari kationik3. Besarnya jari-jari anionik15

Sebagai contoh, faktor 1 menerangkan karakter kovalen SnCl4 lebih besar daripada SnCl2, faktor 2 mengurutkan SiF6 lebih kovalen dari pada SnF6, dan faktor 3meramalkan AlCl3 akan lebih kovalen dari pada AlF3. Ternyata ini sesuai dengan datatitik didih. Walaupun di sini data titik didih digunakan sebagai penaksir karakter ioniksuatu senyawa, tetapi jangan dipandang titik didih itu sebagai kriteria yang sempurna.I.2.4 Induksi dan Efek MedanIkatan C-C dalam etana adalah nonpolar sempurna karena ikatan tersebutmenghubungkan dua atom yang ekuivalen. Akan tetapi ikatan C-C dalam kloroetanaterpolarisasi oleh adanya atom klor elektronegatif. Polarisasi ini sebenarnya adalahjumlah dari dua efek. Pertama, atom C-1 telah kekurangan sejumlah kerapatanelektronnya oleh elektronegativitas Cl yang lebih besar, diganti secara parsial olehikatan C-C yang ada didekatnya mengakibatkan polarisasi ikatan ini dan suatu muatanpositif kecil pada atom C-2. Polarisasi satu ikatan yang disebabkan oleh polarisasiikatan tetangga disebut efek induksi. Efek ini tidak hanya dirasakan oleh ikatantetangga, namun dapat pula berpengaruh sampai ikatan yang lebih jauh. Efek iniberkurang dengan bertambahnya jarak. Polarisasi ikatan C-C menyebabkan pula sedikitpolarisasi tiga ikatan C-H metil.3 2 1H C 3 CH2 CH2 ClResonasi dan induksi tidak perlu bekerjanya dalam arah yang sama. Di dalamkeadaan dasar (ground state) efek-efek ini bekerja secara permanen dan dapat nyatadalam sejumlah sifat-sifat molekul. Salah hal yang paling ideal yang berhubungandengan efek induksi adalah kecepatan solvolisis 4-(4-alkilbisiklo[2.2.2]oktan-1-ilbrosilatdalam asam asetat pada 75oC. Kecepatan relatif diberikan sebagai berikut:16Efek lain yang bekerja adalah efek medan. Efek ini bekerja tidak melalui ikatantapi langsung melalui ruang atau molekul pelarut. Biasanya sulit untuk memisalkan efekinduksi dengan efek ruang, tapi ada fakta yang menunjukkan bahwa efek medantergantung pada geometri molekul sedangkan efek induksi hanya tergantung pada sifatikatan. Sebagai contoh di dalam isomer 13 dan 14, efek induksi atom klor terhadapposisi elektron-elektron di dalam gugus COOH (dan oleh karenanya juga terhadapkeasamannya) seharusnya sama karena keterlibatan ikatannya juga sama; tapi efekmedan akan berbeda karena posisi klor dalam 13 lebih dekat ke COOH dibandingdengan di dalam 14. Jadi pembandingan keasaman 13 dan 14 seharusnya mengungkapapakah suatu efek medan benar-benar bekerja. Fakta yang diperoleh dari eksperimenseperti itu memperlihatkan bahwa efek medan lebih penting daripada efek induksi.Dalam kebanyakan kasus, kedua jenis efek tersebut dipertimbangkan secara bersamasama.Gugus fungsi dapat dikelompokkan sebagai gugus penarik elektron (-I) dan guguspendorong elektron (+I) relatif terhadap atom hidrogen. Sebagai contoh gugus nitroadalah suatu gugus –I, gugus ini lebih kuat menarik elektron ke dirinya daripada atomhidrogen.H CH2 PhO2N CH2 PhJadi di dalam α-nitrotoluena, elektron di dalam ikatan C-N lebih jauh dari atom karbondaripada elektron di dalam ikatan H-C toluena. Hal yang serupa, elektron ikatan C-Ph

lebih jauh dari cincin daripada di dalam toluena. Dengan digunakan atom hidrogensebagai pembanding, gugus NO2 adalah gugus penarik elektron (-I) dan gugus O- adalahgugus pendorong elektron (+I). Meskipun demikian, tidak ada pemberian ataupenarikan yang benar-benar terjadi, hanya karena ini istilah ini nyaman digunakan; di17sini hanya terjadi perbedaan posisi elektron yang disebabkan oleh perbedaanelektronegativitas antara H dengan NO2 atau antara H dengan O-.Tabel 1.4 memuat sejumlah gugus –I dan +I yang paling umum, dan terlihatbahwa dibandingkan dengan hidrogen, kebanyakan gugus adalah penarik elektron.Gugus yang bersifat pendorong elektron hanya gugus dengan muatan formal negatif(tidak semuanya demikian), atom-atom berlektronegatif rendah seperti Si, Mg, dansebagainya, dan kemungkinan juga gugus alkil. Gugus alkil biasanya dipandang sebagaigugus pendorong elektron, tapi akhir-akhir ini sejumlah contoh yang ditemukanmengarah pada kesimpulan bahwa gugus bersifat penarik elektron dibanding denganhidrogen.Tabel 1.4 Efek medan berbagai gugus relatif terhadap hidrogen+I -IO- NR3

+ COOH ORCOO- SR2

+ F CORCR3 NH3

+ Cl SHCHR2 NO2 Br SRCH2R SO2R I OHCH3 CN OAr C≡CRD SO2Ar COOR Ar, CH=CR2

Sumber: March, 1985; halaman 17Hal tersebut berdasarkan pada nilai 2,472 untuk elektronegativitas CH3 (Tabel 1.5)dibanding dengan 2,176 untuk H. Jika gugus alkil terikat pada gugus tak jenuh ataukarbon trivalensi (atau atom lain), gugus ini berkelakuan sebagai gugus +I; tetapi jikagugus ini terikat pada atom jenuh, hasilnya menjadi tidak jelas karena dalam beberapahal gugus ini sebagai +I dan dalam hal lain gugus ini sebagai –I.Tabel 1.5 Beberapa nilai elektronegativitas gugus relatif terhadap H = 2,176CH3 2,472 CCl3 2,666CH3CH2 2,482 C6H5 2,717CH2Cl 2,538 CF3 2,985CBr3 2,561 CN 3,208CHCl2 2,602 NO2 3,421Hal yang serupa, adalah sudah jelas bahwa urutan efek medan gugus alkil jikaterikat pada sistem tak jenuh adalah tersier > sekunder > primer > CH3, tetapi urutan initidak selalu bertahan jika gugus-gugus tersebut terikat pada sistem jenuh. Deuteriumadalah gugus pendorong elektron bila dibandingkan dengan hidrogen. Hal lain yangsama, atom ikatan sp umumnya mempunyai kekuatan penarikan elektron lebih besar18daripada atom ikatan sp2 yang mempunyai kekuatan penarikan elektron lebih besardaripada atom ikatan sp3. Catatan ini untuk fakta bahwa gugus aril, vinil, dan etunil

adalah –I.I.2.5 Panjang ikatanJarak antara atom-atom di dalam molekul adalah sifat khas molekul dan dapatmemberikan informasi berharga apabila dibandingkan dengan ikatan yang sama dalammolekul yang berbeda.Tabel 1.6 Panjang IkatanJenis Ikatan Panjang, Å Senyawa-senyawa khasC-Csp3-sp3 1,54sp3-sp2 1,50 Asetaldehida, toluena, propenasp3-sp 1,46 Asetonitril, propunasp2-sp2 1,48 Butadiena, glioksal, bifenilsp2-sp 1,43 Akrilonitril, vinilasetilenasp-sp 1,38 Sianoasetilena, butadiunaC=Csp2-sp2 1,34 Etilenasp2-sp 1,31 Ketena, allenasp-sp 1,28 Butatriena, karbon suboksidaC≡Csp-sp 1,20 AsetilenaC-Hsp3-H 1,11 MetanaSp2-H 1,10 Benzena, etilenasp-H 1,08 HCN, asetilenaC-Osp3-O 1,41 Dimetil eter, etanolsp2-O 1,34 Asam formatC=Osp2-O 1,20 Formaldehida, asam formatsp-O 1,16 CO2

C-Nsp3-N 1,47 Metilaminasp2-N 1,36 FormamidaC=Nsp2-N 1,28 Oksim, iminaC≡Nsp-N 1,16 HCNC-Ssp3-S 1,81 Metil merkaptansp2-S 1,75 Difenil sulfidaC=Ssp-S 1,56 CS2

C-halogen F Cl Br Isp3-halogen 1,38 1,78 1,94 2,14sp2-halogen 1,35 1,73 1,85 2,03sp-halogen 1,27 1,63 1,79 1,99Sumber: March, 1985; halaman 1919Metode utama penentuan panjang dan sudut ikatan adalah difraksi sinar-x (hanya untukpadatan), difraksi elektron (hanya untuk gas), dan metode spektroskofi. Jarak antara

atom-atom dalam suatu ikatan tidaklah konstan karena molekul-molekul selalubervibrasi, oleh karenanya ukuran panjang ikatan adalah nilai rataan; dengan demikianmetode pengukuran yang berbeda akan memberikan hasil yang berbeda. Meskipundemikian, perolehan nilai hanya harus dicatat apabila perbedaannya sangat tipis. Hasilpengukuran bervariasi akurasinya, tetapi ada indikasi bahwa ikatan yang serupamempunyai panjang ikatan yang sangat wajar dianggap konstan dari satu molekul kemolekul berikutnya. Umumnya menpunyai variasi kurang dari 1%.Panjang ikatan sejumlah ikatan penting diberikan dalam Tabel 1.6. Sebagaimantampak dalam tabel tersebut, ikatan karbon memendek oleh meningkatnya karakter s.Fakta ini dapat dijelaskan bahwa meningkatnya karakter s orbital hibrida maka orbitalhibrida menjadi lebih mirip dengan orbital s, dan oleh karenanya lebih dekat dengan intiatom daripada orbital yang kurang berkarakter s.I.2.6 Sudut IkatanSudut ikatan karbon sp3 dapat diharapkan selalu sama dengan tetrahedral 109o28’,tetapi hal ini hanya bisa terjadi apabila empat gugus yang diikat adalah identik sepertidalam metana, neopentana, atau karbon tetraklorida. Kebanyakan kasus ditemukandimana terjadi sedikit penyimpangan dari besarnya sudut tetrahedarl murni. Sebagaicontoh sudut C-C-Br dalam 2-bromopropana adalah 114,2o. Hal yang serupa jugaditemukan penyimpangan dari sudut 120o untuk sp2 dan sudut 180o untuk sp.Penyimpangan ini terjadi karena adanya sedikit perbedaan hibridisasi. Karbon yangmengikat empat gugus dengan menggunakan orbital hibrida dari satu orbital s dan tigaorbital p tidak benar-benar mengandung sifat 25% s dan 75% p karena perbedaanelektronegativitas, masing-masing akan menarik elektron dari karbon ke dirinya sesuaidengan elektronegativitasnya. Atom karbon akan mensuplai karakter p apabila berikatandengan atom yang lebih elektronegatif, seperti yang terjadi dalam klorometana. Ikatankarbon dengan klor melebihi 75% karakter p-nya, dan hal ini menyebabkan karakter pmasing-masing dari tiga ikatan yang lain menjadi kurang dari 75%. Di dalam molekulyang tegang, sudut ikatan dimungkinkan lebih banyak menyimpang dari sudut idealnya.Oksigen dan nitrogen yang diperkirakan membentuk ikatan dari p dengan sudut90o, tapi kenyataannya sudut air dan amoniak jauh lebih besar dari 90o, bahkan lebihdekat ke sudut tetrahedral 109o28’. Hal ini mengindikasikan bahwa atom oksigen dan20nitrogen di dalam senyawa-senyawa tersebut menggunakan orbital sp3 dalammembentuk ikatan. Oleh karena oksigen dalam air hanya membentuk dua ikatan dannitrogen dalam amoniak membentuk tiga ikatan hidrogen maka orbital sp3 yang lainditempati oleh pasangan elektron tak berikatan yang disebut pasangan elektron bebas.Jika uraian ini benar, dan ternyata memang diterima oleh kebanyakan kimiawan makamenjadi penting untuk menjelaskan fakta sudut kedua senyawa tersebut yang bukan109o28’. Satu penjelasan yang telah diusulkan menyatakan bahwa pasangan elektronbebas sebenarnya mempunyai efek sterik yang lebih besar daripada pasangan elektronikatan karena elektron bebas tidak ditarik oleh inti lain menjauh dari karbon sehinggakerapatan elektron di dekat karbon menjadi tinggi dan tolak menolak elektron ikatandengan elektron bebas lebih besar daripada tolak menolaknya dengan pasangan elektronikatan yang lain. Akan tetapi kebanyakan fakta memperlihatkan bahwa efek sterik yangditimbulkan oleh pasangan elektron bebas lebih kecil daripada pasangan elektron ikatan.Penjelasan yang umumnya diterima oleh kimiawan adalah hibridisasi dalam air dan

amoniak bukanlah sp3 murni. Pasangan elektron bebas tidak ditarik oleh inti atom lainsehingga lebih dekat ke inti karbon sehingga karakter s-nya menjadi lebih besardaripada orbital sp3 yang membentuk ikatan. Peningkatan karakter p mengarah kepadapengecilan sudut sedangkan peningkatan karakter s mengarah pada pembesaran sudutikatan.I.2.7 Energi IkatAda dua jenis energi ikat. Energi yang diperlukan untuk memutuskan suatu ikatanmenghasilkan bagian radikal disebut energi peruraian D. Sebagai contoh D untuk H2O→ HO + H adalah 118 kkal/mol. Akan tetapi nilai ini tidak dipilih sebagai energi ikatO-H dalam air karena D untuk H-O → H + O adalah 100 kkal/mol. Rataan kedua nilaitersebut (109 kkal/mol) dipilih sebagai energi ikat E. Untuk metana, total energiperubahan dari CH4 menjadi C + 4H (pada 0 K) adalah 393 kkal/mol. Hal ini berati Euntuk ikatan C-H dalam metana adalah 98 kkal/mol pada 0 K. Di dalam molekuldiatom, tentu saja D = E.Panas pembakaran yang dapat diketahui dengan tepat adalah panas pembakaranhidrokarbon. Untuk metana, nilai panas pembakarannya pada 25oC adalah 212,8kkal/mol, yang mana nilai mengarah kepada panas atomisasinya adalah 398,0 kkal/mol(pada 25oC), atau nilai E untuk ikatan C-H adalah 99,5 kkal/mol pada 25oC. Metode inibaik untuk molekul seperti metana di mana semua ikatannya ekuivalen, tetapi untuk21molekul yang rumit maka harus dibuatkan asumsi-asumsi. Jadi untuk etana denganpanas atomisasinya pada 25oC adalah 676,1 kkal/mol, maka perlukan penentuan lebihlanjut berapa besar energi untuk ikatan C-C dan berapa besar untuk enam ikatan C-H.Di dalam hal ini, asumsi menjadi penting karena tidak ada cara yang benar untukmemperoleh informasi tersebut, dan sesungguhnya pertanyaan tersebut tidakmempunyai pengertian yang nyata. Jika dibuat asumsi bahwa E untuk masing-masingikatan C-H adalah sama dengan ikatan C-H dalam metana (99,5 kkal/mol), maka untukenam ikatan C-H dalam etana adalah 6 x 99,5 = 597,0 kkal/mol, sisanya = 79,1 kkal/moluntuk ikatan C-C. Meskipun demikian, perhitungan yang sama untukpropanamenghasilkan 80,3 kkal/mol untuk ikatan C-C; untuk isobutana, nilai tersebutadalah 81,6 kkal/mol. Tinjauan dengan menggunakan panas atomisasi isomer-isomerjuga sulit. Nilai E untuk ikatan C-C dalam pentana, isopentana, dan neopentana yangdihitung dari panas atomisasi pada 25oC dengan cara yang sama masing-masing adalah81,1; 81,8; dan 82,4 kkal/mol, meskipun semua isomer tersebut mempunyai dua belasikatan C-H dan empat ikatan C-C.Tabel 1.7 Nilai energi ikat E untuk beberapa jenis ikatan pentingIkatanNilai rataanE pada 25oC(kkal/mol)NilaiTerhitungdariIkatanNilai rataanE pada 25oC

(kkal/mol)NilaiTerhitungdariO-H 110-111 110,6 H2O C-S 66 64,0 C2H5SHC-H 96-99 99,5 CH4 C-I 52 50,1 CH3IN-H 93 93,4 NH3 C≡C 199-200 194,4 C2H2

S-H 82 83,0 H2S C=C 146-151 141,3 C2H4

C-F … 116 CF4 C-C 83-85 79,1 C2H6

C-H 96-99 99,5 CH4 C≡N 204 206,1 HCNC-O 85-91 76,8 CH3OH C=O 173-181 164,0 HCHO84,2 C2H5OH 192,0 CO2

C-C 83-85 79,1 C2H6 C=N 143C-Cl 79 78,3 CCl4

C-N 69-75 66,5 CH3NH2

C-Br 66 69,0 CBr4

65,0 CHBr3

Sumber: March, 1985; halaman 23Perbedaan nilai yang diperoleh disebabkan oleh berbagai faktor. Isopentanamempunyai karbon tersier yang mana karakter s dalam ikatan C-H-nya tidak samadengan karakter s ikatan C-H dalam pentana, dan juga mengandung karbon sekunderdengan ikatan C-H yang karakter s-nya tidak sama dengan karakter s ikatan C-H dalammetana. Dengan demikian, tidak tidaklah benar jika nilai E 99,5 kkal/mol yang dari22metana digunakan untuk semua ikatan C-H. Beberapa persamaan empiris yang telahdipikirkan untuk menghitung faktor-faktor yang menyebabkan perbedaan nilai-nilai diatas, total energi tersebut dapat dihitung jika sejumlah parameter (satu untuk masingmasingstruktur) dimasukkan. Tentu saja parameter-parameter tersebut dihitung darienergi total yang diketahui dari sejumlah molekul yang mengandung struktur yangdigambarkan.Tabel 1.7 memberikan nilai E untuk berbagai ikatan. Nilai rataan yang diberikan adalahrata-rata sederetan dari banyak senyawa. Generalisasi tertentu dapat diturunkan datadalam Tabel 1.7 sebagai berikut:1. Ada korelasi kekuatan ikatan dengan jarak ikatan. Dengan membandingkannilai dalam Tabel 1.6 dengan nilai dalam Tabel 1.7 maka disimpulkan bahwaumumnya semakin pendek ikatan maka semakin kuat ikatan tersebut. Olehkarena meningkatnya karakter s akan disertai dengan memendeknya ikatanmaka kekuatan ikatan meningkat dengan meningkatnya karakter s.2. Ikatan menjadi lemah untuk unsur dari atas ke bawah dalam tabel periodik.Bandingkan iaktan C-O dengan C-S atau empat ikatan C-halogen. Hal terjadikarena jarak atom-atom meningkat jika berjalan ke bawah dalam tabel perodikkarena jumlah kulit-dalam meningkat.3. Ikatan rangkap dua lebih pendek dan lebih kuat daripada ikatan tunggal yangsejenisnya, tetapi tidak dua kali lipat karena derajat overlap π lebih rendahdaripada overlap σ. Hal ini berarti bahwa ikatan σ lebih kuat daripa ikatan π.Perbedaan energi antara ikatan tunggal C-C dengan C=C adalah energi yangdiperlukan untuk menyebabkan terjadinya rotasi di sekitar ikatan rangkap dua.

Ffffffffffffffffffffffffffffff

Postulat dasar dari teori ikatan valensi adalah bahwa bila 2 atom membentuk ikatan kovalen, orbital paling luar salah satu atom mengadakan tumpang tindih dengan orbital paling luar atom yang lain, dan pasangan elektron yang dimiliki bersama berada di daerah di mana terjadi tumpang tindih tersebut. (Syarifuddin, Nuraini.1994). Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan pada ion kompleks terjadi karena adanya tumpang tindih orbital ligan yang berupa molekul atau ion yang mempunyai pasngan elektron bebas, dengan orbital ion logam yang masih kosong. (Sukardjo. 1985). Dalam kimia, teori ikatan valensi menjelaskan sifat ikatan kimia dalam suatu molekul dari sudut valensi atom. Teori ini menyimpulkan suatu aturan bahwa atom pusat dalam suatu molekul cenderung untuk membentuk ikatan elektron ganda sesuai dengan batasan geometris seperti kurang lebih ditentukan oleh aturan oktet. Teori ikatan valensi juga dapat digunakan untuk menjelaskan kepolaran molekul, bentuk/struktur molekul dan ikatan pada ion/senyawa kompleks. Pada pendekatan pada teori Ikatan Valensi, yang terlibat pada pembentukan ikatan hanya orbital paling luar dari atom-atom yang berikatan, sedangkan pada pendekatan dengan teori Orbital Molekul, semua orbital atom-atom yang berikatan terlibat dan membentuk orbital molekul. Menurut teori Born, elektron mengisi orbit menurut jarak yang semakin jauh dari inti. Menurut mekanika kuantum, elektron mengisi orbital menurut energy level yang semakin besar. Energy level ini ditentukan oleh bilangan kuantum dan tiap-tiap elektron dalam atom mempunyai empat bialangan kuantum yaitu: a) Bilangan kuantum utama, n= 1,2,3,......sesuai dengan orbit dari atom menurut Bohr; b) Bilangan kuantum azimut, l= n-1, n-2.......0 yang menentukan angular momentum; c) Bilangan kuantum magnet, m= +l......0......-l yang menyatakan komponen l dalam arah medan magnet; d) Bilangan kuantum spin, s= +-1/2 Energi level pertama dapat diisi oleh 2 elektron, kedua oleh 8 elektron, ketiga oleh 18 elektron dan keempat oleh 32 elektron. Masing-masing energy level dari energy level pertama sampai energy level ketujuh dibagi menjadi subenergy level s,p,d dan f. Dalam tiap-tiap energy level, tingkat energy s

Untuk atom K : 3d > 4s Untuk atom Sc : 3d ≈ 4s Untuk atom Zn : 3d < 4s Secara diagram, tingkat tenaga atau energy level dalam atom dapat digambarkan sebagai berikut:

7p 5f 6d 7s

4f 6p 5d 6s 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s Energi level

Jumlah elektron maksimal masing-masing sublevel adlah sebagai berikut: L = 0, orbital s, satu orbital : 2 elektron L = 1, orbital p, tiga orbital : 6 elektron L = 2, orbital d, lima orbital : 10 elektron L = 3, orbital f, tujuh orbital : 14 elektron Elektron mengisi sublevel atom menuruti hukum Hund, yaitu elektron dalam satu sublevel bertendensi menpunyai spin sama. Ini berarti elektron tidak akan berpasangan sebelum tiap-tiap orbital diisi oleh satu elektron dengan spin sama, misalnya: 1s 2s 3p 3s 3p 3d 4s N Ti Ti3+ Mn Mn2+ Pada pembentukan ion positif, elektron yang terlepas berasal dari energy level tertinggi yang sudah diisi. Dalam logam transisi, elektron-elektron ini berasal dari orbital s, seperti terlihat pada pembentukan ion Ti3+ dan Mn2+. Orbital terpenting yang ikut dalam ikatan kimia ialah orbital s dan p, orbital d juga ikut bila lebih dari empat ikatan dibentuk oleh atom yang bersangkutan, sedang orbital f tidak ikut dalam pembentukan ikatan kimia. Bentuk orbital s seperti bola dan simetris, ini berarti bahwa kemungkinan terdapatnya elektron dalam ruangan sekitar inti sama. Orbital p ada tiga jenis, yaitu px, py dan pz yang masing-masing berbentuk seperti halter, sedang orbital d ada lima yaitu dxy, dxz, dyz, dx2-y2 yang berbentuk seperti daun dan dx2 yang berbentuk seperti halter dan gelang.

2.2 Bentuk Orbital Atom 1. Orbital s: 1s 2s

2. Orbital p:

2.3 Ikatan Valensi Dalam Membentuk Senyawa Dalam teori ikatan valensi dikatakan bahwa bila 2 atom membentuk ikatan kovalen, orbital paling luar salah satu atom mengadakan tumpang tindih dengan orbital paling luar atom yang lain, dan pasangan elektron yang dimiliki bersama berada di daerah di mana terjadi tumpang tindih tersebut. Sebagai contoh pada terbentuknya senyawa etana. Gambar etana sebelum berikatan

Gambar bentuk CH3CH3 setelah berikatan

2.4 Terbentuknya Ikatan Sigma dan Ikatan Pi Contoh dari terbentuknya ikatan sigma pada senyawa adalah: Pembentukan senyawa etan Setiap atom karbon pada etan mempromosikan sebuah elektron dan membentuk hybrid sp3 sama seperti pada metan. Jadi sebelum berikatan atom akan terlihat seperti berikut:

Hidrogen berikatan dengan dua buah karbon seperti pada metan. Kedua karbon berikatan dengan menggabungkan sisa dari orbital hybrid sp3 dari satu ujung keujung yang lain (end-to-end) untuk membuat orbital molekular yang baru. Ikatan yang dibuat dari overlap end-to-end ini membuat orbital molekul yang baru. Ikatan yang dibuat dari overlap end-to-end dikenal sebagai ikatan sigma. Ikatan antara karbon dan hydrogen juga merupakan ikatan sigma.

Pada setiap ikatan sigma, tempat paling memungkinkan untuk menemukan elektron adalah pada garis diantara nuklei. Rotasi bebas mengenai karbon-karbon ikatan tunggal Kedua ujung dari molekul ini bisa berputar secara bebas pada ikatan sigma, sedemikian rupa sehingga ada jumlah yang tak terhingga dari struktur etan. Beberapa bentuk yang memungkinkan adalah sebagai berikut:

Dalam setiap kasus, tangan kanan dari group CH3 berada pada tempat yang konstan sehingga anda dapat melihat efek dari perputaran pada bagian kanan. Contoh terbentuknya ikatan pi adalah: Ikatan rangkap Karbon-oksigen Sebuah model orbital dari ikatan C=O pada methanal, CHCHO, terlihat seperti ini:

Atom oksigen yang paling elektronegatif menarik kedua pasangan ikatan ke arahnya. Dan hal itu mengakibatkan atom oksigen lebih negative dan atom oksigen lebih positif.

Contoh lain dari pembentukan ikatan pi adalah: 1. Pembentukan senyawa etena

Gambar ikatan Pi pada CH2=CH2

Gambar terbentuknya awan electron pada CH2=CH2

2. Pembentukan senyawa etuna

CHGambar ikatan Pi pada CH

CHGambar terbentuknya awan elektron dari CH

BAB III PENUTUP Kesimpulan Berdasarkan hasil pembahasan dalam penulisan makalah ini, maka dapat disimpulkan sebagai berikut: 1. Teori ikatan valensi menjelaskan sifat ikatan kimia dalam suatu molekul dari sudut valensi atom. 2. Ikatan pada ion kompleks terjadi karena adanya tumpang tindih orbital ligan yang berupa molekul atau ion yang mempunyai pasangan elektron bebas, dengan orbital ion logam yang ma

B2H6 diboran

Ffffffffffff

Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: orbital molekul tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital atom untuk membentuk orbital molekul yang secara keseluruhan menrangkumi molekul. Semua ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital Antiikat, dan orbital non-ikatan. Orbital molekul adalah orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti. Kalau ini adalah jenis orbital orbital elektron memiliki kebolehjadian lebih tinggi antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung untuk tetap inti bersama-sama. Jika elektron cenderung berada di orbital molekul yang berada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital Antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron dalam orbital non-ikatan cenderung setidaknya di orbit (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara keseluruhan dalam satu inti. Elektron ini tidak menguatkan atau melemahkan kekuatan ikatan.Perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul

Di beberapa daerah, teori ikatan valensi lebih baik daripada teori orbital molekul. Ketika diterapkan pada dua molekul berelektron, H2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang paling sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang lebih dekat dan representasi yang lebih akurat dari perilaku elektron ketika ikatan kimia terbentuk dan patah. Sebaliknya, teori orbital molekul memprediksikan bahwa molekul hidrogen akan terdisosiasi menjadi superposisi linear dari hidrogen atom dan ion hidrogen positif dan negatif. Prediksi ini tidak cocok dengan deskripsi fisik. Hal ini sebagian menjelaskan mengapa kurva energi total dari jarak antara atom dalam metode ikatan valensi berada di atas kurva yang menggunakan metode orbital molekul. Situasi ini terjadi pada semua molekul diatomik homonuklir dan jelas terlihat di F2 ketika energi minimum kurva menggunakan teori orbital molekul masih lebih tinggi dari energi dua atom F.

Konsep hibridisasi sangatlah berguna dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangat rendah, menyebabkan teori ini masih merupakan bagian integral dari kimia organik. Namun, karya Friedrich Hund, Robert Mulliken, dan Gerhard Herzberg menunjukkan bahwa teori orbital molekul memberikan deskripsi yang lebih tepat spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori ikatan valensi menjadi lebih jelas pada molekul berhipervalensi (misalnya PF5) ketika molekul ini dijelaskan tanpa menggunakan orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Kompleks logam dan senyawa yang kurang elektron (misalnya diborana) digambarkan sangat baik oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah dibuat.

Pada tahun 1930, kedua metode bersaing untuk menyadari bahwa mereka hanya perkiraan 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 dengan fungsi gelombang interaksi konfigurasi. Jika kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana dari kondisi-kondisi dasar dan mengkombinasikan fungsi-fungsi ini dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan keseluruhan kemungkinan keadaan tereksitasi yang menggunakan orbital kosongnya dari sekelompok orbital atom yang sama, kita juga mendapatkan fungsi gelombang konfigurasi penuh interaksi. Terlihat bahwa pendekatan orbital molekul terlalu fokus pada struktur sederhana ion, sedangkan pendekatan teori ikatan valensi sederhana terlalu sedikit menitikberatkan pada struktur ion. Dapat kita katakan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu terdelokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.

Sekarang kedua pendekatan tersebut dianggap untuk bertemu satu sama lain, masing-masing memberikan pandangan mereka sendiri pada isu-isu 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. Tapi program ikatan valensi yang lebih baik juga tersedia.Ikatan dalam rumus kimia

Bentuk atom dan molekul sangat sulit 3-dimensi dalam menggunakan teknik tunggal yang mengindikasikan orbital dan obligasi. Pada rumus molekul, ikatan kimia (ikatan orbital)

diindikasikan menggunakan metode yang berbeda tergantung pada jenis diskusi. Kesemuaannya kadang-kadang diabaikan. Sebagai contoh, dalam kimia organik, kimiawan biasanya hanya peduli pada molekul kelompok fungsional. Oleh karena itu, rumus molekul etanol dapat ditulis dalam konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH3-CH2-OH), memisahkan kelompok-kelompok fungsional yang molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan atom konstituen saja (C2H6O). Kadang-kadang, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan yang dijelaskan dalam 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital atom, sebagai contoh anion etena-4 dihipotesiskan (\ / C = C / \ -4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan.Ikatan kimiaIkatan panjang lebar dalam amdan energi ikat dalam kJ / mol.Ikatan panjang dapat dikonversikan menjadi Åpembagian dengan 100 (1 Å = 100 pm).

Obligasi berikut intramolekul ikatan yang mengikat atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan sederhana dan terlokalisasikan, jumlah elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan biasanya merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Jumlah yang bahkan nomor biasa ditemui karena elektron akan memiliki keadaan energi yang lebih rendah jika berpasangan. Teori-teori ikatan yang lebih canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidak selalu menjadi angka bulat, dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam sebuah ikatan. Sebagai contoh, karbon-karbon dalam benzena dihubungkan satu sama lain oleh ikatan 1.5 dan dua atom nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2.5. Kehadiran empat ikatan ganda juga terkenal. Jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada sebuah atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin besar perbedaan elektronegativitas, semakin besar elektron ikatan tertarik ke atom dan ion juga mendapatkan obligasi ini. Semakin kecil perbedaan elektronegativitas, semakin itu adalah ikatan kovalen.Kovalen

Kovalen ikatan yang umumnya adalah umum, yaitu perbedaan dalam ikatan elektronegativitas (negatif dan positif) antara atom-atom terikat sangat kecil atau hampir tidak ada. Dasi yang ditemukan di kebanyakan senyawa organik dapat dijelaskan sebagai ikatan kovalen. Lihat pula ikatan sigma dan ikatan pi untuk penjelasan LCAO jenis ikatan.Ikatan kovalen polar

Ikatan kovalen polar merupakan ikatan yang sifat-sifat mereka berada di antara kovalen dan ikatan ion.Ionik

Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik antara dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang besar. Tidak ada nilai-nilai yang membedakan ion tertentu dan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang lebih besar dari 2,0 biasanya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang lebih kecil dari 1.5 biasanya disebut ikatan kovalen. [3] Ikatan ion menghasilkan ion positif dan negatif perpecahan. Biaya ionik umumnya berkisar dari -3 ke 3 e e.Ikatan kovalen koordinat

Ikatan kovalen koordinat, kadang-kadang disebut ikatan datif, ikatan kovalen adalah sejenis ikatan keseluruhan elektron datang dari hanya satu atom, pasangan elektron donor, atau Basa Lewis. Konsep ini menjadi usang oleh ahli kimia sebagai pengembangan teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada borana nitron dan amonia. Susunan ikatan ini berbeda dengan ikatan ion pada perbedaan elektronegativitas kecil, menghasilkan ikatan kovalen. Obligasi ini biasanya ditandai dengan panah. Mata panah ini menunjuk pada akseptor elektron atau asam Lewis dan ekor panah menunjuk pada penderma elektron atau basa LewisBent ikatan

Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang ditemukan di molekul yang memiliki atau memperoleh Terikan sterik hambatan, sehingga orbital ikatan dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang biasanya lebih rentan terhadap reaksi daripada ikatan normal lainnya.Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

Dalam ikatan tiga-pusat dua-elektron, tiga atom saling berbagi dua elektron. Jenis ikatan ini terjadi pada senyawa yang kekurangan elektron seperti diborana. Setiap ikatan berisi sepasang elektron dari atom boron dihubungkan satu sama lain dalam bentuk pisang dengan sebuah proton (inti hidrogen) di tengah-tengah ikatan, dan berbagi elektron dengan atom boron. Ada juga tiga-pusat empat-elektron dalam molekul menjelaskan hipervalen.Tiga-ikatan elektron dan satu elektron

Obligasi dengan satu atau tiga elektron dapat ditemukan pada spesies radikal yang memiliki jumlah elektron ganjil (tidak datar). Contoh paling sederhana dari ikatan satu elektron dapat ditemukan pada kation molekul hidrogen H2 +. Satu-elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dua-elektron ikatan, sehingga ikatan ini disebut juga “ikatan setengah”. Tetapi ada pengecualian dalam kasus dilitium. Dilitium satu-elektron, Li2 +, lebih kuat daripada ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini dapat dijelaskan dengan hibridisasi dan efek kelopak mata. [4]

Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron dapat ditemukan pada kation dimer helium, he2 +, dan dapat dianggap sebagai “ikatan setengah” karena menurut teori orbital molekul, elektron-pertiga ke orbital yang melemahkan ikatan dua elektron Antiikat setengah. Molekul oksigen juga dapat dianggap memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya. [5]

Molekul dengan ikatan elektron ganjil biasanya sangat reaktif. Jenis ikatan ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang sama. [5]Aromatik obligasi

Dalam kebanyakan kasus, lokasi elektron tidak dapat ditandai dengan menggunakan garis (menandai dua elektron) atau titik (menandai elektron Tungga). Aromatik obligasi yang terjadi dalam molekul berbentuk cincin menunjukkan stabilitas bahkan lebih.

Pada benzena, 18 elektron ikatan mengikat 6 atom karbon bersama membentuk struktur cincin datar. “Orde” ikatan antara dua atom dapat digambarkan sebagai (18 / 6) / 2 = 1.5 dan semua

ikatan dalam benzena adalah identik. Hubungan ini juga dapat ditulis sebagai ikatan tunggal dan ganda bolak-balik, tetapi hal ini kuranglah tepat mengingat ikatan rangkap dan ikatan tunggal memiliki kekuatan ikatan yang berbeda dan tidak identik.Ikatan logam

Pada ikatan logam, elektron ikatan terdelokalisasi dalam kekisi (kisi) atom. Berbeda dengan senyawa organik, elektron terikat lokasi dan biaya yang statis. Oleh karena itu delokalisai menyebabkan elektron dapat bergerak bebas, senyawa ini memiliki sifat serupa dalam hal konduktivitas logam, duktilitas, dan kekerasan.Antarmolekul obligasi

Ada empat jenis dasar ikatan yang dapat terbentuk antara dua atau lebih molekul, ion, atau atom. Gaya antarmolekul menyebabkan molekul saling menarik atau menolak satu sama lain. Often this determines the physical properties of a substance (such as the melting point).Dipol permanen ke dipol permanen

Bersar perbedaan elektronegativitas antara dua atom yang berikatan dengan kuat menyebabkan terbentuknya dipol (dwikutub). Dipol ini akan menarik satu sama lain atau saling tolak.Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen dapat dianggap sebagai dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dijelaskan di atas. Namun, ikatan hidrogen, proton hidrogen berada sangat dekat dengan atom penderma elektron dan mirip dengan ikatan tiga-pusat dua-elektron seperti pada diborana. Ikatan hidrogen menjelaskan titik didih zat cair relatif tinggi seperti air, amonia, dan hidrogen fluorida jika dibandingkan dengan senyawa lain yang lebih berat kolom tabel periodik yang sama.Dipol seketika ke dipol terpengaruh (van der Waals)

Dipol dipol untuk segera terpengaruh, atau van der Waals, adalah ikatan yang paling lemah, tetapi sering ditemukan di antara semua bahan kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik waktu, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan satu muatan negatif di sisi tertentu. Hal ini disebut sebagai dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini dapat menarik atau menolak elektron helium lainnya, dan menyebabkan dipol lainnya. Kedua atom akan menarik satu sama lain sekali sebelum kargo diseimbangkan kembali untuk kemudian berpisah.Interaksi kation-pi

Kation-pi interaksi antara muatan negatif yang terlokalisasi dari elektron dalam orbital π dengan muatan positif.Elektron dalam ikatan kimia

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

Dalam kasus ikatan ion, elektron pada umumnya terlokalisir atom tertentu, dan todal elektron bergerak bebas di antara atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik keseluruhan

untuk membantu pemahaman kita tentang konsep distribusi orbital molekul. Gaya antara atom umumnya ditandai dengan potensial elektrostatik kontinum (continuum) isotropik.

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

Atom juga dapat membentuk ikatan yang memiliki sifat-sifat ionik dan kovalen. Hal ini dapat terjadi karena definisi didasarkan pada terdelokalisasi elektron. Elektron dapat sebagian terdelokalisasi di antara atom. Ikatan jenis ini biasanya disebut sebagai ikatan kovalen polar. Lihat pula elektronegativitas.

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