Rabu, 03 Desember 2008 di 10:11:00 PM | 0 komentar  

STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK DAN IKATAN KIMIA

Materi Persiapan Ujian Nasional 2008

SMA Cepiring Kendal

Atom : bagian terkecil dari suatu unsur

Struktur atom : keberadaan dan susunan partikel-partikel pembentuk suatu atom.

Perkembangan Model Atom :

Model Atom

Konsep

Perc.

Gam

bar

Penemuan

Dalton

Bola Pejal

Teoritis

Atom

JJ. Thomson

Roti Kismis

Tabung sinar Katoda

Elektron

Ernest Rutherford

Inti di tengah, elektron bergerak mengelilingi inti.

Hamburan partikel µ

proton

Neils Bohr

Atom mirip tatasurya

teoritis

Orbit elektron

Mekanika Gelombang

Elektron berada pada orbital

teoritis

Bilangan kuantum dan orbital

Oval: proton

Oval: IntiDiagram Atom

Oval: elektronOval: neutronOval: KulitOval: Atom`

Notasi Atom

X = Lambang Atom

A = Nomor Massa/Massa Atom

Z = Nomor Atom

Menentukan Jumlah proton, neutron dan elektron dalam suatu atom :

Untuk atom netral (tidak bermuatan)

åp = åe- = z

ån = A – z

Untuk anion (atom bermuatan negatif)

åe- = z + muatan

Untuk kation (atom Bermuatan positif)

åe- = z - muatan

Konfigurasi elektron :

  1. Menurut Neils Bohr à isi setiap kulit 2n2
  2. Menurut Mekanika Gelombang à 4 aturan pengisian elektron :
    1. Aturan Aufbau, dari tingkat energi terendah ke yang lebih tingg
    2. Aturan Hund, pengisian tunggal kemudian ganda.
    3. Larangan Pauli, tidak mungkin ada 2 elektron yang memilik 4 bil kuantum sama.
    4. Orbital penuh dan ½ penuh.

Bilangan Kuantum

· n, bil kuantum utama à kulit

· l, bil kuantum azimuth à sub kulit

s = 0, p = 1, d = 2, f = 3

· m, bil kuantum magnetik à orbital

harga antara –l s.d. +l.

· S, bil. Kuantum spin à putaran elektron

Harga + ½ dan – ½

Hubungan Konfigurasi elektron dgn SPU

Golongan A à blok s dan p à nsx npy n = periode

Golongan B à blok d à nsx (n-1)dy x+y = Gol

Golongan Penting dalam SPU

IA à Alkali, H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

IIA à Alkali Tanah, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

VIIA à Halogen, F, Cl, Br, I, At

VIIIA à Gas Mulia, He, Ne Ar, Kr, Xe. Ra

Ikatan Kimia




Penyebab terjadinya ikatan intra molekular :

Kecenderungan setiap atom untuk membentuk konfigurasi stabil oktet (8e) atau duplet (2e)

Cara yang dilakukan untuk mencapai kondisi kestabilan :

-

Ikatan Ion

Melepaskan elektron à kation

- Menerima elektron à anion

- Menggunakan pasangan elektron secara bersama, iuran à ikatan kovalen

Pembentukan Ikatan ion :

Ax+ + By- à AyBx

Jenis Ikatan Kovalen :

  1. Ikatan Kovalen Biasa, pasangan elektron yang digunakan berasal dari kedua belah fihak
  2. Ikatan Kovalen Koordinasi/dativ, pasangan elektron yang digunakan untuk berikatan berasal dari salah satu fihak.
  3. Ikatan Kovalen Polar, ikatan kovalen yang memiliki moment dipol. Terdapat perbedaan keelektronegatifan, orientasi elektron tak seimbanga.
  4. Ikatan Kovalen Non polar, ikatan kovalen yang tidak memiliki moment dipol, tidak terdapat perbedaan keelektronegatifan, orientasi elektron simetris.

Bentuk Molekul

Teori yang mendasari :

  1. VSEPR, Valence Shell Electron Pair Repulstion, teori tolakan pas. elektron, cara menentukan :
    1. Tentukan Strktur lewis
    2. Tentukan PEI dan PEB, tentukan bentuk molekul

20 à Linier

30 à Segitiga Planar

40 à Tetrahedral

50 à Segitiga Bipiramida

60 à Oktahedral

21 à Planar V

31 à segitiga Piramida

41 à Tetrahedral terdistorsi

51 à Segiempat piramida

22 à Bengkok

32 à Planar Bentuk T

42 à Planar segi empat

  1. Hibridisasi, berdasarkan struktur elektron yang terdapat pada orbital yang mengalami perubahan karena terjadinya ikatan.

Sp à linier

Sp2 à segitiga planar

Sp3 à tetrahedral

Sp3d à segitiga bipiramida

Sp3d2 à oktahedral

Ikatan Antar Molekul

  1. Ikatan Hidrogen
    1. Terjadi pada molekul yang mengandung hidrogen, dan merupakan senyawa polar.
    2. Ikatan terjadi karena adanya gaya elektrostatis yang disebabkan oleh dipol-dipol tetap.
    3. Atom yang dapat membentuk ikatan Hidrogen à N, O, F à NH3, H2O dan HF
    4. Ikatan relatif kuat
  2. Ikatan Van Der Walls
    1. Terjadi pada senyawa-senyawa polar.
    2. Ikatan terjadi karena adanya gaya london yang disebabkan oleh dipol-dipol sesaat.
    3. Ikatan relatif lemah

Diposting oleh klan uchiha

kelompok:



Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam 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.

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

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: 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.

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 bukan-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

Panjang ikat dalam pm
dan energi ikat dalam kJ/mol.

Panjang ikat dapat dikonversikan menjadi Å
dengan pembagian dengan 100 (1 Å = 100 pm).
Data diambil dari [1].

Ikatan

Panjang
(pm)

Energi
(kJ/mol)

H — Hidrogen

H–H

74

436

H–C

109

413

H–N

101

391

H–O

96

366

H–F

92

568

H–Cl

127

432

H–Br

141

366

C — Karbon

C–H

109

413

C–C

154

348

C=C

134

614

C≡C

120

839

C–N

147

308

C–O

143

360

C–F

135

488

C–Cl

177

330

C–Br

194

288

C–I

214

216

C–S

182

272

N — Nitrogen

N–H

101

391

N–C

147

308

N–N

145

170

N≡N

110

945

O — Oksigen

O–H

96

366

O–C

143

360

O–O

148

145

O=O

121

498

F, Cl, Br, I — Halogen

F–H

92

568

F–F

142

158

F–C

135

488

Cl–H

127

432

Cl–C

177

330

Cl–Cl

199

243

Br–H

141

366

Br–C

194

288

Br–Br

228

193

I–H

161

298

I–C

214

216

I–I

267

151

S — Belerang

C–S

182

272

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

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan yang perbedaan elektronegativitas 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 polar kovalen

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan polar kovalen

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

Ikatan ion

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: 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.[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar antara -3 e sampai dengan +3e.

Ikatan kovalen koordinat

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan kovalen koordinat

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

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, sehinggi 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. [4]

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.[5]

Molekul-molekul dengan ikatan elektron gasal biasanya sangat reaktif. Ikatan jenis ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang sama.[5]

Ikatan aromatik

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: Aromatisitas

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

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: 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.

Ikatan antarmolekul

Terdapat empat jenis dasar ikatan yang dapat terbentuk antara dua atau lebih molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekul menyebabkan molekul saling menarik atau menolak satu sama lainnya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik sebuah zat (seperti pada titik leleh).

Dipol permanen ke dipol permanen

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: 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.

Ikatan hidrogen

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen bisa dikatakan sebagai dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dijelaskan di atas. Namun, pada 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 yang relatif tinggi seperti air, ammonia, dan hidrogen fluorida jika dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang lebih berat lainnya pada kolom tabel periodik yang sama.

Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: Gaya van der Waals

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.

Interaksi kation-pi

!Artikel utama untuk bagian ini adalah: Interaksi kation-pi

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

Diposting oleh klan uchiha
Visit the Site
MARVEL and SPIDER-MAN: TM & 2007 Marvel Characters, Inc. Motion Picture © 2007 Columbia Pictures Industries, Inc. All Rights Reserved. 2007 Sony Pictures Digital Inc. All rights reserved. blogger templates