Sebutkan dan jelaskan 2 ikatan van der waals

Ikatan kimia adalah suatu proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik selang dua atom atau molekul yang mengakibatkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah berbelit-belit dan dinyatakan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam prakteknya, para kimiawan kebanyakan bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun semakin remeh sebagai dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron selang dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik sebagai tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.

Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion diasumsikan sbg ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals diasumsikan sbg ikatan "lemah". Hal yang perlu diteliti adalah bahwa ikatan "lemah" yang sangat kuat mampu semakin kuat daripada ikatan "kuat" yang sangat lemah.

Contoh model titik Lewis yang menggambarkan ikatan kimia anatara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik lewis adalah salah satu dari usaha awal kimiawan dalam menjelaskan ikatan kimia dan sedang digunakan secara lapang sampai sekarang.

Tinjauan

yang mengelilingi inti atom bermuatan negatif dan proton yang terdapat dalam inti atom bermuatan positif, mengingat muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, karenanya dua atom yang berdekatan satu sama pautannya akan membentuk ikatan.

Dalam cerminan yang sangat sederhana dari ikatan non-polar atau ikatan kovalen, satu atau semakin elektron, kebanyakan berpasangan, ditarik menuju suatu wilayah di selang dua inti atom. Gaya ini mampu mengatasi gaya tolak menolak selang dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom sebagai tetap bersama, walaupun keduanya sedang akan tetap bergetar dalam kondisi kesetimbangan. Ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau semakin inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsi.

Dalam cerminan ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom pautannya, sehingga secara efektif mengakibatkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom pautannya. Hal ini mengakibatkan satu atom bermuatan positif dan lainnyanya bermuatan negatif secara semuanya. Ikatan ini dihasilkan dari atraksi elektrostatik di selang atom-atom dan atom-atom tersebut menjadi ion-ion yang bermuatan.

Semua struktur ikatan mampu dinyatakan dengan teori kuantum, namun dalam prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan para kimiawan sebagai memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas suatu ikatan. Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet rule) dan teori VSEPR adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Hadir pula teori-teori yang semakin canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputi hibridisasi orbital dan resonans, dan cara orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: Linear combination of atomic orbitals molecular orbital method) yang meliputi teori medan ligan. Elektrostatika digunakan sebagai menjelaskan polaritas ikatan dan efek-efeknya terhadap zat-zat kimia.

Sejarah

Spekulasi awal dari sifat-sifat ikatan kimia yang berawal dari 100 tahun ke-12 mengganggap spesi kimia tertentu disatukan oleh sejenis afinitas kimia. Pada tahun 1704, Isaac Newton menggarisbesarkan teori ikatan atomnya pada "Query 31" buku Opticksnya dengan menyebut atom-atom disatukan satu sama pautan oleh "gaya" tertentu.

Pada tahun 1819, setelah penemuan tumpukan volta, Jöns Jakob Berzelius mengembangkan suatu teori kombinasi kimia yang menekankan sifat-sifat elektrogenativitas dan elektropositif dari atom-atom yang bergabung. Pada menengah 100 tahun ke-19 Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov, dan Hermann Kolbe, berangkat pada teori radikal, mengembangkan teori valensi yang pada awalnya disebut "kekuatan penggabung". Teori ini menyebut suatu senyawa tergabung berlandaskan atraksi kutub positif dan kutub negatif. Pada tahun 1916, kimiawan Gilbert N. Lewis mengembangkan pemikiran ikatan elektron berpasangan. Pemikiran ini menyebut dua atom mampu berkongsi satu sampai enam elektron, membentuk ikatan elektron tunggal, ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap tiga.

Dalam kata-kata Lewis sendiri:

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

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

Pada tahun 1935, H. H. James dan A. S. Coolidge memperagakan perhitungan pada molekul dihidrogen.Beda dengan perhitungan-perhitungan sebelumnya yang hanya menggunakan fungsi-fungsi jarak selang elektron dengan inti atom, mereka juga menggunakan fungsi yang secara eksplisit memperhitungkan jarak selang dua elektron.[2] Dengan 13 parameter yang mampu diatur, mereka mendapatkan hasil yang sangat mendekati hasil yang didapatkan secara eksperimen dalam hal energi disosiasi. Perluasan kemudian menggunakan 54 parameter dan memberikan hasil yang sangat berlandaskan denganhasil eksperimen. Perhitungan ini meyakinkan komunitas sains bahwa teori kuantum mampu memberikan hasil yang berlandaskan dengan hasil eksperimen. Namun pendekatan ini tidak mampu memberikan cerminan fisik seperti yang terdapat pada teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Selain itu, beliau juga sangat sulit diperluas sebagai perhitungan molekul-molekul yang semakin akbar.

Teori ikatan valensi

Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas landasan pendapat bahwa suatu ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron memperagakan pekerjaan dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, berangkat dari teori ini, kimawan Linus Pauling mempublikasikan jurnal ilmiah yang diasumsikan sbg jurnal sangat penting dalam sejarah kimia: "On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berlandaskan hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam perhitungan pada ikatan elektron berpasangan:

Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi apa yang banyak orang sebut sbg "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental sebagai memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi 1959 kemudian gagal sebagai mengalamatkan masalah yang semakin remeh dipahami menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi ini menjadi kurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang akbar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang semakin sulit pada program-program komputer telah nyaris dipecahkan dan teori ini berangkat memperagakan usaha kembali.

Teori orbital molekul

Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom sebagai membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah suatu orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Bila orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian semakin tinggi hadir di selang dua inti daripada di lokasi pautannya, karenanya orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Bila elektron-elektron cenderung hadir di orbital molekul yang hadir di lokasi pautannya, karenanya orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang hadir pada orbital bukan-ikatan cenderung hadir pada orbital yang sangat dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara semuanya pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.

Perbandingan selang teori ikatan valensi dan teori orbital molekul

Pada beberapa bagian, teori ikatan valensi semakin adil daripada teori orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, H2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang sangat sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang semakin tidak jauh dan representasi yang semakin akurat pada kelakuan 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 berlandaskan dengan cerminan fisik. Hal ini secara beberapa menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom pada cara ikatan valensi hadir di atas kurva yang menggunakan cara 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 sedang semakin tinggi dari energi dua atom F.

Pemikiran hibridisasi sangatlah bermanfaat dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, mengakibatkan teori ini sedang 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 semakin tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori ikatan valensi melebihi jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya PF5) ketika molekul ini dinyatakan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa yang kurang elektron (seperti diborana) dinyatakan dengan sangat adil oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah diproduksi.

Pada tahun 1930, dua cara ini saling bersaingan sampai disadari bahwa keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang semakin adil. Bila 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 sbg fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Bila kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada kondisi landasan dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan semuanya probabilitas kondisi 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. Mampu kita beritahukan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu ter-delokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.

Sekarang kedua pendekatan tersebut diasumsikan sbg saling memenuhi, masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan kimia. Perhitungan modern pada kimia kuantum kebanyakan dimulai dari (namun pada kemudiannya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi. Ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul semakin akurat dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital molekul semakin memudahkan sebagai diubah menjadi perhitungan numeris. Namun program-progam ikatan valensi yang semakin adil juga tersedia.

Ikatan dalam rumus kimia

Struktur 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 cara yang bebeda tergantung pada tipe percakapan. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sbg contoh, pada kimia organik, kimiawan kebanyakan hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karenanya, rumus molekul etanol mampu ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH3–CH2–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sbg contoh anion etena−4 yang dihipotesiskan (/C=C/ −4) mengindikasikan probabilitas pembentukan ikatan.sehingga terjadi ikatan rangkap dua.

Ikatan kuat kimia

Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, banyak elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan kebanyakan merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Banyak yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki kondisi energi yang semakin rendah bila berpasangan. Teori-teori ikatan yang semakin canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam suatu ikatan. Sbg misalnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama pautan oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga dikenal dengan adil. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin akbar perbedaan elektronegativitasnya, semakin akbar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berlapis dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.

1. REDIRECT Nama halaman tujuan

Ikatan kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan yang perbedaan elektronegativitas (negatif dan positif) di selang atom-atom yang berlapis sangatlah kecil atau nyaris tidak hadir. Ikatan-ikatan yang terdapat pada kebanyakan senyawa organik mampu diceritakan sbg ikatan kovalen. Lihat juga ikatan sigma dan ikatan pi sebagai penjelasan LCAO terhadap jenis ikatan ini.

Ikatan polar kovalen

Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya hadir di selang ikatan kovalen dan ikatan ion. ikatan non polar adalah

Ikatan ion

Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik selang dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang akbar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang semakin akbar dari 2,0 dapatnya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang semakin kecil dari 1,5 kebanyakan disebut ikatan kovalen.[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar selang -3 e sampai dengan +3e.

Ikatan kovalen koordinat

Ikatan kovalen koordinat, kadangkala disebut sbg ikatan datif, adalah sejenis ikatan kovalen yang semuanya elektron-elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa Lewis. Pemikiran ini mulai dibebaskan oleh para kimiawan seiring dengan mengembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada nitron dan ammonia borana. Susunan ikatan ini beda dengan ikatan ion pada perbedaan elektronegativitasnya yang kecil, sehingga menghasilkan ikatan yang kovalen. Ikatan ini kebanyakan 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 pisang

Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikan ataupun yang mendapat kendala sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang kebanyakan semakin rentan mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal pautannya.

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

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

Ikatan tiga elektron dan satu elektron

Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron mampu ditemukan pada spesi radikal yang memiliki banyak elektron gasal (ganjil). Contoh sangat sederhana dari ikatan satu elektron mampu ditemukan pada kation molekul hidrogen H2+. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li2+, semakin kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini mampu dinyatakan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam. [4]

Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron mampu ditemukan pada kation dimer helium, He2+, dan mampu pula diasumsikan sbg "ikatan setengah" karena menurut teori orbital molekul, elektron ke-tiganya merupakan orbital antiikat yang melemahkan ikatan dua elektron pautannya sebesar setengah. Molekul oksigen juga mampu diasumsikan memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya.[5]

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

Ikatan aromatik

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

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

Ikatan logam

Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Beda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berlapis dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang mengakibatkan elektron-elektron mampu memperagakan usaha lepas sama sekali, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.

Ikatan antarmolekul

Terdapat empat jenis landasan ikatan yang mampu terbentuk selang dua atau semakin molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekul mengakibatkan molekul saling menarik atau menolak satu sama pautannya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik suatu zat (seperti pada titik leleh).

Dipol permanen ke dipol permanen

Perbedaan elektronegativitas yang bersar selang dua atom yang berikatan dengan kuat mengakibatkan terbentuknya dipol (dwikutub). Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.

Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen dapat diceritakan sbg dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dinyatakan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen hadir sangat tidak jauh 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 cairan, ammonia, dan hidrogen fluorida bila dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang semakin berat pautannya pada kolom tabel periodik yang sama.

Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)

Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang sangat lemah, namun sering dijumpai di selang semua zat-zat kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik kala, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu muatan negatif hadir di sisi tertentu. Hal ini disebut sbg dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini mampu menarik maupun menolak elektron-elektron helium pautannya, dan mengakibatkan dipol pautannya. Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali sebagai kemudian berpisah.

Interaksi kation-pi

Interaksi kation-pi terjadi di selang muatan negatif yang terlokalisasi dari elektron-elektron pada orbital

Elektron pada ikatan kimia

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

Pada kasus ikatan ion, elektron kebanyakan terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal memperagakan usaha lepas sama sekali di selang atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik semuanya sebagai membantu pemahaman kita atas pemikiran distribusi orbital molekul. Gaya selang atom-atom secara garis akbar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik.

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

Atom-atom juga mampu membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat selang ikatan ion dan kovalen. Hal ini dapat terjadi karena ruang lingkup didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron mampu secara parsial terdelokalisasi di selang atom-atom. Ikatan sejenis ini kebanyakan disebut sbg ikatan polar kovalen. Lihat juga elektronegativitas.

Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul mampu diceritakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di selang dua atau semakin atom. Jenis ikatan selang dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.

Lihat juga

• Ikatan Aromatik
• Ikatan Ion
• Ikatan Kovalen
• Ikatan Kovalen Tunggal
• Ikatan Kovalen Rangkap
• Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
• Ikatan Kovalen Koordinasi
• Ikatan Kovalen Polar
• Ikatan Kovalen Nonpolar
• Ikatan Logam
• Ikatan Pisang
• Ikatan Antarmolekul
• Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

Pustaka

1. ^ Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347
2. ^ James, H. H.; A. S. Coolidge (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1: 825 – 835. 
3. ^ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co. hlm. 294– 295. ISBN 0-7167-3107-X. 
4. ^ Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
5. ^ a b Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.

Tautan luar

• W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Retrieved May 18, 2005.
• Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Retrieved May 18, 2005.
• Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Retrieved February 29, 2008.

Portal Kimia

Page 2

Ikatan kimia adalah suatu proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik selang dua atom atau molekul yang mengakibatkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah berbelit-belit dan dinyatakan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam prakteknya, para kimiawan kebanyakan bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun semakin remeh sebagai dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron selang dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik sebagai tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.

Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion diasumsikan sbg ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals diasumsikan sbg ikatan "lemah". Hal yang perlu diteliti adalah bahwa ikatan "lemah" yang sangat kuat mampu semakin kuat daripada ikatan "kuat" yang sangat lemah.

Contoh model titik Lewis yang menggambarkan ikatan kimia anatara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik lewis adalah salah satu dari usaha awal kimiawan dalam menjelaskan ikatan kimia dan sedang digunakan secara lapang sampai sekarang.

Tinjauan

yang mengelilingi inti atom bermuatan negatif dan proton yang terdapat dalam inti atom bermuatan positif, mengingat muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, karenanya dua atom yang berdekatan satu sama pautannya akan membentuk ikatan.

Dalam cerminan yang sangat sederhana dari ikatan non-polar atau ikatan kovalen, satu atau semakin elektron, kebanyakan berpasangan, ditarik menuju suatu wilayah di selang dua inti atom. Gaya ini mampu mengatasi gaya tolak menolak selang dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom sebagai tetap bersama, walaupun keduanya sedang akan tetap bergetar dalam kondisi kesetimbangan. Ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau semakin inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsi.

Dalam cerminan ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom pautannya, sehingga secara efektif mengakibatkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom pautannya. Hal ini mengakibatkan satu atom bermuatan positif dan lainnyanya bermuatan negatif secara semuanya. Ikatan ini dihasilkan dari atraksi elektrostatik di selang atom-atom dan atom-atom tersebut menjadi ion-ion yang bermuatan.

Semua struktur ikatan mampu dinyatakan dengan teori kuantum, namun dalam prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan para kimiawan sebagai memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas suatu ikatan. Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet rule) dan teori VSEPR adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Hadir pula teori-teori yang semakin canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputi hibridisasi orbital dan resonans, dan cara orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: Linear combination of atomic orbitals molecular orbital method) yang meliputi teori ajang ligan. Elektrostatika digunakan sebagai menjelaskan polaritas ikatan dan efek-efeknya terhadap zat-zat kimia.

Sejarah

Spekulasi awal dari sifat-sifat ikatan kimia yang berawal dari 100 tahun ke-12 mengganggap spesi kimia tertentu disatukan oleh sejenis afinitas kimia. Pada tahun 1704, Isaac Newton menggarisbesarkan teori ikatan atomnya pada "Query 31" buku Opticksnya dengan menyebut atom-atom disatukan satu sama pautan oleh "gaya" tertentu.

Pada tahun 1819, setelah penemuan tumpukan volta, Jöns Jakob Berzelius mengembangkan suatu teori kombinasi kimia yang menekankan sifat-sifat elektrogenativitas dan elektropositif dari atom-atom yang bergabung. Pada menengah 100 tahun ke-19 Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov, dan Hermann Kolbe, berangkat pada teori radikal, mengembangkan teori valensi yang pada awalnya disebut "kekuatan penggabung". Teori ini menyebut suatu senyawa tergabung berlandaskan atraksi kutub positif dan kutub negatif. Pada tahun 1916, kimiawan Gilbert N. Lewis mengembangkan pemikiran ikatan elektron berpasangan. Pemikiran ini menyebut dua atom mampu berkongsi satu sampai enam elektron, membentuk ikatan elektron tunggal, ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap tiga.

Dalam kata-kata Lewis sendiri:

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

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

Pada tahun 1935, H. H. James dan A. S. Coolidge memainkan perhitungan pada molekul dihidrogen.Beda dengan perhitungan-perhitungan sebelumnya yang hanya menggunakan fungsi-fungsi jarak selang elektron dengan inti atom, mereka juga menggunakan fungsi yang secara eksplisit memperhitungkan jarak selang dua elektron.[2] Dengan 13 parameter yang mampu diatur, mereka mendapatkan hasil yang sangat mendekati hasil yang didapatkan secara eksperimen dalam hal energi disosiasi. Perluasan kemudian menggunakan 54 parameter dan memberikan hasil yang sangat berlandaskan denganhasil eksperimen. Perhitungan ini meyakinkan komunitas sains bahwa teori kuantum mampu memberikan hasil yang berlandaskan dengan hasil eksperimen. Namun pendekatan ini tidak mampu memberikan cerminan fisik seperti yang terdapat pada teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Selain itu, beliau juga sangat sulit diperluas sebagai perhitungan molekul-molekul yang semakin akbar.

Teori ikatan valensi

Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas landasan pendapat bahwa suatu ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron memainkan pekerjaan dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, berangkat dari teori ini, kimawan Linus Pauling mempublikasikan jurnal ilmiah yang diasumsikan sbg jurnal sangat penting dalam sejarah kimia: "On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berlandaskan hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam perhitungan pada ikatan elektron berpasangan:

Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi apa yang banyak orang sebut sbg "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental sebagai memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi 1959 kemudian gagal sebagai mengalamatkan masalah yang semakin remeh dipahami menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi ini menjadi kurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang akbar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang semakin sulit pada program-program komputer telah nyaris dipecahkan dan teori ini berangkat susunan kembali.

Teori orbital molekul

Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom sebagai membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah suatu orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Bila orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian semakin tinggi hadir di selang dua inti daripada di lokasi pautannya, karenanya orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Bila elektron-elektron cenderung hadir di orbital molekul yang hadir di lokasi pautannya, karenanya orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang hadir pada orbital bukan-ikatan cenderung hadir pada orbital yang sangat dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara semuanya pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.

Perbandingan selang teori ikatan valensi dan teori orbital molekul

Pada beberapa bagian, teori ikatan valensi semakin adil daripada teori orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, H2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang sangat sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang semakin tidak jauh dan representasi yang semakin akurat pada kelakuan 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 berlandaskan dengan cerminan fisik. Hal ini secara beberapa menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom pada cara ikatan valensi hadir di atas kurva yang menggunakan cara 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 sedang semakin tinggi dari energi dua atom F.

Pemikiran hibridisasi sangatlah bermanfaat dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, mengakibatkan teori ini sedang 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 semakin tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori ikatan valensi melebihi jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya PF5) ketika molekul ini dinyatakan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa yang kurang elektron (seperti diborana) dinyatakan dengan sangat adil oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah diproduksi.

Pada tahun 1930, dua cara ini saling bersaingan sampai disadari bahwa keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang semakin adil. Bila 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 sbg fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Bila kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada kondisi landasan dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan semuanya probabilitas kondisi 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. Mampu kita beritahukan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu ter-delokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.

Sekarang kedua pendekatan tersebut diasumsikan sbg saling memenuhi, masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan kimia. Perhitungan modern pada kimia kuantum kebanyakan dimulai dari (namun pada kemudiannya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi. Ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul semakin akurat dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital molekul semakin memudahkan sebagai diubah menjadi perhitungan numeris. Namun program-progam ikatan valensi yang semakin adil juga tersedia.

Ikatan dalam rumus kimia

Struktur 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 cara yang bebeda tergantung pada tipe percakapan. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sbg contoh, pada kimia organik, kimiawan kebanyakan hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karenanya, rumus molekul etanol mampu ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH3–CH2–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sbg contoh anion etena−4 yang dihipotesiskan (/C=C/ −4) mengindikasikan probabilitas pembentukan ikatan.sehingga terjadi ikatan rangkap dua.

Ikatan kuat kimia

Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, banyak elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan kebanyakan merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Banyak yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki kondisi energi yang semakin rendah bila berpasangan. Teori-teori ikatan yang semakin canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam suatu ikatan. Sbg misalnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama pautan oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga dikenal dengan adil. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin akbar perbedaan elektronegativitasnya, semakin akbar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berlapis dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.

1. REDIRECT Nama halaman tujuan

Ikatan kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan yang perbedaan elektronegativitas (negatif dan positif) di selang atom-atom yang berlapis sangatlah kecil atau nyaris tidak hadir. Ikatan-ikatan yang terdapat pada kebanyakan senyawa organik mampu diceritakan sbg ikatan kovalen. Lihat juga ikatan sigma dan ikatan pi sebagai penjelasan LCAO terhadap jenis ikatan ini.

Ikatan polar kovalen

Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya hadir di selang ikatan kovalen dan ikatan ion. ikatan non polar adalah

Ikatan ion

Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik selang dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang akbar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang semakin akbar dari 2,0 dapatnya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang semakin kecil dari 1,5 kebanyakan disebut ikatan kovalen.[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar selang -3 e sampai dengan +3e.

Ikatan kovalen koordinat

Ikatan kovalen koordinat, kadangkala disebut sbg ikatan datif, adalah sejenis ikatan kovalen yang semuanya elektron-elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa Lewis. Pemikiran ini mulai dibebaskan oleh para kimiawan seiring dengan mengembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada nitron dan ammonia borana. Susunan ikatan ini beda dengan ikatan ion pada perbedaan elektronegativitasnya yang kecil, sehingga menghasilkan ikatan yang kovalen. Ikatan ini kebanyakan 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 pisang

Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikan ataupun yang mendapat faktor yang membatasi sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang kebanyakan semakin rentan mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal pautannya.

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

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

Ikatan tiga elektron dan satu elektron

Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron mampu ditemukan pada spesi radikal yang memiliki banyak elektron gasal (ganjil). Contoh sangat sederhana dari ikatan satu elektron mampu ditemukan pada kation molekul hidrogen H2+. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li2+, semakin kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini mampu dinyatakan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam. [4]

Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron mampu ditemukan pada kation dimer helium, He2+, dan mampu pula diasumsikan sbg "ikatan setengah" karena menurut teori orbital molekul, elektron ke-tiganya merupakan orbital antiikat yang melemahkan ikatan dua elektron pautannya sebesar setengah. Molekul oksigen juga mampu diasumsikan memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya.[5]

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

Ikatan aromatik

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

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

Ikatan logam

Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Beda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berlapis dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang mengakibatkan elektron-elektron mampu memainkan usaha lepas sama sekali, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.

Ikatan antarmolekul

Terdapat empat jenis landasan ikatan yang mampu terbentuk selang dua atau semakin molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekul mengakibatkan molekul saling menarik atau menolak satu sama pautannya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik suatu zat (seperti pada titik leleh).

Dipol permanen ke dipol permanen

Perbedaan elektronegativitas yang bersar selang dua atom yang berikatan dengan kuat mengakibatkan terbentuknya dipol (dwikutub). Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.

Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen dapat diceritakan sbg dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dinyatakan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen hadir sangat tidak jauh 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 cairan, ammonia, dan hidrogen fluorida bila dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang semakin berat pautannya pada kolom tabel periodik yang sama.

Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)

Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang sangat lemah, namun sering dijumpai di selang semua zat-zat kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik kala, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu muatan negatif hadir di sisi tertentu. Hal ini disebut sbg dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini mampu menarik maupun menolak elektron-elektron helium pautannya, dan mengakibatkan dipol pautannya. Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali sebagai kemudian berpisah.

Interaksi kation-pi

Interaksi kation-pi terjadi di selang muatan negatif yang terlokalisasi dari elektron-elektron pada orbital

Elektron pada ikatan kimia

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

Pada kasus ikatan ion, elektron kebanyakan terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal memainkan usaha lepas sama sekali di selang atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik semuanya sebagai membantu pemahaman kita atas pemikiran distribusi orbital molekul. Gaya selang atom-atom secara garis akbar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik.

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

Atom-atom juga mampu membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat selang ikatan ion dan kovalen. Hal ini dapat terjadi karena ruang lingkup didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron mampu secara parsial terdelokalisasi di selang atom-atom. Ikatan sejenis ini kebanyakan disebut sbg ikatan polar kovalen. Lihat juga elektronegativitas.

Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul mampu diceritakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di selang dua atau semakin atom. Jenis ikatan selang dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.

Lihat juga

• Ikatan Aromatik
• Ikatan Ion
• Ikatan Kovalen
• Ikatan Kovalen Tunggal
• Ikatan Kovalen Rangkap
• Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
• Ikatan Kovalen Koordinasi
• Ikatan Kovalen Polar
• Ikatan Kovalen Nonpolar
• Ikatan Logam
• Ikatan Pisang
• Ikatan Antarmolekul
• Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

Pustaka

1. ^ Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347
2. ^ James, H. H.; A. S. Coolidge (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1: 825 – 835. 
3. ^ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co. hlm. 294– 295. ISBN 0-7167-3107-X. 
4. ^ Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
5. ^ a b Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.

Tautan luar

• W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Retrieved May 18, 2005.
• Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Retrieved May 18, 2005.
• Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Retrieved February 29, 2008.

Portal Kimia

Page 3

Ikatan kimia adalah suatu proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik selang dua atom atau molekul yang mengakibatkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah berbelit-belit dan dinyatakan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam prakteknya, para kimiawan kebanyakan bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun semakin remeh sebagai dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron selang dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik sebagai tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.

Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion diasumsikan sbg ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals diasumsikan sbg ikatan "lemah". Hal yang perlu diteliti adalah bahwa ikatan "lemah" yang sangat kuat mampu semakin kuat daripada ikatan "kuat" yang sangat lemah.

Contoh model titik Lewis yang menggambarkan ikatan kimia anatara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik lewis adalah salah satu dari usaha awal kimiawan dalam menjelaskan ikatan kimia dan sedang digunakan secara lapang sampai sekarang.

Tinjauan

yang mengelilingi inti atom bermuatan negatif dan proton yang terdapat dalam inti atom bermuatan positif, mengingat muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, karenanya dua atom yang berdekatan satu sama pautannya akan membentuk ikatan.

Dalam cerminan yang sangat sederhana dari ikatan non-polar atau ikatan kovalen, satu atau semakin elektron, kebanyakan berpasangan, ditarik menuju suatu wilayah di selang dua inti atom. Gaya ini mampu mengatasi gaya tolak menolak selang dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom sebagai tetap bersama, walaupun keduanya sedang akan tetap bergetar dalam kondisi kesetimbangan. Ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau semakin inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsi.

Dalam cerminan ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom pautannya, sehingga secara efektif mengakibatkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom pautannya. Hal ini mengakibatkan satu atom bermuatan positif dan lainnyanya bermuatan negatif secara semuanya. Ikatan ini dihasilkan dari atraksi elektrostatik di selang atom-atom dan atom-atom tersebut menjadi ion-ion yang bermuatan.

Semua struktur ikatan mampu dinyatakan dengan teori kuantum, namun dalam prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan para kimiawan sebagai memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas suatu ikatan. Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet rule) dan teori VSEPR adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Hadir pula teori-teori yang semakin canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputi hibridisasi orbital dan resonans, dan cara orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: Linear combination of atomic orbitals molecular orbital method) yang meliputi teori ajang ligan. Elektrostatika digunakan sebagai menjelaskan polaritas ikatan dan efek-efeknya terhadap zat-zat kimia.

Sejarah

Spekulasi awal dari sifat-sifat ikatan kimia yang berawal dari 100 tahun ke-12 mengganggap spesi kimia tertentu disatukan oleh sejenis afinitas kimia. Pada tahun 1704, Isaac Newton menggarisbesarkan teori ikatan atomnya pada "Query 31" buku Opticksnya dengan menyebut atom-atom disatukan satu sama pautan oleh "gaya" tertentu.

Pada tahun 1819, setelah penemuan tumpukan volta, Jöns Jakob Berzelius mengembangkan suatu teori kombinasi kimia yang menekankan sifat-sifat elektrogenativitas dan elektropositif dari atom-atom yang bergabung. Pada menengah 100 tahun ke-19 Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov, dan Hermann Kolbe, berangkat pada teori radikal, mengembangkan teori valensi yang pada awalnya disebut "kekuatan penggabung". Teori ini menyebut suatu senyawa tergabung berlandaskan atraksi kutub positif dan kutub negatif. Pada tahun 1916, kimiawan Gilbert N. Lewis mengembangkan pemikiran ikatan elektron berpasangan. Pemikiran ini menyebut dua atom mampu berkongsi satu sampai enam elektron, membentuk ikatan elektron tunggal, ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap tiga.

Dalam kata-kata Lewis sendiri:

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

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

Pada tahun 1935, H. H. James dan A. S. Coolidge memainkan perhitungan pada molekul dihidrogen.Beda dengan perhitungan-perhitungan sebelumnya yang hanya menggunakan fungsi-fungsi jarak selang elektron dengan inti atom, mereka juga menggunakan fungsi yang secara eksplisit memperhitungkan jarak selang dua elektron.[2] Dengan 13 parameter yang mampu diatur, mereka mendapatkan hasil yang sangat mendekati hasil yang didapatkan secara eksperimen dalam hal energi disosiasi. Perluasan kemudian menggunakan 54 parameter dan memberikan hasil yang sangat berlandaskan denganhasil eksperimen. Perhitungan ini meyakinkan komunitas sains bahwa teori kuantum mampu memberikan hasil yang berlandaskan dengan hasil eksperimen. Namun pendekatan ini tidak mampu memberikan cerminan fisik seperti yang terdapat pada teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Selain itu, beliau juga sangat sulit diperluas sebagai perhitungan molekul-molekul yang semakin akbar.

Teori ikatan valensi

Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas landasan pendapat bahwa suatu ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron memainkan pekerjaan dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, berangkat dari teori ini, kimawan Linus Pauling mempublikasikan jurnal ilmiah yang diasumsikan sbg jurnal sangat penting dalam sejarah kimia: "On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berlandaskan hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam perhitungan pada ikatan elektron berpasangan:

Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi apa yang banyak orang sebut sbg "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental sebagai memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi 1959 kemudian gagal sebagai mengalamatkan masalah yang semakin remeh dipahami menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi ini menjadi kurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang akbar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang semakin sulit pada program-program komputer telah nyaris dipecahkan dan teori ini berangkat susunan kembali.

Teori orbital molekul

Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom sebagai membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah suatu orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Bila orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian semakin tinggi hadir di selang dua inti daripada di lokasi pautannya, karenanya orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Bila elektron-elektron cenderung hadir di orbital molekul yang hadir di lokasi pautannya, karenanya orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang hadir pada orbital bukan-ikatan cenderung hadir pada orbital yang sangat dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara semuanya pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.

Perbandingan selang teori ikatan valensi dan teori orbital molekul

Pada beberapa bagian, teori ikatan valensi semakin adil daripada teori orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, H2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang sangat sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang semakin tidak jauh dan representasi yang semakin akurat pada kelakuan 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 berlandaskan dengan cerminan fisik. Hal ini secara beberapa menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom pada cara ikatan valensi hadir di atas kurva yang menggunakan cara 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 sedang semakin tinggi dari energi dua atom F.

Pemikiran hibridisasi sangatlah bermanfaat dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, mengakibatkan teori ini sedang 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 semakin tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori ikatan valensi melebihi jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya PF5) ketika molekul ini dinyatakan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa yang kurang elektron (seperti diborana) dinyatakan dengan sangat adil oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah diproduksi.

Pada tahun 1930, dua cara ini saling bersaingan sampai disadari bahwa keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang semakin adil. Bila 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 sbg fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Bila kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada kondisi landasan dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan semuanya probabilitas kondisi 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. Mampu kita beritahukan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu ter-delokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.

Sekarang kedua pendekatan tersebut diasumsikan sbg saling memenuhi, masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan kimia. Perhitungan modern pada kimia kuantum kebanyakan dimulai dari (namun pada kemudiannya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi. Ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul semakin akurat dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital molekul semakin memudahkan sebagai diubah menjadi perhitungan numeris. Namun program-progam ikatan valensi yang semakin adil juga tersedia.

Ikatan dalam rumus kimia

Struktur 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 cara yang bebeda tergantung pada tipe percakapan. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sbg contoh, pada kimia organik, kimiawan kebanyakan hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karenanya, rumus molekul etanol mampu ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH3–CH2–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sbg contoh anion etena−4 yang dihipotesiskan (/C=C/ −4) mengindikasikan probabilitas pembentukan ikatan.sehingga terjadi ikatan rangkap dua.

Ikatan kuat kimia

Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, banyak elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan kebanyakan merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Banyak yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki kondisi energi yang semakin rendah bila berpasangan. Teori-teori ikatan yang semakin canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam suatu ikatan. Sbg misalnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama pautan oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga dikenal dengan adil. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin akbar perbedaan elektronegativitasnya, semakin akbar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berlapis dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.

1. REDIRECT Nama halaman tujuan

Ikatan kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan yang perbedaan elektronegativitas (negatif dan positif) di selang atom-atom yang berlapis sangatlah kecil atau nyaris tidak hadir. Ikatan-ikatan yang terdapat pada kebanyakan senyawa organik mampu diceritakan sbg ikatan kovalen. Lihat juga ikatan sigma dan ikatan pi sebagai penjelasan LCAO terhadap jenis ikatan ini.

Ikatan polar kovalen

Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya hadir di selang ikatan kovalen dan ikatan ion. ikatan non polar adalah

Ikatan ion

Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik selang dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang akbar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang semakin akbar dari 2,0 dapatnya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang semakin kecil dari 1,5 kebanyakan disebut ikatan kovalen.[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar selang -3 e sampai dengan +3e.

Ikatan kovalen koordinat

Ikatan kovalen koordinat, kadangkala disebut sbg ikatan datif, adalah sejenis ikatan kovalen yang semuanya elektron-elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa Lewis. Pemikiran ini mulai dibebaskan oleh para kimiawan seiring dengan mengembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada nitron dan ammonia borana. Susunan ikatan ini beda dengan ikatan ion pada perbedaan elektronegativitasnya yang kecil, sehingga menghasilkan ikatan yang kovalen. Ikatan ini kebanyakan 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 pisang

Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikan ataupun yang mendapat faktor yang membatasi sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang kebanyakan semakin rentan mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal pautannya.

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

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

Ikatan tiga elektron dan satu elektron

Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron mampu ditemukan pada spesi radikal yang memiliki banyak elektron gasal (ganjil). Contoh sangat sederhana dari ikatan satu elektron mampu ditemukan pada kation molekul hidrogen H2+. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li2+, semakin kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini mampu dinyatakan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam. [4]

Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron mampu ditemukan pada kation dimer helium, He2+, dan mampu pula diasumsikan sbg "ikatan setengah" karena menurut teori orbital molekul, elektron ke-tiganya merupakan orbital antiikat yang melemahkan ikatan dua elektron pautannya sebesar setengah. Molekul oksigen juga mampu diasumsikan memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya.[5]

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

Ikatan aromatik

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

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

Ikatan logam

Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Beda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berlapis dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang mengakibatkan elektron-elektron mampu memainkan usaha lepas sama sekali, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.

Ikatan antarmolekul

Terdapat empat jenis landasan ikatan yang mampu terbentuk selang dua atau semakin molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekul mengakibatkan molekul saling menarik atau menolak satu sama pautannya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik suatu zat (seperti pada titik leleh).

Dipol permanen ke dipol permanen

Perbedaan elektronegativitas yang bersar selang dua atom yang berikatan dengan kuat mengakibatkan terbentuknya dipol (dwikutub). Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.

Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen dapat diceritakan sbg dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dinyatakan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen hadir sangat tidak jauh 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 cairan, ammonia, dan hidrogen fluorida bila dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang semakin berat pautannya pada kolom tabel periodik yang sama.

Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)

Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang sangat lemah, namun sering dijumpai di selang semua zat-zat kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik kala, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu muatan negatif hadir di sisi tertentu. Hal ini disebut sbg dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini mampu menarik maupun menolak elektron-elektron helium pautannya, dan mengakibatkan dipol pautannya. Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali sebagai kemudian berpisah.

Interaksi kation-pi

Interaksi kation-pi terjadi di selang muatan negatif yang terlokalisasi dari elektron-elektron pada orbital

Elektron pada ikatan kimia

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

Pada kasus ikatan ion, elektron kebanyakan terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal memainkan usaha lepas sama sekali di selang atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik semuanya sebagai membantu pemahaman kita atas pemikiran distribusi orbital molekul. Gaya selang atom-atom secara garis akbar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik.

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

Atom-atom juga mampu membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat selang ikatan ion dan kovalen. Hal ini dapat terjadi karena ruang lingkup didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron mampu secara parsial terdelokalisasi di selang atom-atom. Ikatan sejenis ini kebanyakan disebut sbg ikatan polar kovalen. Lihat juga elektronegativitas.

Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul mampu diceritakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di selang dua atau semakin atom. Jenis ikatan selang dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.

Lihat juga

• Ikatan Aromatik
• Ikatan Ion
• Ikatan Kovalen
• Ikatan Kovalen Tunggal
• Ikatan Kovalen Rangkap
• Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
• Ikatan Kovalen Koordinasi
• Ikatan Kovalen Polar
• Ikatan Kovalen Nonpolar
• Ikatan Logam
• Ikatan Pisang
• Ikatan Antarmolekul
• Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

Pustaka

1. ^ Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347
2. ^ James, H. H.; A. S. Coolidge (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1: 825 – 835. 
3. ^ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co. hlm. 294– 295. ISBN 0-7167-3107-X. 
4. ^ Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
5. ^ a b Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.

Tautan luar

• W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Retrieved May 18, 2005.
• Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Retrieved May 18, 2005.
• Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Retrieved February 29, 2008.

Portal Kimia

Page 4

Ikatan kimia adalah suatu proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik selang dua atom atau molekul yang mengakibatkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah berbelit-belit dan dinyatakan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam prakteknya, para kimiawan kebanyakan bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun semakin remeh sebagai dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron selang dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik sebagai tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.

Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion diasumsikan sbg ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals diasumsikan sbg ikatan "lemah". Hal yang perlu diteliti adalah bahwa ikatan "lemah" yang sangat kuat mampu semakin kuat daripada ikatan "kuat" yang sangat lemah.

Contoh model titik Lewis yang menggambarkan ikatan kimia anatara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik lewis adalah salah satu dari usaha awal kimiawan dalam menjelaskan ikatan kimia dan sedang digunakan secara lapang sampai sekarang.

Tinjauan

yang mengelilingi inti atom bermuatan negatif dan proton yang terdapat dalam inti atom bermuatan positif, mengingat muatan yang berlawanan akan saling tarik menarik, karenanya dua atom yang berdekatan satu sama pautannya akan membentuk ikatan.

Dalam cerminan yang sangat sederhana dari ikatan non-polar atau ikatan kovalen, satu atau semakin elektron, kebanyakan berpasangan, ditarik menuju suatu wilayah di selang dua inti atom. Gaya ini mampu mengatasi gaya tolak menolak selang dua inti atom yang positif, sehingga atraksi ini menjaga kedua atom sebagai tetap bersama, walaupun keduanya sedang akan tetap bergetar dalam kondisi kesetimbangan. Ringkasnya, ikatan kovalen melibatkan elektron-elektron yang dikongsi dan dua atau semakin inti atom yang bermuatan positif secara bersamaan menarik elektron-elektron bermuatan negatif yang dikongsi.

Dalam cerminan ikatan ion yang disederhanakan, inti atom yang bermuatan positif secara dominan melebihi muatan positif inti atom pautannya, sehingga secara efektif mengakibatkan satu atom mentransfer elektronnya ke atom pautannya. Hal ini mengakibatkan satu atom bermuatan positif dan lainnyanya bermuatan negatif secara semuanya. Ikatan ini dihasilkan dari atraksi elektrostatik di selang atom-atom dan atom-atom tersebut menjadi ion-ion yang bermuatan.

Semua struktur ikatan mampu dinyatakan dengan teori kuantum, namun dalam prakteknya, kaidah-kaidah yang disederhanakan mengijinkan para kimiawan sebagai memprediksikan kekuatan, arah, dan polaritas suatu ikatan. Kaidah oktet (Bahasa Inggris: octet rule) dan teori VSEPR adalah dua contoh kaidah yang disederhanakan tersebut. Hadir pula teori-teori yang semakin canggih, yaitu teori ikatan valens yang meliputi hibridisasi orbital dan resonans, dan cara orbital molekul kombinasi linear orbital atom (Bahasa Inggris: Linear combination of atomic orbitals molecular orbital method) yang meliputi teori medan ligan. Elektrostatika digunakan sebagai menjelaskan polaritas ikatan dan efek-efeknya terhadap zat-zat kimia.

Sejarah

Spekulasi awal dari sifat-sifat ikatan kimia yang berawal dari 100 tahun ke-12 mengganggap spesi kimia tertentu disatukan oleh sejenis afinitas kimia. Pada tahun 1704, Isaac Newton menggarisbesarkan teori ikatan atomnya pada "Query 31" buku Opticksnya dengan menyebut atom-atom disatukan satu sama pautan oleh "gaya" tertentu.

Pada tahun 1819, setelah penemuan tumpukan volta, Jöns Jakob Berzelius mengembangkan suatu teori kombinasi kimia yang menekankan sifat-sifat elektrogenativitas dan elektropositif dari atom-atom yang bergabung. Pada menengah 100 tahun ke-19 Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov, dan Hermann Kolbe, berangkat pada teori radikal, mengembangkan teori valensi yang pada awalnya disebut "kekuatan penggabung". Teori ini menyebut suatu senyawa tergabung berlandaskan atraksi kutub positif dan kutub negatif. Pada tahun 1916, kimiawan Gilbert N. Lewis mengembangkan pemikiran ikatan elektron berpasangan. Pemikiran ini menyebut dua atom mampu berkongsi satu sampai enam elektron, membentuk ikatan elektron tunggal, ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap tiga.

Dalam kata-kata Lewis sendiri:

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

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

Pada tahun 1935, H. H. James dan A. S. Coolidge memperagakan perhitungan pada molekul dihidrogen.Beda dengan perhitungan-perhitungan sebelumnya yang hanya menggunakan fungsi-fungsi jarak selang elektron dengan inti atom, mereka juga menggunakan fungsi yang secara eksplisit memperhitungkan jarak selang dua elektron.[2] Dengan 13 parameter yang mampu diatur, mereka mendapatkan hasil yang sangat mendekati hasil yang didapatkan secara eksperimen dalam hal energi disosiasi. Perluasan kemudian menggunakan 54 parameter dan memberikan hasil yang sangat berlandaskan denganhasil eksperimen. Perhitungan ini meyakinkan komunitas sains bahwa teori kuantum mampu memberikan hasil yang berlandaskan dengan hasil eksperimen. Namun pendekatan ini tidak mampu memberikan cerminan fisik seperti yang terdapat pada teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Selain itu, beliau juga sangat sulit diperluas sebagai perhitungan molekul-molekul yang semakin akbar.

Teori ikatan valensi

Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dikembangkan atas landasan pendapat bahwa suatu ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi elektron memperagakan pekerjaan dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan energi sistem. Pada tahun 1931, berangkat dari teori ini, kimawan Linus Pauling mempublikasikan jurnal ilmiah yang diasumsikan sbg jurnal sangat penting dalam sejarah kimia: "On the Nature of the Chemical Bond". Dalam jurnal ini, berlandaskan hasil kerja Lewis dan teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam perhitungan pada ikatan elektron berpasangan:

Buku teks tahun 1939 Pauling: On the Nature of Chemical Bond menjadi apa yang banyak orang sebut sbg "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental sebagai memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi 1959 kemudian gagal sebagai mengalamatkan masalah yang semakin remeh dipahami menggunakan teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi ini menjadi kurang sekitar tahun 1960-an dan 1970-an ketika popularitas teori orbital molekul meningkat dan diimplementasikan pada beberapa progam komputer yang akbar. Sejak tahun 1980-an, masalah implementasi teori ikatan valensi yang semakin sulit pada program-program komputer telah nyaris dipecahkan dan teori ini berangkat memperagakan usaha kembali.

Teori orbital molekul

Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom sebagai membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah suatu orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Bila orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian semakin tinggi hadir di selang dua inti daripada di lokasi pautannya, karenanya orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Bila elektron-elektron cenderung hadir di orbital molekul yang hadir di lokasi pautannya, karenanya orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang hadir pada orbital bukan-ikatan cenderung hadir pada orbital yang sangat dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara semuanya pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.

Perbandingan selang teori ikatan valensi dan teori orbital molekul

Pada beberapa bagian, teori ikatan valensi semakin adil daripada teori orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, H2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang sangat sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang semakin tidak jauh dan representasi yang semakin akurat pada kelakuan 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 berlandaskan dengan cerminan fisik. Hal ini secara beberapa menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom pada cara ikatan valensi hadir di atas kurva yang menggunakan cara 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 sedang semakin tinggi dari energi dua atom F.

Pemikiran hibridisasi sangatlah bermanfaat dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, mengakibatkan teori ini sedang 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 semakin tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori ikatan valensi melebihi jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya PF5) ketika molekul ini dinyatakan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa yang kurang elektron (seperti diborana) dinyatakan dengan sangat adil oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah diproduksi.

Pada tahun 1930, dua cara ini saling bersaingan sampai disadari bahwa keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang semakin adil. Bila 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 sbg fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Bila kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada kondisi landasan dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan semuanya probabilitas kondisi 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. Mampu kita beritahukan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu ter-delokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.

Sekarang kedua pendekatan tersebut diasumsikan sbg saling memenuhi, masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan kimia. Perhitungan modern pada kimia kuantum kebanyakan dimulai dari (namun pada kemudiannya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi. Ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul semakin akurat dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital molekul semakin memudahkan sebagai diubah menjadi perhitungan numeris. Namun program-progam ikatan valensi yang semakin adil juga tersedia.

Ikatan dalam rumus kimia

Struktur 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 cara yang bebeda tergantung pada tipe percakapan. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sbg contoh, pada kimia organik, kimiawan kebanyakan hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karenanya, rumus molekul etanol mampu ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH3–CH2–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C2H5OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C2H6O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron non-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sbg contoh anion etena−4 yang dihipotesiskan (/C=C/ −4) mengindikasikan probabilitas pembentukan ikatan.sehingga terjadi ikatan rangkap dua.

Ikatan kuat kimia

Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, banyak elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan kebanyakan merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Banyak yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki kondisi energi yang semakin rendah bila berpasangan. Teori-teori ikatan yang semakin canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam suatu ikatan. Sbg misalnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama pautan oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrogen monoksida NO dihubungkan oleh ikatan 2,5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga dikenal dengan adil. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin akbar perbedaan elektronegativitasnya, semakin akbar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berlapis dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.

1. REDIRECT Nama halaman tujuan

Ikatan kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang umumnya sering dijumpai, yaitu ikatan yang perbedaan elektronegativitas (negatif dan positif) di selang atom-atom yang berlapis sangatlah kecil atau nyaris tidak hadir. Ikatan-ikatan yang terdapat pada kebanyakan senyawa organik mampu diceritakan sbg ikatan kovalen. Lihat juga ikatan sigma dan ikatan pi sebagai penjelasan LCAO terhadap jenis ikatan ini.

Ikatan polar kovalen

Ikatan polar kovalen merupakan ikatan yang sifat-sifatnya hadir di selang ikatan kovalen dan ikatan ion. ikatan non polar adalah

Ikatan ion

Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik selang dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang akbar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang semakin akbar dari 2,0 dapatnya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang semakin kecil dari 1,5 kebanyakan disebut ikatan kovalen.[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar selang -3 e sampai dengan +3e.

Ikatan kovalen koordinat

Ikatan kovalen koordinat, kadangkala disebut sbg ikatan datif, adalah sejenis ikatan kovalen yang semuanya elektron-elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa Lewis. Pemikiran ini mulai dibebaskan oleh para kimiawan seiring dengan mengembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada nitron dan ammonia borana. Susunan ikatan ini beda dengan ikatan ion pada perbedaan elektronegativitasnya yang kecil, sehingga menghasilkan ikatan yang kovalen. Ikatan ini kebanyakan 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 pisang

Ikatan pisang adalah sejenis ikatan yang terdapat pada molekul-molekul yang mengalami terikan ataupun yang mendapat kendala sterik, sehingga orbital-orbital ikatan tersebut dipaksa membentuk struktur ikatan yang mirip dengan pisang. Ikatan pisang kebanyakan semakin rentan mengalami reaksi daripada ikatan-ikatan normal pautannya.

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

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

Ikatan tiga elektron dan satu elektron

Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron mampu ditemukan pada spesi radikal yang memiliki banyak elektron gasal (ganjil). Contoh sangat sederhana dari ikatan satu elektron mampu ditemukan pada kation molekul hidrogen H2+. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehingga ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li2+, semakin kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li2. Pengecualian ini mampu dinyatakan dengan hibridisasi dan efek kelopak dalam. [4]

Contoh sederhana dari ikatan tiga elektron mampu ditemukan pada kation dimer helium, He2+, dan mampu pula diasumsikan sbg "ikatan setengah" karena menurut teori orbital molekul, elektron ke-tiganya merupakan orbital antiikat yang melemahkan ikatan dua elektron pautannya sebesar setengah. Molekul oksigen juga mampu diasumsikan memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya.[5]

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

Ikatan aromatik

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

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

Ikatan logam

Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Beda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berlapis dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang mengakibatkan elektron-elektron mampu memperagakan usaha lepas sama sekali, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.

Ikatan antarmolekul

Terdapat empat jenis landasan ikatan yang mampu terbentuk selang dua atau semakin molekul, ion, ataupun atom. Gaya antarmolekul mengakibatkan molekul saling menarik atau menolak satu sama pautannya. Seringkali hal ini menentukan sifat-sifat fisik suatu zat (seperti pada titik leleh).

Dipol permanen ke dipol permanen

Perbedaan elektronegativitas yang bersar selang dua atom yang berikatan dengan kuat mengakibatkan terbentuknya dipol (dwikutub). Dipol-dipol ini akan saling tarik-menarik ataupun tolak-menolak.

Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen dapat diceritakan sbg dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dinyatakan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen hadir sangat tidak jauh 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 cairan, ammonia, dan hidrogen fluorida bila dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang semakin berat pautannya pada kolom tabel periodik yang sama.

Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)

Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang sangat lemah, namun sering dijumpai di selang semua zat-zat kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik kala, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu muatan negatif hadir di sisi tertentu. Hal ini disebut sbg dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini mampu menarik maupun menolak elektron-elektron helium pautannya, dan mengakibatkan dipol pautannya. Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali sebagai kemudian berpisah.

Interaksi kation-pi

Interaksi kation-pi terjadi di selang muatan negatif yang terlokalisasi dari elektron-elektron pada orbital

Elektron pada ikatan kimia

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

Pada kasus ikatan ion, elektron kebanyakan terlokalisasi pada atom tertentu, dan elektron-elektron todal memperagakan usaha lepas sama sekali di selang atom-atom. Setiap atom ditandai dengan muatan listrik semuanya sebagai membantu pemahaman kita atas pemikiran distribusi orbital molekul. Gaya selang atom-atom secara garis akbar dikarakterisasikan dengan potensial elektrostatik kontinum (malaran) isotropik.

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

Atom-atom juga mampu membentuk ikatan-ikatan yang memiliki sifat-sifat selang ikatan ion dan kovalen. Hal ini dapat terjadi karena ruang lingkup didasari pada delokalisasi elektron. Elektron-elektron mampu secara parsial terdelokalisasi di selang atom-atom. Ikatan sejenis ini kebanyakan disebut sbg ikatan polar kovalen. Lihat juga elektronegativitas.

Oleh akrena itu, elektron-elektron pada orbital molekul mampu diceritakan menjadi terlokalisasi pada atom-atom tertentu atau terdelokalisasi di selang dua atau semakin atom. Jenis ikatan selang dua tom ditentukan dari seberapa besara rapatan elektron tersebut terlokalisasi ataupun terdelokalisasi pada ikatan antar atom.

Lihat juga

• Ikatan Aromatik
• Ikatan Ion
• Ikatan Kovalen
• Ikatan Kovalen Tunggal
• Ikatan Kovalen Rangkap
• Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
• Ikatan Kovalen Koordinasi
• Ikatan Kovalen Polar
• Ikatan Kovalen Nonpolar
• Ikatan Logam
• Ikatan Pisang
• Ikatan Antarmolekul
• Ikatan 3c-2e dan 3c-4e

Pustaka

1. ^ Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press, p. 347
2. ^ James, H. H.; A. S. Coolidge (1933). "The Ground State of the Hydrogen Molecule". Journal of Chemical Physics (American Institute of Physics) 1: 825 – 835. 
3. ^ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co. hlm. 294– 295. ISBN 0-7167-3107-X. 
4. ^ Weinhold, F.; Landis, C. Valency and bonding, Cambridge, 2005; pp. 96-100.
5. ^ a b Pauling, L. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960.

Tautan luar

• W. Locke (1997). Introduction to Molecular Orbital Theory. Retrieved May 18, 2005.
• Carl R. Nave (2005). HyperPhysics. Retrieved May 18, 2005.
• Linus Pauling and the Nature of the Chemical Bond: A Documentary History. Retrieved February 29, 2008.

Portal Kimia

Page 5

Tags (tagged): 2 Title of articles, 2002 FIFA World Cup Qualifier - Play - off zone Europe, 2002 FIFA World Cup Qualifier - Round Oceania Zone, 2002 FIFA World Cup Qualifiers - Group 1 European Zone, 2002 FIFA World Cup Qualifiers - Group 4 Zone Europe, 2004 Tiger Cup, 2004 Tsunami, 2005, 2005 Bali bombing, 2006 FIFA World Cup Qualifying - Second round of Asian Zone, 2006 FIFA World Cup squads, 2006 Java earthquake, 2006 Lebanon war, 2010 FIFA Club World Cup, 2010 FIFA World Cup, 2010 FIFA World Cup Final, 2010 FIFA World Cup Qualifier, 2012 UEFA Europa League Final, 2012 UEFA Super Cup, 2013, 2013 Confederations Cup

Page 6

Tags (tagged): 2 Title of articles, 2002 FIFA World Cup Qualifier - Play - off zone Europe, 2002 FIFA World Cup Qualifier - Round Oceania Zone, 2002 FIFA World Cup Qualifiers - Group 1 European Zone, 2002 FIFA World Cup Qualifiers - Group 4 Zone Europe, 2004 Tiger Cup, 2004 Tsunami, 2005, 2005 Bali bombing, 2006 FIFA World Cup Qualifying - Second round of Asian Zone, 2006 FIFA World Cup squads, 2006 Java earthquake, 2006 Lebanon war, 2010 FIFA Club World Cup, 2010 FIFA World Cup, 2010 FIFA World Cup Final, 2010 FIFA World Cup Qualifier, 2012 UEFA Europa League Final, 2012 UEFA Super Cup, 2013, 2013 Confederations Cup

Page 7

Tags (tagged): C Title of articles, Cabinet Development I, Cabinet Dwikora II, Cabinet Dwikora III, cabinet Halim, Cagliari, Cagliari Calcio, Cahkwe, Cai, Cali, California, California Gurls, californium, Cameron Jerome, Cameroon, Cameroon Football Federation, Cameroon national football team, Campo Grande, Campo San Martino, Campobasso, Campodarsego

Page 8

Tags (tagged): C Title of articles, Cabinet Development I, Cabinet Dwikora II, Cabinet Dwikora III, cabinet Halim, Cagliari, Cagliari Calcio, Cahkwe, Cai, Cali, California, California Gurls, californium, Cameron Jerome, Cameroon, Cameroon Football Federation, Cameroon national football team, Campo Grande, Campo San Martino, Campobasso, Campodarsego

Page 9

Tags (tagged): B Title of articles, Bacterium, Bacukiki West, Parepare, Badajoz, Badakhshan Province, Badung Strait, Baduy, Baekje, Baerum, Bai'at 'Aqabah First, Bai'at 'Aqabah Second, Baichung Bhutia, Baihakki Khaizan, Balfour (Disambiguation), Balfour Declaration of 1917, Balfour, Ulu Ogan Histories, Balhae, Ballon dOr, Balloon, Balloon Soap, Balochistan (Pakistan)

Page 10

Tags (tagged): B Title of articles, Bacterium, Bacukiki West, Parepare, Badajoz, Badakhshan Province, Badung Strait, Baduy, Baekje, Baerum, Bai'at 'Aqabah First, Bai'at 'Aqabah Second, Baichung Bhutia, Baihakki Khaizan, Balfour (Disambiguation), Balfour Declaration of 1917, Balfour, Ulu Ogan Histories, Balhae, Ballon dOr, Balloon, Balloon Soap, Balochistan (Pakistan)

Page 11

Tags (tagged): E Title of articles, Earth, Laweyan, Surakarta, earthenware, earthquake, Ease of Doing Business Index, East Minarti, East Morotai, Morotai Island, East Nusa Tenggara, East of England, Ebenezer Odunlami, Eber, Eberardo Villalobos, Eberardo Villalobos Schad, economy, Economy of Algeria, Economy of Bangladesh, Economy of Cambodia, Eddy Sabara, Ede (gemeente), Edelmiro Arevalo, Eden Ben Basat

Page 12

Tags (tagged): E Title of articles, Earth, Laweyan, Surakarta, earthenware, earthquake, Ease of Doing Business Index, East Minarti, East Morotai, Morotai Island, East Nusa Tenggara, East of England, Ebenezer Odunlami, Eber, Eberardo Villalobos, Eberardo Villalobos Schad, economy, Economy of Algeria, Economy of Bangladesh, Economy of Cambodia, Eddy Sabara, Ede (gemeente), Edelmiro Arevalo, Eden Ben Basat

Page 13

Tags (tagged): H Title of articles, hadith Qudsi, Hadjer-Lamis Region, Hadramaut, hadron, Halden, Half-Blood Prince, Half-Blood Prince (character), Hali, Hamengkubuwana VIII, Hamengkubuwana X, Hamengkubuwono I, Hamengkubuwono II, Han Chang Wha, Han Chang-wha, Han Dynasty, Han Empire Kingdom, Hannover (district), Hannover 96, Hanoi, Hanover

Page 14

Tags (tagged): H Title of articles, hadith Qudsi, Hadjer-Lamis Region, Hadramaut, hadron, Halden, Half-Blood Prince, Half-Blood Prince (character), Hali, Hamengkubuwana VIII, Hamengkubuwana X, Hamengkubuwono I, Hamengkubuwono II, Han Chang Wha, Han Chang-wha, Han Dynasty, Han Empire Kingdom, Hannover (district), Hannover 96, Hanoi, Hanover

Page 15

Tags (tagged): J Title of articles, Jabu Mahlangu, Jabu Pule, Jaca, Jacatra, Jacksen Tiago, Jackson Arley Martinez Valencia, Jackson Heights, Queens, Jackson Martinez, Jagiellonia Bialystok, Jagoba Arrasate, Jagorawi, Jaguares de Cordoba, jaipongan, Jair, Jair da Rosa Pinto, Jairo Arias, Jakarta newspaper, Jakarta Outer Ring Road, Jakarta Planetarium and Observatory, Jakarta police Kingdom

Page 16

Tags (tagged): J Title of articles, Jabu Mahlangu, Jabu Pule, Jaca, Jacatra, Jacksen Tiago, Jackson Arley Martinez Valencia, Jackson Heights, Queens, Jackson Martinez, Jagiellonia Bialystok, Jagoba Arrasate, Jagorawi, Jaguares de Cordoba, jaipongan, Jair, Jair da Rosa Pinto, Jairo Arias, Jakarta newspaper, Jakarta Outer Ring Road, Jakarta Planetarium and Observatory, Jakarta police Kingdom

Page 17

Tags (tagged): M Title of articles, MAA General Assurance, MAA Life, Maad Ibrahim, Maad Ibrahim Majid, machine, machine Embroidery, machine translation, machinist, Madrasah Islamiyah Adabiyah, Madrasah tsanawiyah, Madri, Madrid, Magico Gonzalez, Maginoong Takas, Magione, magma, Mahatma Gandhi, Mahayana, Mahayana Buddhism, Mahboub Jumaa

Page 18

Tags (tagged): M Title of articles, MAA General Assurance, MAA Life, Maad Ibrahim, Maad Ibrahim Majid, machine, machine Embroidery, machine translation, machinist, Madrasah Islamiyah Adabiyah, Madrasah tsanawiyah, Madri, Madrid, Magico Gonzalez, Maginoong Takas, Magione, magma, Mahatma Gandhi, Mahayana, Mahayana Buddhism, Mahboub Jumaa

Page 19

Tags (tagged): P Title of articles, Pabuaran, Subang, PABX, Pacal Reservoir, Pace University, Padang TV, Padangbai, Padangbai, Manggis, Karangasem, Padangpanjang, painting, Pais Vasco, Pajang, Pajang, Benda, Tangerang, Pakubuwono IV, Pakubuwono IX, Pakubuwono V, Pakubuwono VI, Palestinian Football Federation, Palestinian National Authority, Palgrave Macmillan, Pali

Page 20

Tags (tagged): P Title of articles, Pabuaran, Subang, PABX, Pacal Reservoir, Pace University, Padang TV, Padangbai, Padangbai, Manggis, Karangasem, Padangpanjang, painting, Pais Vasco, Pajang, Pajang, Benda, Tangerang, Pakubuwono IV, Pakubuwono IX, Pakubuwono V, Pakubuwono VI, Palestinian Football Federation, Palestinian National Authority, Palgrave Macmillan, Pali

Page 21

Tags (tagged): S Title of articles, Saad Kameel Al- Fadhli, Saad Mohammad Abdulaziz Al-Houti, Saarbrucken, SAARC, Sadducees, Sadio Diallo, Saeed Al-Owairan, Saefullah (politician), Saiman Nurfitriyana, Sainan Sagiman, saint, Saint Anthony Catholic Church in Surakarta, Sakigake ! ! Otokojuku, sakoku, Saksang, Saktiawan Sinaga, Sale (AL), Saleh Danasasmita, Saleh Djasit, Saleh Latuconsina

Page 22

Tags (tagged): S Title of articles, Saad Kameel Al- Fadhli, Saad Mohammad Abdulaziz Al-Houti, Saarbrucken, SAARC, Sadducees, Sadio Diallo, Saeed Al-Owairan, Saefullah (politician), Saiman Nurfitriyana, Sainan Sagiman, saint, Saint Anthony Catholic Church in Surakarta, Sakigake ! ! Otokojuku, sakoku, Saksang, Saktiawan Sinaga, Sale (AL), Saleh Danasasmita, Saleh Djasit, Saleh Latuconsina

Page 23

Tags (tagged): U Title of articles, U.S. Insular Government in the Philippines, U.S. Latina Calcio, U.S. law, U.S. Lecce, Ubud, Ubuntu, Uche, Uche Alozie Okechukwu, UEFA Champions League 2012-13, UEFA Champions League 2013-14, UEFA Champions League 2014-15, UEFA Champions League Anthem, UEFA Europa League Final 2010, UEFA Europa League Final 2011, UEFA Europa League Final 2013, UEFA Europa League Final 2014, UEFA Super Cup 2010, UEFA Super Cup 2011, UEFA Super Cup 2013, UEFA Super Cup 2014

Page 24

Tags (tagged): U Title of articles, U.S. Insular Government in the Philippines, U.S. Latina Calcio, U.S. law, U.S. Lecce, Ubud, Ubuntu, Uche, Uche Alozie Okechukwu, UEFA Champions League 2012-13, UEFA Champions League 2013-14, UEFA Champions League 2014-15, UEFA Champions League Anthem, UEFA Europa League Final 2010, UEFA Europa League Final 2011, UEFA Europa League Final 2013, UEFA Europa League Final 2014, UEFA Super Cup 2010, UEFA Super Cup 2011, UEFA Super Cup 2013, UEFA Super Cup 2014

Page 25

Tags (tagged): Judul Topik (Artikel) U, U-16 Youth Championship AFF, U-17 World Cup, U-19 Youth Championship AFF, U-20 World Cup, U.S. Avellino, U.S. Borgo a Buggiano 1920, U.S. Boulogne, U.S. Calcio Caravaggese, U.S. fiscal abyss, U.S. Foggia, U.S. Folgore Caratese A.S.D., U.S. Geological Survey, U.S. National Archives, U.S. Navy, U.S. Open (tennis), U.S. Palermo, U.S.D. Lavagnese 1919, U.S.D. Novese, U.S.D. Olginatese, U.S.D. Virtusvecomp Verona

Page 26

Tags (tagged): Judul Topik (Artikel) U, U-16 Youth Championship AFF, U-17 World Cup, U-19 Youth Championship AFF, U-20 World Cup, U.S. Avellino, U.S. Borgo a Buggiano 1920, U.S. Boulogne, U.S. Calcio Caravaggese, U.S. fiscal abyss, U.S. Foggia, U.S. Folgore Caratese A.S.D., U.S. Geological Survey, U.S. National Archives, U.S. Navy, U.S. Open (tennis), U.S. Palermo, U.S.D. Lavagnese 1919, U.S.D. Novese, U.S.D. Olginatese, U.S.D. Virtusvecomp Verona