Pendahuluan Menurut teori Heitler-London :
“Ikatan kovalen dinyatakan bahwa elektron-elektron yang digunakan bersama menempati orbital atom yang saling bertumpang tindih (overlap). Menurut Heitler-London, ikatan terjadi dengan cara tumpang tindih tindih antar orbital atom sehingga sehingga elektron elektron terlokalis terlokalisasi. asi. Agar diperoleh diperoleh molekul yang stabil, kedua elektron harus mempunyai spin yang berlawanan dengan harga minimum pada kurva energy potensial. Sedang pada spin yang sejajar tidak terbentuk ikatan yang stabil.” Menurut teori Pauling-Slater :
“Keku “Kekuat atan an ikat ikatan an berga bergant ntun ung g pada pada deraj derajat at tump tumpang ang tind tindih ih orbi orbita tall yang yang terl terlib ibat at dalam dalam pembentukan ikatan. Makin besar derajat tumpang tindih, maka akan semakin kuat ikatannya, sedangkan arah ikatan sesuai dengan kedudukan elektron berada.” Tumpang Tumpang tindih tindih antara antara dua orbital –s tidak kuat karena distribusi distribusi muatan yang berbentuk berbentuk bola; pada umumnya ikatan s-s relative lemah. Orbital –p dapat bertumpang tindih dengan orbital –s atau orbital –p lainnya dengan lebih efektif, karena orbita-orbital –p lebih terkonsentrasi pada arah tertentu. Tumpangsuh antar orbital-orbital dapat menghasilkan ikatan sigma dan ikatan phi. ikatan sigma dapat terbentuk dari tumpangsuh orbital s-s, p-p, dan s-p. Elektron ikatan dalam ikatan sigma terletak di sekitar garis (khayal) yang menghubungkan inti kedua atom. Ikatan phi dihasilkan karena tumpangsuh dua orbital –p yang berdekatan dan sejajar. Kekuatan ikatan sigma lebih besar daripada ikatan phi.
orbital s-s membentuk ikatan sigma
orbital p-p sejajar membentuk ikatan phi
orbital s-p membentuk ikatan sigma
orbital p-p membentuk ikatan sigma
A.
IKATAN PI (π)
Ikatan pi (ikatan π) adalah ikatan kimia kovalen yang dua cuping orbital atom yang berlektron tunggal bertumpang tindih dengan dua cuping orbital atom lainnya yang juga berlektron tunggal. Hanya terdapat satu bidang simpul dari orbital yang melewati dua inti atom.
Dua orbital-p yang membentuk ikatan-π. Huruf Yunani π berasal dari nama orbital p karena simetri orbital ikatan pi adalah sama dengan orbital p ketika dilihat dari sumbu ikatan. Orbital p biasanya terlibat dalam ikatan sejenis ini. Orbital d juga dianggap terlibat dalam ikatan pi, namun tidaklah seperlunya benar, walaupun konsep ikatan orbital d sesuai dengan hipervalensi. Ikatan pi biasanya lebih lemah dari ikatan sigma karena rapatan elektronnya lebih jauh dari inti atom yang bermuatan positif, sehingga memerlukan lebih banyak energi. Dari sudut pandang mekanika kuantum, kelemahan ikatan ini dijelaskan oleh ketumpangtindihan yang sangat sedikit di antara orbital p oleh karena orientasinya yang paralel. Walaupun ikatan pi lebih lemah dari ikatan sigma, ikatan pi seringkali merupakan komponen dari ikatan rangkap bersamaan dengan ikatan sigma. Kombinasi dari ikatan sigma dan pi lebih kuat dari ikatan pi dan sigma yang berdiri sendiri. Kekuatan ikatan yang bertambah dari ikatan rangkap diindikasikan oleh banyak pengamatan, namun yang paling menonjol adalah kontraksi panjang ikatan. Sebagai contoh, dalam kimia organik, panjang ikat karbon-karbon pada etana adalah 154 pm, etilena 133 pm, dan asetilena 120 pm.
Atas: Dua orbital-p yang paralel. Bawah: Ikatan pi terbentuk oleh pertumpangtindihan. Warna merah muda dan kelabu mewakili model bola dan batang dari fragmen molekul yang terdapat ikatan pi.
Pemutusan ikatan pi ketika ikatan tersebut berotasi dikarenakan oleh orientasi paralel yang hilang.
Dua orbital-s masih tumpang tindih ketika ikatan berotasi karena orientasinya masih sepanjang sumbu. Lingkaran mewakili orbital s. Elips mewakili ikatan sigma.
Selain ikatan sigma, sebuah pasangan atom yang dihubungkan dengan ikatan rangkap dua memiliki satu ikatan pi dan ikatan rangkap tiga memiliki dua ikatan pi. Ikatan pi dihasilkan dari tumpang tindih orbital-orbital. Ikatan pi memiliki sifat yang lebih baur dari ikatan sigma. Elektron-elektron pada ikatan pi kadang kala dirujuk sebagai elektron pi. Fragmen molekul yang dihubungkan dengan ikatan pi tidak dapat diputar tanpa memutuskan ikatan pi tersebut, karena perputaran akan merusak orientasi paralel dari orbital-orbital p yang membentuk ikatan pi. Elektron-elektron dalam ikatan pi bebas berpindah kemanapun dalam daerah berarsir ini dan bisa berpindah bebas dari belahan yang satu ke belahan yang lain.Elektron pi tidak sepenuhnya dikendalikan oleh inti karbon seperti pada elektron dalam ikatan sigma, dan karena elektron pi terletak di atas dan di bawah daerah kosong dari molekul, maka elektron-elektron ini relatif terbuka untuk diserang oleh partikel lain. Ikatan pi tidak seperlunya menghubungkan sepasang atom yang juga memiliki ikatan sigma. Pada beberapa kompleks logam, interaksi pi antara atom logam dengan orbital antiikat pi alkana dan alkena membentuk ikatan pi. Dalam beberapa kasus ikatan rangkap banyak antara dua atom, tidak terdapat ikatan sigma sama sekali, yang ada hanyalah ikatan pi. Contohnya meliputi diferri heksakarbonil (Fe2(CO)6), dikarbon (C2) dan borana B2H2. Dalam senyawa-senyawa ini, ikatan pusat hanya terdiri dari ikatan pi, dan agar mencapai wilayah tumpang tindih yang maksimum, panjang ikatan menjadi lebih pendek dari yang diperkirakan.
Ikatan sigma Ikatan sigma (σ) yaitu ikatan kovalen yang terbentuk akibat tumpang tindih orbitalorbital ujung ke ujung, dengan kerapatan elektron yang terkonsentrasi diantara inti atom yang berikatan. Dalam kimia, ikatan sigma (ikatan σ) adalah sejenis ikatan kimia kovalen yang paling kuat. Ikatan sigma dapat dijelaskan dengan jelas untuk molekul diatomik menggunakan konsep grup simetri. Dalam pendekatan formal ini, ikatan σ adalah simetris terhadap rotasi di sumbu ikat. Dengan definisi ini, bentuk ikatan sigma yang umum adalah s+s, pz+pz, s+pz, dan dz2+dz2 (z ditentukan sebagai sumbu ikat). Teori kuantum juga mengatakan bahwa orbital molekul (MO) yang bersimetri sama akan bercampur. Konsekuensi dari percampuran molekul diatomik ini adalah fungsi gelombang orbital molekul s+s dan pz+pz menyatu. Ruang lingkup percampuran ini tergantung pada energi relatif dari MO yang bersimetri.
Untuk molekul homodiatomik. orbital σ yang berikatan tidak memiliki bidang simpul di antara atom-atom yang berikatan. Antiikat atau orbital σ* ditentukan dengan keberadaan sebuah bidang simpul antara dua atom yang berikatan ini. Oleh karena ikatan sigma adalah jenis ikatan kovalen yang paling kuat, elektronelektron dalam ikatan ini kadang-kadang dirujuk sebagai elektron sigma. Simbol σ adalah huruf Yunani untuk s. Ketika ikatan ini dilihat dari atas, MO σ mirip dengan orbital atom s. Ikatan sigma dalam senyawa poliatomik
Ikatan sigma ini didapatkan dari orbital-orbital atom yang tumpang tindih. Konsep ikatan sigma diperluas untuk menjelaskan interaksi ikatan yang melibatkan ketumpangtindihan cuping tunggal sebuah orbital dengan cuping tunggal lainnya. Sebagai contoh, propana dideskripsikan mengandung 10 ikatan sigma, masing-masing untuk dua ikatan C-C dan delapan ikatan C-H. Ikatan σ pada molekul poliatomik ini sangat ter-delokalisasi dan
berlawanan dengan konsep dua orbital satu ikatan. Terlepas dari masalah ini, konsep ikatan σ sangatlah berguna, sehingga digunakan secara luas. Ikatan sigma dalam senyaw a yang berikatan rangkap banyak
Senyawa-senyawa yang memiliki ikatan rangkap, seperti etilena dan kromium(II) asetat memiliki ikatan sigma di antara ikatan rangkap tersebut. Ikatan sigma ini ditambahi dengan ikatan π seperti pada etilena dan bahkan dengan ikatan &delta seperti pada kasus kromium(II) asetat untuk membentuk ikatan rangkap.
Orbital atom dan molekul elektron, memperlihatkan ikatan sigma dari dua orbital s dan sebuah ikatan sigma dari dua orbital p
Daftar pustaka Chang, Raymond. Kimia Dasar Konsep-Konsep Inti Edisi Ketiga Jilid 1.Jakarta; Erlangga Meilina Rizky Hadiyanti, 2012, Teori Ikatan Valensi (Valence Bond Theory), http://melrizky.blogspot.com/2012/02/teori-ikatan-valensi-valence-bond.html . diakses tanggal 2 maret 2012
