Ikatan Dan Unsur

Ikatan dan Unsur

A.Ikatan kimia

Ketika dua atom atau ion “berpegangan” dengan sangat erat, dapat dikatan bahwa di antaranya terdapat suatu ikatan kimia. Dalam pembentukannya, yang berperan adalah elektron valensi, yaitu elektron yang berada pada kulit terluar. Untuk memudahkan penggambaran elektron valensi pada atom suatu unsur dan ikatan yang terbentuk dapat digunakan simbol Lewis (simbol titik-elektron Lewis). 

    

Atom unsur-unsur golongan gas mulia (golongan 18) dengan 8 elektron valensi memiliki sifat sangat stabil (tidak reaktif), energi ionisasi tinggi, dan afinitas elektron rendah. Pada umumnya semua atom berusaha untuk menerima, atau melepas, ataupun saling berbagi elektron agar memiliki jumlah elektron yang sama dengan atom gas mulia dengan nomor atom yang terdekat. Hal ini serupa dengan kehidupan manusia, di mana pada umumnya manusia berusaha untuk mencapai kesejahteraan sebagaimana golongan gas mulia. Hasil observasi ini mengacu pada rumusan teori: aturan oktet, yang menyatakan bahwa atom-atom cenderung akan menerima, atau melepas, ataupun saling berbagi (sharing) elektron sehingga memiliki 8 elektron valensi.

Atom-atom cenderung ingin berikatan karena dengan adanya ikatan, energi potensial antara partikel positif dan partikel negatif — entah antar ion dengan muatan yang berlawanan ataupun antar inti dengan elektron-elektron di antaranya — akan lebih rendah. Ikatan kimia dibagi menjadi 3 jenis berdasarkan 3 cara kombinasi dari unsur logam dan unsur nonlogam, yakni logam dengan non logam (ikatan ionik), non logam dengan non logam (ikatan kovalen), dan logam dengan logam (ikatan logam).

Ikatan kimia terdiri dari 3 jenis ikatan yaitu ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam.

1.Ikatan ionik (ikatan elektrovalen): “transfer elektron”

Atom logam (energi ionisasi rendah) cenderung melepaskan elektronnya, lalu diterima oleh atom nonlogam (afinitas elektron besar). Dari proses transfer elektron dari atom logam ke atom nonlogam ini akan terbentuk ion positif dan ion negatif dengan konfigurasi elektron gas mulia yang saling tarik menarik dengan gaya elektrostatis yang disebut ikatan ionik. Sebagai contoh, dalam pembentukan senyawa ionik NaCl terjadi transfer elektron dari atom Na ke atom Cl.

2.Ikatan kovalen: “sharing elektron”

Atom-atom nonlogam cenderung tidak ingin melepaskan elektronnya (energi ionisasi tinggi) dan ingin menarik elektron-elektron dari atom lainnya (afinitas elektron besar) sehingga terdapat satu atau lebih pasangan elektron yang dipakai untuk berbagi bersama. Ikatan kimia yang terbentuk dari sharing elektron terlokalisasi antara atom ini disebut ikatan kovalen. Sebagai contoh, 2 atom H berikatan kovalen membentuk molekul H₂ dan 2 atom Cl berikatan kovalen membentuk molekul Cl₂.

Struktur Lewis untuk senyawa kovalen dapat digambarkan dengan setiap pasangan elektron ikatan (PEI) digambarkan sebagai satu garis dan pasangan elektron bebas (PEB) digambarkan sebagai titik-titik. Berikut struktur Lewis untuk beberapa senyawa kovalen.

Ikatan kovalen dengan berbagi satu pasangan elektron disebut sebagai ikatan kovalen tunggal (ikatan tunggal). Ikatan kovalen dengan berbagi dua pasangan elektron disebut ikatan rangkap dua, contohnya CO₂. Ikatan kovalen dengan berbagi tiga pasangan elektron disebut ikatan rangkap tiga, contohnya N₂.

3.Ikatan logam

Ikatan logam adalah ikatan yang terjadi antar atom-atom unsur logam. Ikatan ini terjadi antara elektron valensi logam yang membentuk elektron valensi. Ikatan logam dapat menjadikan suatu logam yang keras namun lentur, tidak mudah patah meski ditempa, titik leleh dan titik didih yang tinggi, dan nilai konduktor listrik dan panas yang baik.

Jenis-jenis Ikatan Kovalen

Penulisan suatu ikatan kovalen didasarkan pada rumus Lewis dan rumus bangun/struktur molekul. Rumus lewis (rumus elektron) adalah rumus yang menggambarkan bagaimana keadaan elektron-elektron valensi atom-atom saling berpapasan dan saling berikatan secara kovalen. Sedangkan rumus bangun (struktur molekul) adalah rumus yang menggambarkan bagaimana cara ikatan kovalen yang digunakan atom-atom.
Dalam membentuk suatu ikatan, ikatan kovalen mempunyai simbol-simbol seperti di bawah ini:

1. Garis satu (-) melambangkan ikatan kovalen biasa
2. Garis dua (=) atau tiga (≡)melambangkan ikatan kovalen rangkap
3. Tanda panah (→) melambangkan ikatan kovalen koordinat.

1. Ikatan Kovalen Biasa

Ikatan Kovalen biasa adalah ikatan kovalen yang jumlah pemakaian elektron bersamanya adalah satu pasang.

2. Ikatan Kovalen Rangkap

Ikatan Kovalen rangkap adalah ikatan kovalen yang jumlah pemakaian elektron bersamanya lebih dari satu pasang.

3. Ikatan Kovalen Koordinat

Perbedaan Ikatan Ion dan Kovalen

Selain perbedaan dari jenis-jenis ikatannya, ikatan ion dan kovalen juga memiliki perbedaan atas sifat fisika dan kimia. Perbedaan tersebut ditunjukkan pada tabel di bawah ini.

Suatu ikatan kovalen dapat dibedakan juga berdasarkan kepolaran ikatan atom-atom di dalam molekulnya yaitu ikatan kovalen polardan ikatan kovalen nonpolar. Kepolaran senyawa  adalah tingkah laku suatu zat yang menyerupai medan magnet, yaitu terdapat kutub sementara yang disebut momen dipol.
Perbedaan kepolaran (polar dan nonpolar) didasarkan atas suatu nilai keelektronegatifan. Keelektronegatifan adalah kecenderungan suatu atom untuk bermuatan negatif atau untuk untuk menangkap elektron dari atom lain. Nilai-nilai keelektronegatifan suatu benda ditunjukkan menggunakan skala pauling. Harga skala pauling berkisar antara 0,7-4,0. Nilai skala pauling pada suatu atom ditunjukkan pada gambar di bawah.

 

Berdasarkan keelektronegatifannya, ikatan kovalen polaradalah ikatan yang dibentuk oleh dua unsur yang berbeda di mana nilai keelektronegatifan pasti juga berbeda sehingga menghasilkan dipol, contoh: HCl, HBr, HI, H2O. Sedangkan ikatan kovalen nonpolaradalah ikatan yang dibentuk oleh dua unsur yang sama di mana nilai keelektronegatifannya pasti sama. Contoh: H2, Cl2, O2, N2,
Harga keelektronegatifan untuk unsur logam nilainya kecil sedangkan unsur nonlogam adalah besar. Berdasarkan harga keelektronegatifan kedua atom yang berikatan dapat ditentukan jenis ikatannya. Jika nilai selisih kedua atom yang berikatan:

1. Lebih kecil dari 0,5 termasuk ikatan kovalen nonpolar.
2. Lebih besar dari 2 termasuk ikatan ion.
3. Antara 0,5-2 termasuk ikatan kovalen polar.

B.Entalpi Kisi

Siklus Born–Haber adalah suatu pendekatan yang digunakan untuk menganalisis energi reaksi. Pendekatan ini dinamai dari dua ilmuwan Jerman Max Born dan Fritz Haber, yang mengembangkan pendekatan ini pada tahun 1919. Pendekatan ini juga secara independen dirumuskan oleh Kasimir Fajans. Siklus ini berkaitan dengan pembentukan senyawa ionik dari reaksi logam (utamanya unsur Golongan I atau Golongan II) dengan halogen atau unsur non-logam lainnya seperti oksigen.

Siklus Born–Haber digunakan terutama sebagai cara menghitung energi kisi (atau lebih tepatnya entalpi), yang tidak bisa diukur secara langsung. Entalpi kisi adalah perubahan entalpi yang terlibat dalam pembentukan senyawa ionik dari ion berfasa gas (proses eksoterm), atau kadang-kadang didefinisikan sebagai energi untuk memecah senyawa ion menjadi ion berfasa gas (suatu proses endotermik). Siklus Born–Haber menerapkan hukum Hess untuk menghitung entalpi kisi dengan membandingkan perubahan entalpi pembentukan standar dari senyawa ionik (dari unsur) ke entalpi yang diperlukan untuk membuat ion berfasa gas dari unsur bebasnya.

Perhitungan entapi pembentukan ion berfasa gas terlihat rumit. Untuk membuat ion gas dari unsur-unsur bebasnya, perlu untuk membuat atomisasi unsur-unsur tersebut (mengubah masing-masing unsur menjadi atom berfasa gas) dan kemudian atom tersebut diionisasi. Jika unsur tersebut biasanya merupakan molekul maka pertama-tama kita harus mempertimbangkan energi disosiasi ikatan (lihat pula energi ikatan). Energi yang diperlukan untuk menghilangkan satu atau lebih elektron untuk membuat kation adalah jumlah dari energi ionisasinya; misalnya, energi yang dibutuhkan untuk membentuk Mg²⁺ adalah energi ionisasi yang diperlukan untuk menghilangkan elektron pertama dari Mg, ditambah energi ionisasi yang diperlukan untuk menghilangkan elektron kedua dari Mg⁺.^[7] Afinitas elektron didefinisikan sebagai jumlah energi yang dilepaskan ketika elektron ditambahkan ke atom atau molekul netral dalam bentuk gas untuk membentuk ion negatif.

Siklus Born–Haber hanya berlaku untuk padatan ionik penuh seperti halida alkali tertentu. Sebagian besar senyawa ini termasuk kontribusi kovalen dan ionik untuk ikatan kimia dan energi kisi, yang diwakili oleh siklus termodinamika Born–Haber yang diperpanjang. Siklus Born–Haber yang dipepanjang dapat digunakan untuk memperkirakan polaritas dan muatan atom senyawa polar.

Contoh: Pembentukan Lift

Siklus Born–Haber bagi perubahan entalpi pembentukan standar litium fluorida. ΔH_latt merujuk pada U_L dalam teks.

Siklus Born–Haber menampilkan secara grafik proses pembentukan senyawa ionik dari unsur-unsurnya. Dalam diagram siklus Born–Haber terdapat panah yang mengarah ke atas dan ke bawah. Arah panah yang mengarah ke atas menunjukkan reaksi endoterm, sedangkan arah panah yang mengarah ke bawah menunjukkan reaksi eksoterm. Sebagai contoh adalah pembentukan litium fluorida. Entalpi pembentukan litium fluorida (LiF) dari unsur-unsur penyusunnya, litium dan fluorin dalam bentuk stabilnya dimodelkan dalam lima tahapan pada diagram:

1.   Perubahan entalpi atomisasi litium

2.   Entalpi ionisasi litium

3.   Entalpi atomisasi fluorin

4.   Afinitas elektron dari fluorin

5.   Entalpi kisi litium fluorida

Perhitungan yang sama berlaku untuk logam selain litium atau non-logam selain fluorin.

Jumlah energi untuk setiap tahapan proses harus sama dengan entalpi pembentukan logam dan non-logam,{\displaystyle \Delta H_{f}}{\displaystyle \Delta H_{f}=V+{\frac {1}{2}}B+{\mathit {IE}}_{{\ce {M}}}-{\ce {EA}}_{{\ce {X}}}+U_{L}}

·        V adalah entalpi sublimasi atom logam (litium)

·        B adalah energi ikatan (dari F₂). Koefisien 1/2 digunakan karena reaksi pembentukannya adalah Li + 1/2 F₂ → LiF.

·        {\displaystyle {\ce {{\mathit {IE}}_{M}}}} adalah energi ionisasi atom logam: {\displaystyle {\ce {{M}+{\mathit {IE}}_{M}->{M+}+e^{-}}}}

·        {\displaystyle {\ce {{\mathit {EA}}_{X}}}} adalah afinitas elektron atom non-logam X (fluorin)

·        {\displaystyle U_{L}} adalah energi kisi (dinyatakan eksotermis dalam contoh ini)

Entalpi bersih pembentukan dan empat pertama dari lima energi dapat ditentukan secara eksperimental, tetapi energi kisi tidak dapat diukur secara langsung. Sebaliknya, energi kisi dihitung dengan mengurangi empat energi lain dalam siklus Born–Haber dari entalpi bersih pemben

tukan.

Kata siklus mengacu pada fakta bahwa perubahan entalpi total akan sama dengan nol untuk proses siklik, dimulai dan diakhiri dengan LiF) dalam contoh. Hal ini mengarah pada persamaan {\displaystyle 0=-\Delta H_{f}+V+{\frac {1}{2}}B+{\mathit {IE}}_{{\ce {M}}}-{\mathit {EA}}_{{\ce {X}}}+U_{L}}yang setara dengan persamaan sebelumnya.

C.Konstanta Madelung

Konstanta Madelung digunakan dalam menentukan potensial elektrostatik dari ion tunggal dalam kristal dengan cara memperkirakan ion dengan muatan titik. Konstanta ini dinamai dari Erwin Madelung, seorang ahli fisika Jerman.

Karena anion dan kation dalam padatan ionik saling tarik-menarik karena muatan yang berlawanan, pemisahan ion memerlukan sejumlah energi. Energi ini harus diberikan kepada sistem untuk memutuskan ikatan anion-kation. Energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan-ikatan ini untuk satu mol padatan ionik dalam kondisi standar disebut sebagai energi kisi.

Konstanta Madelung dihitung bagi ion NaCl yang dilabeli 0 dalam metode sferis diperpanjang. Setiap angka menunjukkan urutan penjumlahannya. Perhatikan bahwa dalam kasus ini, jumlahnya berbeda, tetapi ada metode untuk menjumlahkannya yang memberikan seri konvergen.

Contoh konstanta Madelung
Ion dalam senyawa kristal	{\displaystyle M} (berdasarkan {\displaystyle r_{0}})	{\displaystyle {\overline {M}}} (berdasarkan {\displaystyle w})
Cl− dan Na+ dalam halit NaCl	±1.748	±3.495
S2− dan Zn2+ dalam sfalerit ZnS	±1.638	±3.783
S22− dalam pirit FeS2	…	1.957
Fe2+ dalam pirit FeS2	…	-7.458

Ikatan ion menahan atom yang berbeda dengan interaksi antara ion negatif dan positif, contohnya sodium chlorida (NaCl), muatan positif atom sodium dan muatan negatif atom chlorida bergabung menjadi senyawa netral.

Ikatan kovalen,  adalah suatu ikatan atom yang kuat bergantung pada berapa jumlah elektron yang dipakai secara bersama-sama. Ikatan ini dijumpai pada unsur nonlogam, seperti karbon, oksigen.

  

Ikatan logam, terbentuk pada atom logam yang sama ketika beberapa elektron pada shell valensi terpisah dari atomnya dan berada disekeliling atom yang bermuatan positif, membentuk awan elektron.

Ikatan van der waals, ditemukan pada atom netral seperti pada gas – gas inert. Ikatan atom ini sangat lemah.

D. Struktur unit kristal

Ketika logam membeku dari bentuk cair ke padat, atom mengatur dirinya dalam baris – baris yang rapi, sebuah susunan yang disebut space lattice. Space lattice dari kristal telah dapat ditentukan untuk logam-logam yang berbeda.

Logam membeku membentuk 6 struktur lattice yang utama:

1.   Body Centered Cubic (BCC)

2.   Face Centered Cubic (FCC)

3.   Hexagonal Close Packed (HCP)

4.   Cubic

5.   Body Centered Tetragonal (BCT)

6.   Rhombohedral

·         Body Centered Cubic (BCC)

Unit struktur BCC sesuai namanya berbentuk bentuk kubus dimana terdapat atom-atom disetiap pojoknya dan satu berada ditengah. Pada temperatur dibawah 1333^OF (723^OC) struktur kristal besi berupa BCC dan dinamakan besi alpha atau ferrite. Logam lain yang mempunyai struktur seperti ini, yaitu : chromium, colombium, barium, vanadium, molybdenum dan tungsten.

·         Face Centered Cubic (FCC)

Atom-atom kalsium, aluminium, tembaga, timbal, nickel, emas dan platina membentuk suatu struktur kristal dengan sebuah atom ditiap-tiap pojok kubus dan satu ditengah disetiap sisi kubus. Jika besi berada diatas temperatur kritis, maka susunan atomnya berbentuk FCC dan namakan besi gamma atau austenite

·         Hexagonal Closed Packed (HCP)

Struktur HCP banyak ditemukan pada kebanyakan logam seperti berilium, seng, kobalt, titanium, magnesium, dan cadmium. Karena jarak dari struktur lattice, baris-baris atom tidak dapat bergerak dengan mudah, sehingga logam ini memiliki plastisitas dan keuletan yang lebih rendah dari struktur kubik.

Muatan inti Muatan inti efektif atau muatan nuklir efektif {\displaystyle Z^{\ast }}adalah muatan positif bersih yang dialami oleh sebuah elektron dalam atom polielektronik. Digunakan istilah "efektif" karena efek pemerisaian elektron bermuatan negatif mencegah elektron pada orbital yang lebih tinggi dipengaruhi oleh muatan inti atom karena efek tolakan elektron lapisan dalam. Muatan inti efektif yang dialami oleh elektron pada kulit terluar juga disebut sebagai muatan pokok (bahasa Inggris: core charge). Kekuatan muatan inti memungkinkan untuk ditentukan melalui bilangan oksidasi atom.efektif

Dalam suatu atom dengan satu elektron, elektron tersebut mengalami sepenuhnya terpengaruh oleh muatan positif dari inti atom. Dalam kasus ini, muatan inti efektif dapat dihitung melalui hukum Coulomb.

Namun, dalam suatu atom dengan banyak elektron, elektron terluar secara simultan tertarik ke inti bermuatan positif sekaligus tertolak oleh elektron bermuatan negatif dari orbital yang lebih dalam.

E.Pengertian Afinitas Elektron

Afinitas Elektron adalah negatif dari perubahan energi yang terjadi saat satu elektron diterima oleh atom suatu unsur dalam keadaan gas.

Dalam hal lain dinyatakan juga dalam kJ mol–1. Unsur yang mempunyai afinitas elektron bertanda negatif, berarti mempunyai kecenderungan lebih besar dalam menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. Semakin negatif nilai afinitas elektron, maka makin besar kecenderungan unsur tersebut dalam menyerap elektron (kecenderungan membentuk ion negatif.

Sifat Afinitas Elektron dalam Sistem Keperiodikan Unsur

• Pada satu periode, afinitas elektron cenderung bertambah dari kiri ke kanan.
• Pada satu golongan, afinitas elektron cenderung berkurang dari atas sampai bawah
• Terkecuali unsur alkali pada tanah dan gas mulia, semua unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif. Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan halogen.

Afinitas Elektron Terbesar

Semua unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif. Terkecuali unsur alkali tanah (IIA) dan gas mulia (VIIIA). Afinitas elektron terbesar dimiliki unsur halogen (VIIA) karena unsur golongan ini yang paling mudah menangkap elektron. Maka, unsur yang mempunyai afinitas elektron terbesar adalah Klor dengan nilai afinitas –349,0

Afinitas Elektron Terkecil

Afinitas elektron yang terkecil adalah Fransium menurut kecenderungan tabel periodik. Tetapi pada faktanya yang terkecil yaitu berilium dengan nilai afinitas +240,0.

Keelektronegatifan

Keelektronegatifan yaitu skala yang bisa menjelaskan kecenderungan atom pada suatu unsur guna menarik elektron menuju kepadanya dalam suatu ikatan.

Keelektronegatifan secara umum, dalam satu periode, dari kiri ke kanan semakin bertambah dan dalam satu golongan, Fenomena ini menyebabkan jari-jari atom makin kecil, energi ionisasi makin besar, afinitas elektron makin besar dan makin negatif dan akibatnya kecenderungan untuk menarik elektron makin besar.

Elektronegatifitas

Keelektronegatifan skala Pauling
Bahwa untuk unsur gas mulia tidak memiliki harga keelektronegatifan karena konfigurasi elektronnya yang stabil. Stabilitas gas mulia menyebabkan gas mulia sulit untuk menarik maupun melepas elektron. Keelektronegatifan skala pauling memberikan nilai keelektronegatifan untuk gas mulia sebesar nol.

Ionisasi

Ionisasi yaitu proses fisik mengubah atom ataupun molekul menjadi ion dengan menambahkan maupun mengurangi partikel bermuatan seperti elektron.

Proses ionisasi ke muatan positif dan negatif sedikit berbeda. Ion bermuatan positif didapatkan saat elektron yang terikat pada atom atau molekul menyerap energi yang cukup agar bisa lepas dari potensial listrik yang mengikatnya. Energi yang dibutuhkan tersebut disebut potensial ionisasi. Ion bermuatan negatif didapat saat elektron bebas bertabrakan dengan atom dan terperangkap dalam kulit atom dengan potensial listrik tertentu

Contoh Ionisasi Energi:

1. Hidrogen (H) – 13,6
2. Klorin (Cl) – 12,97
3. Helium (He) – 24,59
4. Kalsium (Ca) – 6.11
5. Boron (B) – 8,3
6. Carbon (C) – 11.26
7. Nitrogen (N) – 14.53
8. Oksigen (O) – 13,62
9. Natrium (Na) – 5.14
10. Aluminium (Al) – 5,99

Jari-jari atom

Jari-jari atom yaitu jarak dari inti atom ke orbital elektron terluar yang stabil pada suatu atom dalam keadaan setimbang.

Jenis-jenis jari-jari atom

Ada beberapa jenis jari-jari atom yang dipakai untuk menyatakan jarak dari inti atom ke lintasan stabil terluar dari elektronnya
di antaranya yaitu

• jari-jari kovalen
• jari-jari logam
• jari-jari van der Waals

Jari-jari kovalen
Jari-jari atom yang diukur memakai jari-jari kovalen untuk elemen-elemen yang mempunyai jenis ikatan kovalen. Biasannya elemen-elemen ini berupa elemen-elemen non-logam.

Jari-jari logam
Jari-jari atom yang diukur memakai jari-jari logam untuk elemen-elemen yang termasuk dalam elemen-elemen logam.

Jari-jari van der Waals
Jari-jari atom yang diukur memakai jari-jari van der Waals untuk elemen yang atom-atomnya tidak bisa saling berikatan. Contoh dari kelompok ini yaitu gas mulia .

F.Orbital Molekul

orbitals

Orbital molekul adalah orbital-orbital dari dua atom yang saling tumpang tindih agar dapat menghasilkan ikatan kovalen. "Ikatan kovalen yang digambarkan oleh teori tolakan pasangan elektron kulit valensi (Valence Shell Electron-Pair Repulsion-VSEPR), sangat signifikan dalam menjelaskan atau meramalkan struktur geometri suatu molekul sekalipun tidak melibatkan aspek matematik. Perkembangan teori orbital molekuler (Moleculer Orbital Theory-MOT) pada mulanya dipelopori oleh Hund dan Mulliken. Seperti halnya pada senyawa-senyawa sederhana, konsep orbital molekular juga dapat diterapkan pada senyawa kompleks. Namun dapat disederhanakan dengan hanya mempertimbangkan orbital-orbital atomik yang benar-benar berperan dalam pembentukan orbital molekuler (OM) yaitu orbital 3d, 4s, dan 4p bagi atom pusat dari logam transisi seri pertama dan orbital s-p atau bentuk hibridisasinya bagi atom donor dari ligan yang bersangkutan".

orbital molekuler

Sebagian dari orbital molekul mempunyaienergi yang lebih besar daripada energi orbital atom. Hal tersebut dikarenakan terbentuknya orbital dari orbital molekul pengikatan (bonding) dan orbital molekul antiikatan (antibonding). Pada bagian dalam elektron yang tidak diambil disebut elektron tidak berikatan (nonbonding) dan elektron tersebut mempunyai energi yan sama dengan energi yang dimiliki oleh atom-atom yang terpisah. Setiap jenis orbital secara umum mempunyai energi-energi yang relatif. "Orbital molekul, seperti orbital atom, dapat berisi dua elektron, satu dengan spin keatas dan yang lain dengan spin kebawah. Dalam orbital moleku pengikatan, pengikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama elektron-elektron (yang paling sering adalah pasangan elektron dengan spin yang berlawanan). Kerapatan elektron rata-rata yang terbesar berada di antara nukleinya dan cenderung untuk menarik nukleinya bersama-sama. Pemakaian bersama elektron itu sendiri tidaklah mencukupi untuk terjadinya ikatan kimia. Elektron yang dipakai pada orbital molekul antipengikatan secara bersama-sama cenderung untuk memaksa inti atau nekleinya berpisah, sehingga kekuatan ikatan tersebut menurun".

ikatan orbital dan antiikatan orbital

Fasa relatif kedua orbital atom sangat penting dalam menentukan apakah orbital molekul yang terjadi merupakan orbital pengikatan atau antipengikatan. Orbital pengikatan terbentuk dari tumpang tindih fungsi-fungsi gelombang dengan fasa yang sama, orbital anti pengikatan terbentuk dari tumpang tindih fungsi-fungsi gelombang dengan fasa yang berlawanan. Pengisian elektron dalam orbital molekuler kompleks dimulai dari orbital dengan energi terendah yaitu orbital ikat, kemudian nonikat, dan akhirnya antiikat. Orbital ikat seluruhnya terisi elektron-elektron ligan, sesuai dengan peran atom donor ligan, dan ini menunjukan pada jumlah ikatan metal-ligan atau bilangan koordinasi.

Referensi:

https://www.studiobelajar.com/ikatan-kimia/

https://www.quipper.com/id/blog/mapel/kimia/ikatan-kimia-dalam-atom/

https://id.wikipedia.org/wiki/Konstanta_Madelung

http://hima-tl.ppns.ac.id/struktur-kristal-logam/

https://id.wikipedia.org/wiki/Muatan_inti_efektif

https://rumusrumus.com/afinitas-elektron/

https://id.wikipedia.org/wiki/Orbital_molekul