KUANTUM

A. Persamaan Fisika Klasik

1. Lintasan Energi

Energi total sebuah partikel adalah jumlah energi kinetiknya E_k, energi yang timbul dari gerakannya dan energi potensialnya V, energi yang timbul dari posisinya :

E = E_k + V

Karena E_k =mv², dengan v melambangkan kecepatannya pada waktu tertentu dan m adalah massanya.

2. Hukum Newton

Hukum kedua Newton yaitu bahwa laju perubahan momentum sama dengan gaya F yang bekerja pada partikel.

F

3. Gerakan Rotasi

Momentum sudut J sebuah partikel adalah J = Iώ dengan ώ sebagai kecepatan sudut, yaitu laju perubahan posisi sudut dan I adalah momen inersia.

B. Sifat Partikel dari Radiasi dan Hipotesis Planck

Max Planck mulai dengan asumsi baru, bahwa permukaan benda hitam tidak menyerap atau memancarkan energi secara kontinyu, melainkan berjalan sedikit demi sedikit dan bertahap-tahap. Menurut Planck, benda hitam menyerap energi dalam berkas-berkas kecil dan memancarkan energi yang diserapnya dalam berkas-berkas kecil pula. Berkas-berkas kecil itu selanjutnya disebut kuantum.

Persamaan tersebut selanjutnya disebut Hukum Radiasi Benda Hitam Planck yang menyatakan bahwa intensitas cahaya yang dipancarkan dari suatu benda hitam berbeda-beda sesuai dengan panjang gelombang cahaya. Planck mendapatkan suatu persamaan : E = hn, yang menyatakan bahwa energi suatu kuantum (E) adalah setara dengan nilai tetapan tertentu yang dikenal sebagai tetapan Planck (h), dikalikan dengan frekwensi (n) kuantum radiasi. Hipotesa Planck yang bertentangan dengan teori klasik tentang gelombang elektromagnetik, ini merupakan titik awal dari lahirnya teori kuantum yang menandai terjadinya revolusi dalam bidang fisika.

Secara klasik diasumsikan bahwa pertukaran energi ini bersifat kontinu, yang berarti bahwa cahaya dengan frekuensi ω dapat memberikan jumlah energi berapa saja dalam absorpsi, jumlah pasti dalam kasus tertentu bergantung pada intensitas energi dari berkas. Planck menemukan bahwa rumus termodinamik yang benar dapat diperoleh apabila pertukaran energi diasumsikan diskret. Secara khusus Planck mempostulatkan bahwa radiasi dengan frekuensi sudut ω hanya dapat mempertukarkan energi dengan materi dalam cacah hω, dengan h merupakan tetapan Planck, yaitu :

h =2πh=6,62 x 10^-27 cgs

Hipotesis Planck dapat difarafrasekan bahwa radiasi dengan frekuensi ω bersifat seperti suatu aliran partikel (foton) dengan energi yang dapat dipancarkan atau diserap oleh materi. Oleh karena partikel-partikel itu bergerak secepat cahaya, menurut teori Relativitas Khusus, massa diamnya harus nol.

Contoh yang lebih sederhana yang menunjukkan aspek partikel dari cahaya adalah percobaan efek fotolistrik. Jika berkas cahaya monokromatik, dengan frekuensi ω dijatuhkan pada permukaan logam, maka elektron-elektron dapat teremisi. Apabila hω lebih kecil daripada harga batas W, yang bergantung pada jenis logam, maka tidak terdapat elektron yang diemisi meskipun intensitas cahaya diperbesar. Jika hω>W, elektron-elektron akan diemisi dengan enegi kinetik T. Perhatikan bahwa energi kinetik elektron yang teremisi tidak bergantung pada intensitas radiasi, melainkan bergantung hanya pada frekuensi radiasi. Hal ini benar-benar tak dapat dijelaskan oleh konsep klasik yang menyatakan bahwa radiasi bersifat kontinu. Sebaliknya, dengan menggunakan konsep kuantum yang dikemukakan oleh Plank, cukup mudah memahami gejala efek fotolistrik.

3. Atom

1. Teori Atom

Atom berasal dari bahasa Yunani “atomos” yang artinya tidak dapat dibagi-bagi lagi. Suatu benda dapat dibagi menjadi bagian-bagian yang lebih kecil, jika pembagian ini diteruskan, maka menurut logika pembagian itu akan sampai pada batas yang terkecil yang tidak dapat dibagi lagi, demikian pendapat Demokritus (460-370-S.M).

a) Konsep atom menurut Dalton:

1. Atom adalah partikel terkecil yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Atom suatu unsur semuanya serupa, dan tidak dapat berubah menjadi atom unsur yang lainnya.

2. Atom-atom unsur yang berlainan dapat membentuk molekul. Ketika terjadi reaksi, atom-atom itu berpisah tetapi kemudian bergabung kembali dengan susunan yang berbeda dengan susunan semula. Pada reaksi itu atom-atom bergabung menurut perbandingan tertentu.

3. Bila dua macam atom membentuk dua macam persenyawaan atau lebih maka atom-atom sejenis dalam persenyawaan itu mempunyai perbandingan yang sederhana.

b) Teori atom menurut Thomson

Atom berbentuk bola padat yang memiliki muatan positif dan dinetralkan oleh muatan negatif yang tersebar merata pada seluruh permukaan atom.

c) Teori Rutherford

Pada tahun 1911 ia menyusun model atom yang baru, yaitu :

1. Atom sebagian besar tediri dari ruang hampa dengan satu inti yang bermuatan positif dan satu atau beberapa elektron yang beredar disekitar inti. Massa atom sebagian besar terletak pada intinya.

2. Atom secara keseluruhan bersifat netral, muatan positif pada inti sama besarnya dengan muatan elektron yang beredar di sekitarnya. Muatan positif pada inti besarnya sama dengan nomer atom dikalikan dengan muatan elementer.

3. Inti dan elektron tarik-menarik, gaya tarik menarik ini merupakan gaya centripetal yang mengendalikan gerak elektron pada orbitnya masing-masing seperti grafitasi dalam tata surya.

4. Pada reaksi kimia, inti atom tidak mengalami perubahan,
   yang mengalami perubahan ialah elektron-elektron pada kulit terluar.
   Ion + adalah atom yang kekurangan elektron (telah melepas e)
   Ion – adalah atom yang kelebihan elektron (menyerap e).

d) Model atom menurut Bohr

Model atom menurut Bohr ini dibuat berdasarkan dua postulatnya yaitu:

1. Elektron tidak dapat berputar dalam lintasan yang sembarang, elektron hanya dapat berputar pada lintasan tertentu tanpa memancarkan energi. Lintasan ini disebut lintasan stasioner.

2. Elektron yang menyerap energi (foton) akan berpindah ke lintasan yang energinya tinggi, dan sebaliknya. Akibat dari perpindahan elektron ini maka memberikan deret-deret spektrum yang dikenal hingga sekarang dengan deret spektrum atom hidrogen yaitu deret spektrum Lyman, Balmer, Paschen, Bracket dan pfund yang masing-masing spektrum ini memberikan karakteristik yang berbeda.

e) Model atom modern

Model atom modern adalah hasil karya para peneliti dari tahun 1920an hingga saat ini. Model atom tersebut menyatakan bahwa elektron tidak bergerak pada lintasan tertentu dan lintasan yang tepat dari elektron tidak dapat ditentukan. Teori saat ini menyatakan bahwa ada daerah di dalam atom di mana terdapat elektron. Daerah ini disebut dengan awan elektron.

2. Bagian-bagian Atom

Semua material terdiri dari molekul, dan molekul juga terdiri dari atom. Atom mempunyai suatu inti dengan elektron yang beredar disekitarnya. Inti atom terdiri dari kutub positif (proton) dan negatif (elektron). Kebanyakan atom dikenal hanya memiliki proton dan elektron. Elektron memiliki muatan listrik negatif (-), sedangkan proton memiliki muatan positif (+). Netron tidak memiliki muatan listrik atau netral. Muatan listrik negatif yang dimiliki oleh elektron seimbang dengan muatan listrik positif yang dimiliki oleh proton. Hal ini dikenal sebagai ikatan elektron.

3. Konfigurasi Elektron

Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain:

1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah dan seterusnya. Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya.

2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama. Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.

3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.

Contoh : Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron. Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan berpindah ke lintasan 2pz, sehingga sekarang ada 4 elektron yang tidak berpasangan. Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atom karbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron. Sehingga di alam terdapat senyawa CH₄ atau CCl₄, tetapi tidak terdapat senyawa CCl₃ atau CCl₅.

4. Energi Ionisasi dan Elektron Valensi

Dalam pembentukan senyawa, atom akan menerima dan melepaskan elektronnya. pelepasan dan penerimaan elektron ini berhubungan dengan energi, yakni energi ionisasi dan afinitas elektron. Selain itu, pelepasan dan penerimaan elektron berhubungan pula dengan elektron valensi.

a) Energi Ionisasi

Dalam satu periode semakin banyak elekiron dan proron, gaya tarik - menarik elektron terluar dengan inti semakin besar (jari-jari kecil). Akibatnya, elektron sukar dilepas sehingga energi untuk melepas elektron semakin besar. Hal ini berarti energi ionisasinya besar, jika jumlah elektronnya sedikit, seperti unsur yang berada disebelah kiri sistem periodik, gaya tarik – menarik elektron dengan inti lebih kecil (jari–jari semakin besar). Akibatnya, energi untuk melepaskan elektron terluar relatif lebih kecil sehingga energy ionisasi pun mengecil.

b) Afinitas Elektron

Afinitas elektron merupakan energi yang terlibat saat suatu atom menerima elektron dari luar. Atom-atom yang memiliki gaya tarik-menarik antar intinya kecil menunjukkan bahwa afinitas elektronnya juga kecil, Hal-hal yang memengaruhi besar – kecilnya afinitas elektron, yaitu sebagai berikut.
a. Jumlah muatan dalam inti

b. Jarak antar inti

c. Jumlah elektron dalam atom

Besarnya afinitas elektron suatu atom tidak sama dengan energi ionisasi karena kedua hal tersebut bukan proses kebalikan. Atom–atom yang semakin mudah menangkap elektron akan memiliki harga afinitas elektron yang semakln besar. Misalnya. atom Na memiliki afinitas elektron lebih besar dari pada atom Rb, namun atom Na memiliki afinitas elektron lebih kecil daripada atom Mg.

c) Elektron Valensi

Elektron yang berperan dalam menentukan sifat-sifat Fisika dan Kimia adalah elektron yang berada pada kulit paling luar. Seperti yang telah dijelaskan, elektron ini biasa disebut sebagai elektron valensi yang sangat berperan dalam menetukan pembentukan senyawa, Adapun untuk kulit yang penuh, elektronnya tidak turut serta dalam menentukan sifat-sifat tersebut.

4. Bilangan Kuantum

Elektron mengelilingi inti atom menurut lintasan tertentu. Selain kedudukannya dalam lintasan, elektron juga memiliki keadaan-keadaan yang lain. Untuk menyatakan keadaan dan energi elektron digunakan bilangan kuantum, ada empat macam bilangan kuantum yang dapat menggambarkan keadaan elektron, yaitu sebagai berikut :

1) Bilangan kuantum utama (n)

2) Bilangan kuantum azimut (l)

3) Bilangan kuantum magnetik (m1)

4) Bilangan kuantum spin (ms)

Bilangan kuantum utama menyatakan nama kulit atom. Energi terendah dimulai dari kulit yang diberi nama kulit K, sedangkan energi yang lebih tinggi dengan nama kulit L, M, N, dan seterusnya.

Bilangan kuantum azimut menyatakan nama subkulit. Subkulit yang dikenal sebagai berikut :

1) Orbital s (sharp)

2) Orbital p (principle)

3) Orbital d (diffuse)

4) Orbital f (fundamental)

Ada kemungkinan untuk orbital yang lebih tinggi lagi dinyatakan dengan orbital g, h, i, dan seterusnya.

Bilangan kuantum magnetik menyatakan banyaknya orbital yang terdapat di setiap subkulit, misalnya di subkulit energi p ada 3 orbital px, pY, dan pZ. Bilangan kuantum spin menyatakan arah putaran elektron pada sumbunya. Perputaran (spin) electron dan menimbulkan momen magnetic. Ada dua kemungkinan perputaran, yang keduanya saling berlawanan arah.
Benda yang berputar memiliki momentum sudut.

Dalam medan magnetik, energi keadaan atomik akan berubah menjadi beberapa subkeadaan jika atom itu berada dalam medan magnetik dan energinya dapat sedikit lebih besar atau lebih kecil daripada keadaan tanpa medan magnetik. Gejala itu menyebabkan 'terpecahnya' garis spektrum individual menjadi garis-garis terpisah jika atom dipancarkan ke dalam medan magnetik, dengan jarak antara garis bergantung dari besar medan tersebut. Terpecahnya garis spektral oleh medan magnetik disebut efek Zeeman.

D. Teori Elektron Dalam Ikatan Kimia

1. Teori Duplet dan Oktet

Teori duplet dan oktet dari G.N. Lewis merupakan dasar ikatan kimia.
Lewis mengemukakan bahwa suatu atom berikatan dengan cara menggunakan bersama dua elektron atau lebih untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia (ns²np⁶).

2. Teori Ikatan Valensi

Dalam bentuk molekul dikenal adanya teori ikatan valensi. Teori ini menyatakan bahwa ikatan antar atom terjadi dengan cara saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.

Pertindihan antara dua sub kulit s tidak kuat, oleh karena distribusi muatan yang berbentuk bola, oleh sebab itu pada umumnya ikatan s - s relatif lemah. Sub kulit "p" dapat bertindih dengan sub kulit "s" atau sub kulit "p" lainnya, ikatannya relatif lebih kuat, hal ini dikarenakan sub kulit "p" terkonsentrasi pada arah tertentu.

3. Teori Orbital Molekul

Teori orbital molekul menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom untuk membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah sebuah orbital Schrodinger yang melibatkan beberapa inti atom. Jika orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian lebih tinggi berada di antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Jika elektron-elektron cenderung berada di orbital molekul yang berada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang berada pada orbital bukan-ikatan cenderung berada pada orbital yang paling dalam (hampir sama dengan orbital atom), dan diasosiasikan secara keseluruhan pada satu inti. Elektron-elektron ini tidak menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.

E. Hibridisasi Orbital

Hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH₄). Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi.

1. Hibrid sp³

Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH₄), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹. Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH₂. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif, sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH₄.

Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH₄. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O₂), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH₄ yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH₄ dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama. Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH₄ ini, maka teori hibridisasi digunakan.

Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron. Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif. Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp^3. Pada CH₄, empat orbital hibrid sp³ bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma.

Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp³ bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

2. Hibrid sp²

Misalnya etilena (C₂H₄) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Karbon akan melakukan hibridisasi sp² karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama.

Dalam hibridisasi sp², orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p membentuk 3 orbital sp² dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp² karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp² yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).

3. Hibrid sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp. Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut 180°.

4. Hibridisasi dan bentuk molekul

Hibridisasi, bersama dengan (teori VSEPR), membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

• AX₁ (contoh : LiH) : tidak ada hibridisasi; berbentuk linear

• AX₂ (contoh : BeCl₂) : hibridisasi sp; berbentuk Linear atau diagonal; sudut ikat cos⁻¹(−1) = 180°

  • AX₂E (contoh : GeF₂): berbentuk V, <>

• AX₃ (contoh: BCl₃) : hibridisasi sp²; berbentuk datar trigonal; sudut ikat cos⁻¹(−1/2) = 120°

  • AX₃E (contoh: NH₃): piramida trigonal, 107°

• AX₄ (contoh : CCl₄) : hibridisasi sp³; berbentuk tetrahedral; sudut ikat cos⁻¹(−1/3) ≈ 109.5°

• AX₅ (contoh : PCl₅) : hibridisasi sp³d; berbentuk Bipiramida trigonal

• AX₆ (contoh : SF₆) : hibridisasi sp³d²; berbentuk oktahedral (atau bipiramida persegi)

Hal ini berlaku apabila tidak terdapat pasangan elektron menyendiri (lone pair electron) pada atom pusat. Jika terdapat pasangan elektron menyendiri, maka elektron tersebut harus dihitung pada bagian X_i, namun sudut ikat akan menjadi lebih kecil karena gaya tolak menolak. Sebagai contoh, air (H₂O) memiliki atom oksigen yang berikatan dengan dua H dan dua pasangan elektron menyendiri, hal ini berarti terdapat 4 'elemen' pada O. Sehingga termasuk dalam kategori AX₄ dan terdapat hibridisasi sp³.

F. Ikatan Kimia

Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah".

1. Ikatan kovalen

Ikatan kovalen adalah sejenis ikatan kimia yang dikarakterisasikan oleh pasangan elektron yang saling terbagi (kongsi elektron) di antara atom-atom yang berikatan. Singkatnya, stabilitas tarikan dan tolakan yang terbentuk di antara atom-atom ketika mereka berbagi elektron dikenal sebagai ikatan kovalen. Ikatan kovalen merangkumi banyak jenis interaksi, yaitu ikatan sigma, ikatan pi, ikatan logam-logam, interaksi agostik, dan ikatan tiga pusat dua elektron. Pada molekul H₂, atom hidrogen berbagi dua elektron via ikatan kovalen. Kovalensi yang sangat kuat terjadi di antara atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang mirip. Ikatan kovalen yang paling umum adalah ikatan tunggal dengan hanya satu pasang elektron yang terbagi di antara dua atom. Ia biasanya terdiri dari satu ikatan sigma. Semua ikatan yang memiliki lebih dari satu pasang elektron disebut sebagai ikatan rangkap atau ikatan ganda.

1. Ikatan yang berbagi dua pasangan elektron dinamakan ikatan rangkap dua. Contohnya pada etilena. Ia biasanya terdiri dari satu ikatan sigma dan satu ikatan pi.

2. Ikatan yang berbagi tiga pasang elektron dinamakan ikatan rangkap tiga. Contohnya pada hidrogen sianida. Ia biasanya terdiri dari satu ikatan sigma dan dua ikatan pi.

3. Ikatan rangkap empat ditemukan pada logam transisi. Molibdenum dan renium adalah unsur yang umumnya memiliki ikatan sejenis ini. Contoh ikatan rangkap ditemukan pada Di-tungsten tetra(hpp).

4. Ikatan rangkap lima telah ditemukan keberadaannya pada beberapa senyawa dikromium.

5. Ikatan rangkap enam ditemukan pada molibdenum dan tungsten diatomik.

Ikatan kovalen tidak seperlunya adalah ikatan antara dua atom yang berunsur sama, melainkan hanya pada elektronegativitas mereka. Oleh karena ikatan kovalen adalah saling berbagi elektron, maka elektron-elektron tersebut perlu ter-delokalisasi. Lebih jauh lagi, berbeda dengan interaksi elektrostatik ("ikatan ion"), kekuatan ikatan kovalen bergantung pada relasi sudut antara atom-atom pada molekul poliatomik.

2. Ikatan ion

Ikatan ion merupakan sejenis interaksi elektrostatik antara dua atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang besar. Tidaklah terdapat nilai-nilai yang pasti yang membedakan ikatan ion dan ikatan kovalen, namun perbedaan elektronegativitas yang lebih besar dari 2.0 bisanya disebut ikatan ion, sedangkan perbedaan yang lebih kecil dari 1.5 biasanya disebut ikatan kovalen.^[3] Ikatan ion menghasilkan ion-ion positif dan negatif yang berpisah. Muatan-muatan ion ini umumnya berkisar antara -3 e sampai dengan +3e.

3. Ikatan kovalen koordinat

Ikatan kovalen koordinat, kadangkala disebut sebagai ikatan datif, adalah sejenis ikatan kovalen yang keseluruhan elektron-elektron ikatannya hanya berasal dari salah satu atom, penderma pasangan elektron, ataupun basa Lewis. Konsep ini mulai ditinggalkan oleh para kimiawan seiring dengan berkembangnya teori orbital molekul. Contoh ikatan kovalen koordinat terjadi pada nitron dan ammonia borana.

4. 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 sepasang elektron yang menghubungkan atom boron satu sama lainnya dalam bentuk pisang dengan sebuah 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.

5. Ikatan tiga elektron dan satu elektron

Ikatan-ikatan dengan satu atau tiga elektron dapat ditemukan pada spesi radikal yang memiliki jumlah elektron gasal (ganjil). Contoh paling sederhana dari ikatan satu elektron dapat ditemukan pada kation molekul hidrogen H₂⁺. Ikatan satu elektron seringkali memiliki energi ikat yang setengah kali dari ikatan dua elektron, sehinggi ikatan ini disebut pula "ikatan setengah". Namun terdapat pengecualian pada kasus dilitium. Ikatan dilitium satu elektron, Li₂⁺, lebih kuat dari ikatan dilitium dua elektron Li₂. Molekul oksigen juga dapat dianggap memiliki dua ikatan tiga elektron dan satu ikatan dua elektron yang menjelaskan sifat paramagnetiknya. Molekul-molekul dengan ikatan elektron gasal biasanya sangat reaktif. Ikatan jenis ini biasanya hanya stabil pada atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang sama.

6. Ikatan aromatik

Ikatan aromatik yang terjadi pada molekul yang berbentuk cincin datar menunjukkan stabilitas yang lebih. Pada benzena, 18 elektron ikatan mengikat 6 atom karbon bersama membentuk struktur cincin datar. "Orde" ikatan antara dua atom dapat dikatakan sebagai (18/6)/2=1.5 dan seluruh ikatan pada benzena tersebut adalah identik.

7. Ikatan logam

Pada ikatan logam, elektron-elektron ikatan terdelokalisasi pada kekisi (lattice) atom. Berbeda dengan senyawa organik, lokasi elektron yang berikat dan muatannya adalah statik. Oleh karena delokalisai yang menyebabkan elektron-elektron dapat bergerak bebas, senyawa ini memiliki sifat-sifat mirip logam dalam hal konduktivitas, duktilitas, dan kekerasan.

8. Ikatan antarmolekul

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

9. Dipol permanen ke dipol permanen

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

10. Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen bisa dikatakan sebagai dipol permanen yang sangat kuat seperti yang dijelaskan di atas. Namun, pada ikatan hidrogen, proton hidrogen berada sangat dekat dengan atom penderma elektron dan mirip dengan ikatan tiga-pusat dua-elektron seperti pada diborana. Ikatan hidrogen menjelaskan titik didih zat cair yang relatif tinggi seperti air, ammonia, dan hidrogen fluorida jika dibandingkan dengan senyawa-senyawa yang lebih berat lainnya pada kolom tabel periodik yang sama.

11. Dipol seketika ke dipol terimbas (van der Waals)

Dipol seketika ke dipol terimbas, atau gaya van der Waals, adalah ikatan yang paling lemah, namun sering dijumpai di antara semua zat-zat kimia. Misalnya atom helium, pada satu titik waktu, awan elektronnya akan terlihat tidak seimbang dengan salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Hal ini disebut sebagai dipol seketika (dwikutub seketika). Dipol ini dapat menarik maupun menolak elektron-elektron helium lainnya, dan menyebabkan dipol lainnya. Kedua atom akan seketika saling menarik sebelum muatannya diseimbangkan kembali untuk kemudian berpisah.

12. Interaksi kation-pi

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

13. Elektronegatifitas

Elektronegatifitas adalah suatu ukuran kecenderungan atom untuk menarik pasangan elektron ikatan. Ikatan polar merupakan ikatan kovalen yang mana terdapat pemisahan muatan antara ujung yang satu dengan ujung yang lain, dengan kata lain salah satu ujung sedikit positif dan ujung yang lainnya sedikit negatif. Contohnya termasuk kebanyakan ikatan kovalen. Ikatan hidrogen-klor pada HCl atau ikatan hidrogen-oksigen pada air adalah ikatan yang khas. Ion positif dapat memiliki pengaruh untuk mempolarisasi (distorsi-perubahan bentuk-secara elektrik) ion negatif terdekat. Kemampuan polarisasi tergantung pada densitas muatan pada ion positif. Kemampuan polarisasi meningkat sejalan dengan ion positif yang mengecil dan jumlah muatan yang membesar.