Energi disosiasi ikatan
Energi disosiasi ikatan (BDE atau D0) adalah ukuran kekuatan dari suatu ikatan kimia. Hal ini dapat didefinisikan sebagai perubahan entalpi standar ketika suatu ikatan terbelah secara homolisis, dengan reaktan dan produk reaksi homolisis pada 0 K (nol absolut). Misalnya, energi disosiasi ikatan untuk satu ikatan C–H dalam etana (C2H6) didefinisikan dari reaksi:
- CH3CH2–H → CH3CH2• + H•
Definisi dan parameter terkait
Energi disosiasi ikatan terkadang disebut sebagai entalpi disosiasi ikatan (atau entalpi ikatan), namun istilah ini mungkin tidak sepenuhnya setara. Entalpi disosiasi ikatan biasanya merujuk pada entalpi reaksi di atas pada 298 K (kondisi standar) dan bukan pada 0 K, serta berbeda dengan D0 sekitar 1.5 kkal/mol (6 kJ/mol) dalam hal satu ikatan pada hidrogen dalam suatu molekul organik besar. Namun demikian, istilah energi disosiasi ikatan dan simbol D0 telah digunakan untuk entalpi reaksi pada 298 K pula.
Energi ikatan
Kecuali molekul diatomik, energi disosiasi ikatan berbeda dari energi ikatan. Sementara energi disosiasi ikatan adalah energi dari satu ikatan kimia, energi ikatan adalah rata-rata semua energi ikatan dari seluruh ikatan dalam molekul.
Misalnya, disosiasi ikatan HO–H dari molekul air (H2O) membutuhkan 493.4 kJ/mol. Disosiasi radikal hidroksil yang tersisa memerlukan 424.4 kJ/mol. Energi ikatan pada ikatan kovalen O–H dalam air dikatakan sebesar 458.9 kJ/mol, rata-rata dari nilai tersebut.
Dengan cara yang sama untuk menghilangkan atom hidrogen berturut-turut dari metana maka energi disosiasi ikatannya adalah 104 kkal/mol (435 kJ/mol) untuk D(CH3–H), 106 kkal/mol (444 kJ/mol) untuk D(CH2–H), 106 kkal/mol (444 kJ/mol) untuk D(CH–H) dan terakhir 81 kkal/mol (339 kJ/mol) untuk D(C–H). Energi ikatan, maka, adalah sebesar 99 kkal/mol atau 414 kJ/mol (rerata energi disosiasi ikatan). Tak satu pun dari energi disosiasi ikatan individu yang sama dengan energi ikatan 99 kkal/mol.
Mengikuti disosiasi, jika ikatan baru dari energi disosiasi ikatan yang besar terbentuk, produk ini memiliki entalpi lebih rendah, terdapat kehilangan energi, dan karenanya proses secara keseluruhan bersifat eksotermik. Secara khusus, konversi ikatan rangkap dua yang lemah dalam O2 menjadi ikatan yang lebih kuat dalam CO2 dan H2O membuat pembakaran bersifat eksotermik.
Disosiasi homolitik versus heterolitik
Ikatan dapat dipecah simetris atau asimetris. Yang pertama disebut homolisis dan merupakan dasar bagi BDEs yang umum. Skema asimetris suatu ikatan disebut heterolisis. Untuk hidrogen molekuler, alternatifnya adalah:
- H2 → 2 H• ΔH = 104 kkal/mol (lihat tabel di bawah)
- H2 → H+ + H− ΔH = 66 kkal/mol (dalam air)
Data yang ditabulasikan di atas menunjukkan bagaimana kekuatan ikatan bervariasi di atas tabel periodik. Terdapat minat yang besar, terutama pada kimia organik, mengenai kekuatan relatif ikatan dalam kelompok senyawa tertentu.
Lihat pula
Referensi
Bibliografi
Sumber dan atribusi
Konten artikel ini diadaptasi dari Wikipedia bahasa Indonesia, revisi 29223527 (2026-05-13T10:18:16Z), yang tersedia berdasarkan lisensi Creative Commons Atribusi-BerbagiSerupa (CC BY-SA). Mohon gunakan konten ini secara bijak serta sesuai dengan ketentuan lisensi yang berlaku.