Pengertian Ikatan Kovalen Non Polar

Ikatan kovalen non polar adalah ikatan kovalen yang pasangan elektron yang dipakai bersama tertarik sama kuat. Pada molekul yang atom penyusunnya sejenis, hal ini disebabkan tidak ada perbedaan keelektronegatifan. Contoh pada molekul H2, dapat digambarkan dengan model sebagai berikut : Pada molekul yang penyusunnya beda jenis, kepolaran senyawa disebabkan oleh bentuk molekulnya yang simetris, atau momen dipol = 0. Contoh pada senyawa CH4. Ikatan antar atomnya bersifat polar, namun molekulnya bersifat non polar, dikarenakan bentuknya yang simetris dengan sudut sama besar.

Ciri-ciri ikatan NonPolar.

Senyawa pada Ikatan kovalen polar memiliki karakteristik dapat menghatarkan listrik sedangkan senyawa kovalen nonpolar tidak dapat menghantarkan listrik. Senyawa kovalen baik polar maupun nonpolar dapat berupa molekul biatom (dwiatom) dan molekul poliatom. Ciri-ciri ikatan kovalen polar dan nonpolar pada kedua jenis molekul tersebut tentu saja berbeda. Untuk memahaminya, perhatikan penjelasan berikut ini.
 
Molekul biatom (terdiri atas 2 atom), kepolarannya ditentukan oleh elektronegativitas. Dua atom yang elektronegativitasnya tidak sama, maka daya tarik elektronnya ke arah atom yang elektronegativitasnya lebih besar. seperti pada molekul HCl, atom H keelektronegatifannya 2,1 sedangkan atom Cl 3,0 sehingga elektron akan bergeser ke arah Cl.
 
Dengan demikian, atom Cl menjadi kelebihan elektron dan membentuk kutub negatif, sedangkan atom H menjadi kekurangan elektron dan membentuk kutub positif. senyawa kovalen yang dapat membentuk kutub positif dan negatif disebut senyawa polar. Karena sifat inilah, senyawa polar mampu menghantarkan arus listrik. Secara teoritis senyawa polar mempunyai perbedaan elektronegativitas besar (0,5).
 
Sedangkan senyawa yang tidak dapat membentuk kutub positif dan negatif disebut senyawa nonpolar. Senyawa nonpolar memiliki perbedaan keelektronegatifan kecil (<0,5). Pada senyawa polar, kutub positif dan kutub negatif yang terbentuk dalam senyawa disebut dengan dipol. Dengan demikian dapat disimpulkan, untuk menentukan ciri-ciri kovalen polar dengan kovalen nonpolar pada molekul biatom adalah dengan melihat perbedaan elektronegativitasnya.

Sejarah

Istilah bahasa Inggris “covalence” pertama kali digunakan pada tahun 1919 oleh Irving Langmuir di dalam artikel Journal of American Chemical Society yang berjudul The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules.

Gagasan ikatan kovalen dapat ditilik beberapa tahun sebelum 1920 oleh Gilbert N. Lewis yang pada tahun 1916 menjelaskan pembagian pasangan elektron di antara atom-atom. Dia memperkenalkan struktur Lewis atau notasi titik elektron atau struktur titik Lewis yang menggunakan titik-titik di sekitar simbol atom untuk mewakili elektron valensi terluar atom. Pasangan elektron yang berada di antara atom-atom mewakili ikatan kovalen. Pasangan berganda mewakili ikatan berganda, seperti ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap tiga. Terdapat pula bentuk alternatif lainnya di mana ikatan diwakili sebuah garis.

Konsep awal ikatan kovalen berawal dari gambar molekul metana sejenis ini. Ikatan kovalen tampak jelas pada struktur Lewis, mengindikasikan pembagian elektron-elektron di antara atom-atom.

Ketika gagasan pembagian pasangan elektron memberikan gambaran kualitatif yang efektif akan ikatan kovalen, mekanika kuantum diperlukan untuk mengerti sifat-sifat ikatan seperti ini dan memprediksikan struktur dan sifat molekul sederhana. Walter Heitler dan Fritz London sering diberi kredit atas penjelasan mekanika kuantum pertama yang berhasil menjelaskan ikatan kimia, lebih khususnya ikatan molekul hidrogen pada tahun 1927. Hasil kerja mereka didasarkan pada model ikatan valensi yang berasumsi bahwa ikatan kimia terbentuk ketika terdapat tumpang tindih yang baik di antara orbital-orbital atom dari atom-atom yang terlibat. Orbital-orbital atom ini juga diketahui memiliki hubungan sudut spesifik satu sama lain, sehingga model ikatan valensi dapat memprediksikan sudut ikatan yang terlihat pada molekul sederhana dengan sangat baik.