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,^[1] 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^•

D₀ = ΔH = 101.1 kkal/mol = 423.0 kJ/mol = 4.40 eV (per ikatan)

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.^[2] Namun demikian, istilah energi disosiasi ikatan dan simbol D⁰ telah digunakan untuk entalpi reaksi pada 298 K pula.^[3]

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.^[4]

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.^[5]

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.^[6]

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)

Ikatan	Ikatan	Energi disosiasi ikatan pada 298 K			Keterangan
Ikatan	Ikatan	(kkal/mol)	(kJ/mol)	(eV/Ikatan)	Keterangan
C–C	Karbon	83–85	347–356	3.60–3.69	Kuat, namun lebih lemah dari ikatan C–H
Cl–Cl	Klorin	58	242	2.51	Diindikasikan dengan warna kekuningan dari gas ini
Br–Br	Bromin	46	192	1.99	Diindikasikan dengan warna kecoklatan dari Br₂ Sumber radikal Br^•
I–I	Iodin	36	151	1.57	Diindikasikan dengan warna keunguan dari I₂ Sumber radikal I^•
H–H	Hidrogen	104	436	4.52	Kuat, ikatan takterpolarisasi Dibelah hanya oleh logam dan oleh oksidan kuat
O–H	Hidroksida	110	460	4.77	Agak kuat dibanding ikatan C–H
OH–H	Hidroksida-Hidron	64	268	2.78	Jauh lebih lemah dari ikatan C–H
C–O	Monoksida	257	1077	11.16	Jauh lebih kuat dari ikatan C–H
O–CO	Dioksida	127	532	5.51	Agak lebih kuat dari ikatan C–H
O=O	Oksigen	119	498	5.15	Lebih kuat dari ikatan tunggal Lebih lemah dari banyak ikatan rangkap dua lainnya
N≡N	Nitrogen	226	945	9.79	Salah satu ikatan terkuat Energi aktivasi besar dalam produksi amonia

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.^[2]

Ikatan	Ikatan	Energi disosiasi ikatan pada 298 K			Keterangan
Ikatan	Ikatan	(kkal/mol)	(kJ/mol)	(eV/Ikatan)	Keterangan
H₃C–H	Ikatan metil C–H	105	439	4.550	Salah satu ikatan alifatik C–H terkuat
C₂H₅–H	Ikatan etil C–H	101	423	4.384	Agak lemah dibanding H₃C–H
(CH₃)₃C–H	Ikatan C–H tersier	96.5	404	4.187	Radikal tersier terstabilkan
(CH₃)₂NCH₂–H	Ikatan C–H α pada amina		380.7		Heteroatom dengan pasangan elektron sunyi-melemahkan ikatan C-H
(CH₂)₃OCH–H	Ikatan C–H α pada eter		385.3		Heteroatom dengan pasangan elektron sunyi-melemahkan ikatan C-H THF cenderung membentuk hidroperoksida
CH₂CH–H	Ikatan C–H vinil	111	464	4.809	Radikal vinil jarang
HC₂–H	Ikatan C–H asetilenik	133	556	5.763	Radikal asetilenik sangat jarang
C₆H₅–H	Ikatan C–H fenil	113	473	4.902	Dapat dibandingkan dengan radikal vinil, jarang
CH₂CHCH₂–H	Ikatan C–H alilik	89	372	3.856	Ikatan tersebut menunjukkan kenaikan reaktivitas
C₆H₅CH₂–H	Ikatan C–H benzilik	90	377	3.907	Ikatan C–H akin hingga alilik Ikatan tersebut menunjukkan kenaikan reaktivitas
H₃C–CH₃	Ikatan C–C alkana	83–85	347–356	3.596-3.690	Lebih lemah dari ikatan C–H
H₂C=CH₂	Ikatan C=C alkena	146–151	611–632	6.333-6.550	Sekitar 2× lebih kuat dari ikatan tunggal C–C
HC≡CH	Ikatan rangkap tiga C≡C alkuna	200	837	8.675	Sekitar 2.5× lebih kuat dari ikatan tunggal C–C

Lihat pula

Referensi

^ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, edisi ke-2 ("Buku Emas") (1997). Versi koreksi daring: (2006–) "Bond-dissociation energy".
^ ^a ^b Blanksby, S. J.; Ellison, G. B. (2003). "Bond Dissociation Energies of Organic Molecules". Acc. Chem. Res. 36 (4): 255–263. doi:10.1021/ar020230d. PMID 12693923.
^ Darwent, B. deB. (January 1970). Bond Dissociation Energies in Simple Molecules (PDF). NSRDS-NBS 31. Washington, DC: U.S. National Bureau of Standards. LCCN 70602101.
^ Morrison, Robert Thornton; Boyd, Robert Neilson (1983). Organic Chemistry. Boston: Allyn & Bacon. ISBN 0-205-05838-8.
^ Lehninger, Albert L.; Nelson, David L.; Cox, Michael M. (2005). Lehninger Principles of Biochemistry (edisi ke-4th). W. H. Freeman. hlm. 48. ISBN 978-0-7167-4339-2. Diakses tanggal May 20, 2016.
^ Schmidt-Rohr, K. (2015). "Why Combustions Are Always Exothermic, Yielding About 418 kJ per Mole of O₂". J. Chem. Educ. 92: 2094–2099. doi:10.1021/acs.jchemed.5b00333.