id.wikipedia.org

Ikatan hidrogen - Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

  • ️Fri Jul 08 2011

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Model ikatan hidrogen di air

Dalam kimia, ikatan hidrogen merupakan interaksi molekul yang melibatkan atom hidrogen (H) dengan atom lain dengan sebuah pasangan elektron bebas. Dalam hal ini, atom hidrogen yang berikatan kovalen dengan sebuah atom donor (Dn) berinteraksi dengan atom lain (Ac) yang memiliki keelektronegatifan tinggi. Ikatan ini umumnya digambar sebagai Dn−H···Ac dengan garis tebal sebagai ikatan kovalen dan titik-titik sebagai ikatan hidrogen.[1]

Atom-atom yang umumnya terlibat dalam ikatan hidrogen adalah atom nitrogen (N), oksigen (O), dan fluorin (F). Berbeda dengan interaksi dipol-dipol yang berasal dari tarik-menarik dipol positif dan negatif, ikatan hidrogen juga melibatkan aspek interaksi orbital dan delokalisasi elektron sehingga bersifat lebih kompleks.[2]

Contoh ikatan hidrogen antarmolekul pada dimer molekul[3]

Ikatan hidrogen relatif bersifat lebih kuat daripada gaya antarmolekul lain, tetapi lebih lemah dari ikatan kimia seperti ikatan kovalen dan ikatan ion.[4] Kekuatannya dipengaruhi geometri (susunan atom yang terlibat), lingkungan (pelarut dan molekul lain), serta identitas atom yang terlibat sehingga memiliki energi dari lemah (1-2 kJ mol−1) hingga tinggi (>155 kJ mol−1).[5][6] Walau dikenal sebagai gaya antarmolekul, ikatan hidrogen dapat terjadi pula pada molekul yang sama (intramolekul).

Ikatan hidrogen memiliki peran penting di ilmu kimia, ilmu biologi, dan juga ilmu material. Ikatan ini berperan dalam menstabilkan heliks ganda DNA dan struktur protein, memberikan titik didih yang tinggi terhadap air dan hidrogen fluorida, dan juga memberikan sifat kekakuan terhadap material seperti kertas, wol, dan hidrogel.

Ikatan hidrogen juga sangat berpengaruh pada spektroskopi. Contoh yang paling nyata adalah pada spektroskopi inframerah, dengan adanya ikatan hidrogen akan memperlebar stretching.[7]

Dalam ikatan hidrogen, atom yang berikatan kovalen dengan hidrogen disebut sebagai donor proton, sedangkan atom yang tidak berikatan disebut akseptor. Penamaan ini merupakan penamaan rekomendasi dari IUPAC.[8] Jika dilihat dari perspektif asam-basa Lewis, donor proton merupakan basa Lewis, sedangkan akseptor merupakan asam Lewis.

Berbagai donor dan akseptor ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen muncul sebagai hasil dari kombinasi berbagai fenomena fisika dan kimia: interaksi elektrostatik (muatan positif dan negatif parsial), ikatan kovalen (tumpang-tindih orbital), dan gaya dispersi London.[8]

Seiring perkembangan zaman, atom hidrogen juga ditemukan mampu membentuk ikatan hidrogen yang lemah dengan atom belerang (S), klorin (Cl), dan bahkan juga karbon (C). Khususnya untuk atom karbon, hal ini dapat terjadi karena karbon (sebagai donor) berikatan pula dengan atom elektronegatif seperti di kloroform dan aldehida.[9] Meski sangat lemah, ikatan hidrogen ini bersifat penting untuk menjaga struktur berbagai zat. Dengan berbagai penemuan tentang hal ini, IUPAC merilis pembaruan untuk definisi ikatan hidrogen yang terbit di jurnal Pure and Applied Chemistry.[10]

Kekuatan ikatan hidrogen sangat beragam, dari lemah (1–2 kJ/mol) hingga kuat (161,5 kJ/mol pada ion HF2−).[6] Beberapa entalpi di fasa uap adalah sebagai berikut:

  • F−H···:F− (161,5 kJ/mol), khususnya di HF2−
  • O−H···:N (29 kJ/mol) seperti di air-amonia
  • O−H···:O (21 kJ/mol) seperti di air-air atau alkohol-alkohol
  • N−H···:N (13 kJ/mol) seperti di amonia-amonia
  • N−H···:O (8 kJ/mol) seperti di air-amida

Ikatan hidrogen antara C-H umumnya sangat jarang dan lemah.[11]

Kekuatan ikatan hidrogen antarmolekul umumnya ditentukan dengan pengukuran energi molekul saat terjadi kesetimbangan, umumnya di larutan.[12] Untuk kekuatan intramolekul, energi ini dipelajari dari kesetimbangan antara konformasi molekul dengan dan tanpa ikatan hidrogen. Selain itu, metode untuk penentuan ikatan hidrogen di molekul kompleks adalah dengan kristalografi atau spektroskopi NMR. Detail struktur seperti jarak antara donor dan akseptor yang lebih rendah dari radius van der Waals dapat menjadi petunjuk kekuatan ikatan hidrogen.

Ikatan Dn−H umumnya memiliki ≈110 pm (0,11 nm atau 1,1 Angstrom), sedangkan H···Ac memiliki ukuran ≈160-200 pm (0,16-0,2 nm atau 1,6-2 Angstrom). Ukuran ikatan hidrogen umum adalah 197 pm. Geometri molekul juga memengaruhi kekuatan ikatan hidrogen dan dipengaruhi juga oleh donor hidrogen. Misalnya, molekul HF (donor atom fluorin) yang berinteraksi dengan asam sianida (linear, HCN) memiliki sudut 180°, sedangkan yang berinteraksi dengan formaldehida (planar segitiga, H2CO) memiliki sudut 120° dan air hanya 46°.[13]

Dalam spektroskopi NMR, ikatan hidrogen kuat akan menyebabkan pergeseran downfield pada spektrum 1H NMR. Sebagai contoh, senyawa asetilaseton memiliki tautomer enol dengan geseran kimia 15,5 ppm; 10 ppm lebih tinggi daripada alkohol umumnya.[14]

  • Tautomerisasi asetilaseton membentuk isomer enol (kanan) yang distabilkan oleh ikatan hidrogen.

    Tautomerisasi asetilaseton membentuk isomer enol (kanan) yang distabilkan oleh ikatan hidrogen.

  • Dimer asam asetat dengan ikatan hidrogen dalam hijau.

    Dimer asam asetat dengan ikatan hidrogen dalam hijau.

Dalam spektroskopi IR, ikatan hidrogen menyebabkan frekuensi regangan Dn−H lebih rendah. Adanya tarikan dari Ac menyebabkan ikatan Dn−H umumnya lebih lemah, energi dan frekuensi vibrasi lebih rendah, dan bilangan gelombang lebih tinggi. Dari atom akseptor, kehadiran ikatan hidrogen juga memengaruhi frekuensi mode vibrasi inframerah sehingga dapat dipelajari keberadaannya. Dinamika inilah yang digunakan untuk mempelajari mode vibrasi OH pada air.[15]

Ikatan hidrogen terus menjadi telaah penting teoretis di ilmu kimia.[2]

Konsep ikatan hidrogen merupakan salah satu konsep yang cukup rumit.[16] Linus Pauling, salah satu kimiawan terkemuka yang mengajukan konsep keelektronegatifan, menyebut T. S. Moore dan T. F. Winmill sebagai orang-orang pertama yang menyebutnya.[17][18] Keduanya menggunakan konsep ini untuk menjelaskan penemuan bahwa trimetilamonium hidroksida merupakan basa yang lebih lemah daripada tetrametilamonium hidroksida. Deskripsi yang lebih umum, yakni dalam membahas air, muncul tahun 1920 oleh Latimer dan Rodebush.[19]

Struktur kristal dari es. Lihat bentuk segienam (heksagon) yang terbentuk dari 6 molekul air.

Contoh ikatan hidrogen yang paling jelas adalah ikatan yang terjadi di molekul air (H2O). Dalam sebuah molekul air, terdapat dua atom hidrogen dan satu atom oksigen. Model yang paling sederhana adalah dimer dari air yang terjadi apabila air membentuk satu ikatan hidrogen dengan satu molekul air lain. Makin banyak jumlah molekul yang ada, makin banyak pula ikatan hidrogen yang terbentuk.

Salah satu dampak dari ikatan hidrogen adalah struktur kristal dari es. Molekul air membentuk kisi heksagonal yang kosong, sehingga membuat massa jenis es lebih rendah daripada massa jenis es. Akibatnya, es mengapung di cairan air, berbeda dengan padatan dari cairan yang lain.

Selain itu, adanya ikatan hidrogen menyebabkan titik didih air menjadi tinggi (100 °C). Air mampu membentuk banyak ikatan hidrogen meski memiliki massa molar yang rendah. Air pun memiliki titik leleh yang tinggi dan visikositas yang tinggi pula, jika dibandingkan dengan senyawa dengan massa molar yang sama.

Jumlah ikatan hidrogen yang terbentuk dari molekul air berubah setiap waktu dan suhu.[20] Dalam sebuah model air TIP4P pada suhu 25 °C, molekul air rata-rata membentuk 3,59 ikatan hidrogen. Jumlah ini berkurang menjadi 3,24 pada suhu 100 °C, tetapi menjadi 3,69 pada suhu 0 °C.[20] Namun, penentuan jumlah ini rumit dan kompleks untuk dilakukan sehingga penelitian lain pun bisa menghasilkan nilai yang berbeda, seperti 2,357 ikatan pada 25 °C.[21]

Air pun juga dapat membentuk ikatan hidrogen dengan zat terlarut. Hal ini yang menjadi pendorong pelarutan zat, tetapi juga menghambat terbentuknya ikatan hidrogen sesama zat terlarut. Zat yang terlarut dapat dikatakan memiliki kecenderungan untuk membentuk ikatan hidrogen dengan air daripada dengan sesama zat terlarut.[22] Mengingat bahwa air memiliki polaritas yang tinggi dan mampu membentuk gaya dipol-dipol atau ion-dipol, air menjadi pelarut universal yang mampu melarutkan garam dan senyawa polar.

Struktur dari kompleks nikel-dimetilglioksim. Ikatan hidrogen pada atom hidrogen (biru muda) dengan oksigen (merah).

Satu atom hidrogen dapat terlibat dalam dua ikatan hidrogen. Hal ini dapat terjadi pada molekul organik kompleks dan bahkan disebutkan merupakan komponen penting supaya molekul air mampu mengalami reorientasi molekul.[23][24] Atom oksigen akseptor lebih mungkin mengalami ikatan hidrogen tipe seperti ini daripada atom oksigen donor.[25]

Senyawa hidrogen fluorida (dengan tiga pasangan elektron bebas di atom F dan satu atom H) hanya mampu membentuk dua ikatan. Di sisi lain, amonia memiliki tiga atom hidrogen, tetapi hanya satu pasangan elektron bebas di atom nitrogen. Akibatnya, keduanya hanya mampu membentuk dua ikatan hidrogen.

Dampak lain dari ikatan hidrogen ini antara lain sebagai berikut:

  • Kenaikan visikositas, titik didih, dan titik leleh, dan senyawa dapat dijelaskan dengan ikatan hidrogen. Hal ini terlihat jelas di asam fosfat dan gliserol
  • Titik didih NH3, H2O, dan HF yang jauh lebih tinggi daripada PH3, H2S, dan HCl
  • Pembentukan dimer asam karboksilat dan heksamer hidrogen fluorida
  • Terbentuknya pentamer air dan alkohol di pelarut nonpolar, dan
  • Kenaikan titik didih senyawa alkohol dari senyawa alkana dengan jumlah karbon yang sama
  • Menstabilkan salah satu isomer, seperti bentuk enol dari asetilaseton
  • Menstabilkan ligan dan kompleks, seperti kompleks Ni(DMG)2

Ikatan hidrogen juga berperan penting dalam struktur DNA. Basa nitrogen dalam DNA terhubung melalui ikatan hidrogen, membentuk pasangan basa nitrogen. Selain itu, bentuk pilinan atau heliks DNA tercipta karena adanya ikatan hidrogen, yang menyebabkan struktur DNA melengkung dan melingkar. Tanpa ikatan hidrogen, bentuk heliks DNA tidak akan terbentuk.

  1. ^ Arunan, Elangannan; Desiraju, Gautam R.; Klein, Roger A.; Sadlej, Joanna; Scheiner, Steve; Alkorta, Ibon; Clary, David C.; Crabtree, Robert H.; Dannenberg, Joseph J. (2011-07-08). "Definition of the hydrogen bond (IUPAC Recommendations 2011)". Pure and Applied Chemistry (dalam bahasa Jerman). 83 (8): 1637–1641. doi:10.1351/PAC-REC-10-01-02. ISSN 1365-3075.
  2. ^ a b Weinhold, Frank; Klein, Roger A. (2014-07-08). "What is a hydrogen bond? Resonance covalency in the supramolecular domain". Chemistry Education Research and Practice (dalam bahasa Inggris). 15 (3): 276–285. doi:10.1039/C4RP00030G. ISSN 1756-1108.
  3. ^ Beijer, Felix H.; Kooijman, Huub; Spek, Anthony L.; Sijbesma, Rint P.; Meijer, E. W. (1998). "Self-Complementarity Achieved through Quadruple Hydrogen Bonding". Angewandte Chemie International Edition (dalam bahasa Inggris). 37 (1-2): 75–78. doi:10.1002/(SICI)1521-3773(19980202)37:1/2<75::AID-ANIE75>3.0.CO;2-R. ISSN 1521-3773.
  4. ^ Starr, Cecie (2015). Biology Today and Tomorrow with Physiology. Cengage Learning. hlm. 39. ISBN 9781305480643.
  5. ^ Steiner, Thomas (2002). "The Hydrogen Bond in the Solid State". Angewandte Chemie International Edition (dalam bahasa Inggris). 41 (1): 48–76. doi:10.1002/1521-3773(20020104)41:1<48::AID-ANIE48>3.0.CO;2-U. ISSN 1521-3773.
  6. ^ a b Emsley, J. (1980-01-01). "Very strong hydrogen bonding". Chemical Society Reviews (dalam bahasa Inggris). 9 (1): 91–124. doi:10.1039/CS9800900091. ISSN 1460-4744.
  7. ^ Ikatan Hidrogen
  8. ^ a b Arunan, Elangannan; Desiraju, Gautam R.; Klein, Roger A.; Sadlej, Joanna; Scheiner, Steve; Alkorta, Ibon; Clary, David C.; Crabtree, Robert H.; Dannenberg, Joseph J. (2011-07-08). "Definition of the hydrogen bond (IUPAC Recommendations 2011)". Pure and Applied Chemistry (dalam bahasa Jerman). 83 (8): 1637–1641. doi:10.1351/PAC-REC-10-01-02. ISSN 1365-3075.
  9. ^ Nishio, Motohiro (2011-07-27). "The CH/π hydrogen bond in chemistry. Conformation, supramolecules, optical resolution and interactions involving carbohydrates". Physical Chemistry Chemical Physics (dalam bahasa Inggris). 13 (31): 13873–13900. doi:10.1039/C1CP20404A. ISSN 1463-9084.
  10. ^ Arunan, Elangannan; Desiraju, Gautam R.; Klein, Roger A.; Sadlej, Joanna; Scheiner, Steve; Alkorta, Ibon; Clary, David C.; Crabtree, Robert H.; Dannenberg, Joseph J. (2011-07-08). "Definition of the hydrogen bond (IUPAC Recommendations 2011)". Pure and Applied Chemistry (dalam bahasa Jerman). 83 (8): 1637–1641. doi:10.1351/PAC-REC-10-01-02. ISSN 1365-3075.
  11. ^ Gu, Yanliang; Kar, Tapas; Scheiner, Steve (1999-10-01). "Fundamental Properties of the CH···O Interaction:  Is It a True Hydrogen Bond?". Journal of the American Chemical Society. 121 (40): 9411–9422. doi:10.1021/ja991795g. ISSN 0002-7863.
  12. ^ Biedermann, Frank; Schneider, Hans-Jörg (2016-05-11). "Experimental Binding Energies in Supramolecular Complexes". Chemical Reviews. 116 (9): 5216–5300. doi:10.1021/acs.chemrev.5b00583. ISSN 0009-2665.
  13. ^ Legon, A. C.; Millen, D. J. (1987-01-01). "Angular geometries and other properties of hydrogen-bonded dimers: a simple electrostatic interpretation of the success of the electron-pair model". Chemical Society Reviews (dalam bahasa Inggris). 16 (0): 467–498. doi:10.1039/CS9871600467. ISSN 1460-4744.
  14. ^ Friebolin, Horst (2005). Basic one- and two-dimensional NMR spectroscopy (edisi ke-4th completely rev. and updated ed). Weinheim: WILEY-VCH. ISBN 978-3-527-31233-7.
  15. ^ Cowan, M. L.; Bruner, B. D.; Huse, N.; Dwyer, J. R.; Chugh, B.; Nibbering, E. T. J.; Elsaesser, T.; Miller, R. J. D. (2005-03). "Ultrafast memory loss and energy redistribution in the hydrogen bond network of liquid H2O". Nature (dalam bahasa Inggris). 434 (7030): 199–202. doi:10.1038/nature03383. ISSN 1476-4687.
  16. ^ Needham, Paul (2013-03-01). "Hydrogen bonding: Homing in on a tricky chemical concept". Studies in History and Philosophy of Science Part A. 44 (1): 51–65. doi:10.1016/j.shpsa.2012.04.001. ISSN 0039-3681.
  17. ^ Pauling, Linus (2010). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals: an introduction to modern structural chemistry (edisi ke-3. ed., 17. print). Ithaca, NY: Cornell Univ. Press. ISBN 978-0-8014-0333-0.
  18. ^ Moore, Tom Sidney; Winmill, Thomas Field (1912-01-01). "CLXXVII.—The state of amines in aqueous solution". Journal of the Chemical Society, Transactions (dalam bahasa Inggris). 101 (0): 1635–1676. doi:10.1039/CT9120101635. ISSN 0368-1645.
  19. ^ Latimer, Wendell M.; Rodebush, Worth H. (1920-07-01). "POLARITY AND IONIZATION FROM THE STANDPOINT OF THE LEWIS THEORY OF VALENCE". Journal of the American Chemical Society. 42 (7): 1419–1433. doi:10.1021/ja01452a015. ISSN 0002-7863.
  20. ^ a b Jorgensen, William L.; Madura, Jeffry D. (1985-12-20). "Temperature and size dependence for Monte Carlo simulations of TIP4P water". Molecular Physics. 56 (6): 1381–1392. doi:10.1080/00268978500103111. ISSN 0026-8976.
  21. ^ Zielkiewicz, Jan (2005-09-09). "Structural properties of water: Comparison of the SPC, SPCE, TIP4P, and TIP5P models of water". The Journal of Chemical Physics. 123 (10): 104501. doi:10.1063/1.2018637. ISSN 0021-9606.
  22. ^ Stahl, Neil.; Jencks, William P. (1986-07-01). "Hydrogen bonding between solutes in aqueous solution". Journal of the American Chemical Society. 108 (14): 4196–4205. doi:10.1021/ja00274a058. ISSN 0002-7863.
  23. ^ Baron, Michel; Giorgi-Renault, Sylviane; Renault, Jean; Mailliet, Patrick; Carré, Daniel; Etienne, Jean (1984-03). "Hétérocycles à fonction quinone. V. Réaction anormale de la butanedione avec la diamino-1,2 anthraquinone; structure cristalline de la naphto [2,3-f] quinoxalinedione-7,12 obtenue". Canadian Journal of Chemistry. 62 (3): 526–530. doi:10.1139/v84-087. ISSN 0008-4042.
  24. ^ Laage, Damien; Hynes, James T. (2006-02-10). "A Molecular Jump Mechanism of Water Reorientation". Science. 311 (5762): 832–835. doi:10.1126/science.1122154.
  25. ^ Markovitch, Omer; Agmon, Noam (2008-02-01). "The distribution of acceptor and donor hydrogen-bonds in bulk liquid water". Molecular Physics. 106 (2-4): 485–495. doi:10.1080/00268970701877921. ISSN 0026-8976.