Tolong bantu saya menyelesaikan kimia. Tunjukkan jenis ikatan pada molekul NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... dan dapatkan jawaban terbaik
Jawaban dari Olga Lyabina[guru]
1) Jenis ikatan NH3 cov. kutub. Tiga elektron nitrogen yang tidak berpasangan dan satu elektron hidrogen masing-masing mengambil bagian dalam pembentukan ikatan. Tidak ada ikatan pi. hibridisasi sp3. Bentuk molekulnya piramidal (satu orbital tidak ikut hibridisasi, tetrahedron berubah menjadi piramida)
Jenis ikatan CaCl2 bersifat ionik. Pembentukan ikatan melibatkan dua elektron kalsium pada orbital s, yang menerima dua atom klor, menyelesaikan tingkat ketiganya. tidak ada ikatan pi, hibridisasi tipe sp. mereka terletak di ruang angkasa dengan sudut 180 derajat
Jenis ikatan Al2O3 adalah ionik. Tiga elektron dari orbital s dan p aluminium terlibat dalam pembentukan ikatan, yang diterima oksigen, menyelesaikan tingkat kedua. O=Al-O-Al=O. Ada ikatan pi antara oksigen dan aluminium. jenis hibridisasi sp yang paling mungkin.
Jenis ikatan BaS adalah ionik. dua elektron barium diterima oleh belerang. Ba=S adalah ikatan satu pi. hibridisasi sp. Molekul datar.
2) AgNO3
perak tereduksi di katoda
K Ag+ + e = Ag
air teroksidasi di anoda
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
menurut hukum Faraday (berapapun...) massa (volume) zat yang dilepaskan di katoda sebanding dengan jumlah listrik yang melewati larutan
m(Ag) = Saya/zF *I*t = 32,23 gram
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 liter
Jawaban dari 2 jawaban[guru]
Halo! Berikut adalah pilihan topik dengan jawaban atas pertanyaan Anda: Tolong bantu saya memecahkan masalah kimia. Tunjukkan jenis ikatan pada molekul NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
7.11. Struktur zat yang mempunyai ikatan kovalen
Zat yang, dari semua jenis ikatan kimia, hanya terdapat ikatan kovalen, dibagi menjadi dua kelompok yang tidak sama: molekuler (sangat banyak) dan non-molekul (lebih sedikit).
Kristal zat molekul padat terdiri dari molekul-molekul yang terikat lemah oleh gaya interaksi antarmolekul molekul. Kristal semacam itu tidak memiliki kekuatan dan kekerasan yang tinggi (pikirkan es atau gula). Titik leleh dan titik didihnya juga rendah (lihat Tabel 22).
Tabel 22. Titik leleh dan titik didih beberapa zat molekuler
Zat |
Zat |
||||
| jam 2 | – 259 | – 253 | Br 2 | – 7 | 58 |
| nomor 2 | – 210 | – 196 | H2O | 0 | 100 |
| HCl | – 112 | – 85 | hal 4 | 44 | 257 |
| NH3 | – 78 | – 33 | C 10 H 8 (naftalena) | 80 | 218 |
| JADI 2 | – 75 | – 10 | S 8 | 119 |
Berbeda dengan zat molekuler, zat non-molekul dengan ikatan kovalen membentuk kristal yang sangat keras. Kristal berlian (zat yang paling keras) termasuk dalam jenis ini.
Dalam kristal berlian (Gbr. 7.5), setiap atom karbon dihubungkan ke empat atom karbon lainnya melalui ikatan kovalen sederhana (hibridisasi sp 3). Atom karbon membentuk kerangka tiga dimensi. Pada dasarnya seluruh kristal berlian adalah satu molekul yang besar dan sangat kuat.
Kristal silikon, yang banyak digunakan dalam elektronik radio dan teknik elektronik, memiliki struktur yang sama.
Jika Anda mengganti setengah atom karbon dalam berlian dengan atom silikon tanpa mengganggu struktur kerangka kristal, Anda akan mendapatkan kristal silikon karbida SiC - juga zat yang sangat keras yang digunakan sebagai bahan abrasif. Pasir kuarsa biasa (silikon dioksida) juga termasuk dalam jenis zat kristal ini. Kuarsa adalah zat yang sangat keras; Dengan nama "ampelas" juga digunakan sebagai bahan abrasif. Struktur kuarsa mudah diperoleh dengan memasukkan atom oksigen di antara setiap dua atom silikon dalam kristal silikon. Dalam hal ini, setiap atom silikon akan berikatan dengan empat atom oksigen, dan setiap atom oksigen dengan dua atom silikon.
Kristal berlian, silikon, kuarsa dan struktur serupa disebut kristal atom.
Kristal atom adalah kristal yang terdiri dari atom-atom dari satu atau lebih unsur yang dihubungkan oleh ikatan kimia.
Ikatan kimia dalam kristal atom dapat bersifat kovalen atau logam.
Seperti yang telah Anda ketahui, kristal atom apa pun, seperti kristal ionik, adalah “supermolekul” yang sangat besar. Rumus struktur “supermolekul” semacam itu tidak dapat dituliskan - Anda hanya dapat memperlihatkan fragmennya, misalnya:
Berbeda dengan zat molekuler, zat yang membentuk kristal atom termasuk yang paling tahan api (lihat tabel 23.).
Tabel 23. Titik leleh dan titik didih beberapa zat nonmolekul Dengan ikatan kovalen
Temperatur leleh yang tinggi seperti itu cukup dapat dimaklumi jika kita ingat bahwa ketika zat-zat tersebut meleleh, yang putus bukanlah ikatan antarmolekul yang lemah, melainkan ikatan kimia yang kuat. Dengan alasan yang sama, banyak zat pembentuk kristal atom tidak meleleh ketika dipanaskan, tetapi terurai atau segera berubah menjadi uap (menyublim), misalnya grafit menyublim pada suhu 3700 o C.
| Silikon – Si. Kristal silikon yang sangat keras dan rapuh terlihat seperti logam, namun tetap saja ia bukan logam. Berdasarkan jenis konduktivitas listriknya, zat ini diklasifikasikan sebagai semikonduktor, yang menentukan pentingnya zat ini di dunia modern. Silikon adalah bahan semikonduktor yang paling penting. Radio, televisi, komputer, telepon modern, jam tangan elektronik, panel surya, dan banyak perangkat rumah tangga dan industri lainnya mengandung transistor, sirkuit mikro, dan fotosel yang terbuat dari kristal tunggal silikon dengan kemurnian tinggi sebagai elemen struktural terpenting. Silikon teknis digunakan dalam produksi baja dan metalurgi non-ferrous. Dilihat dari sifat kimianya, silikon merupakan zat yang cukup lembam, hanya bereaksi pada suhu tinggi. Silikon dioksida – SiO 2 . Nama lain zat ini adalah silika. Silikon dioksida terdapat di alam dalam dua bentuk: kristal dan amorf. Banyak batu semi mulia dan hias merupakan jenis kristal silikon dioksida (kuarsa): kristal batu, jasper, kalsedon, batu akik. dan opal adalah bentuk silika amorf. Kuarsa sangat tersebar luas di alam, karena bukit pasir di gurun dan tepian sungai dan laut semuanya merupakan pasir kuarsa. Kuarsa adalah zat kristal tidak berwarna, sangat keras dan tahan api. Kekerasannya lebih rendah dibandingkan intan dan korundum, namun demikian, banyak digunakan sebagai bahan abrasif. Pasir kuarsa banyak digunakan dalam konstruksi dan industri bahan bangunan. Kaca kuarsa digunakan untuk membuat peralatan gelas laboratorium dan instrumen ilmiah karena tidak retak akibat perubahan suhu yang tiba-tiba. Dilihat dari sifat kimianya, silikon dioksida adalah oksida asam, tetapi hanya bereaksi dengan basa jika dilebur. Pada suhu tinggi, silikon dioksida dan grafit digunakan untuk menghasilkan silikon karbida - karborundum. Karborundum adalah zat terkeras kedua setelah intan; ia juga digunakan untuk membuat roda gerinda dan “amplas”. |
7.12. Polaritas ikatan kovalen. Keelektronegatifan
Ingatlah bahwa atom-atom terisolasi dari unsur-unsur berbeda mempunyai kecenderungan berbeda untuk melepaskan dan menerima elektron. Perbedaan ini bertahan setelah pembentukan ikatan kovalen. Artinya, atom-atom dari beberapa unsur cenderung lebih kuat menarik pasangan elektron dari ikatan kovalen daripada atom-atom unsur lain.
Pertimbangkan sebuah molekul HCl.
Dengan menggunakan contoh ini, mari kita lihat bagaimana kita dapat memperkirakan perpindahan awan komunikasi elektron menggunakan energi ionisasi molar dan cara terhadap elektron. 1312 kJ/mol, dan 1251 kJ/mol - perbedaannya tidak signifikan, sekitar 5%. 73 kJ/mol, dan 349 kJ/mol - di sini perbedaannya jauh lebih besar: energi afinitas elektron atom klor hampir lima kali lebih besar dibandingkan energi afinitas elektron atom hidrogen. Dari sini kita dapat menyimpulkan bahwa pasangan elektron dari ikatan kovalen dalam molekul hidrogen klorida sebagian besar bergeser ke arah atom klor. Dengan kata lain, elektron yang berikatan menghabiskan lebih banyak waktu di dekat atom klor daripada di dekat atom hidrogen. Distribusi kerapatan elektron yang tidak merata ini menyebabkan redistribusi muatan listrik di dalam molekul.Muatan parsial (berlebihan) timbul pada atom; pada atom hidrogen bernilai positif, dan pada atom klor bernilai negatif.
Dalam hal ini, ikatan tersebut dikatakan terpolarisasi, dan ikatan itu sendiri disebut ikatan kovalen polar.
Jika pasangan elektron dari suatu ikatan kovalen tidak berpindah ke salah satu atom yang terikat, yaitu elektron-elektron ikatan tersebut sama-sama dimiliki oleh atom-atom yang terikat, maka ikatan tersebut disebut ikatan kovalen nonpolar.
Konsep "muatan formal" juga berlaku dalam kasus ikatan kovalen. Hanya saja dalam definisinya kita tidak boleh berbicara tentang ion, tetapi tentang atom. Secara umum, definisi berikut dapat diberikan.
Dalam molekul yang ikatan kovalennya hanya terbentuk melalui mekanisme pertukaran, muatan formal atomnya sama dengan nol. Jadi, dalam molekul HCl, muatan formal pada atom klor dan hidrogen adalah nol. Akibatnya, dalam molekul ini muatan nyata (efektif) pada atom klor dan hidrogen sama dengan muatan parsial (berlebih).
Tidak selalu mudah untuk menentukan tanda muatan parsial pada atom suatu unsur dalam suatu molekul berdasarkan energi ionisasi molar dan afinitas terhadap elektroda, yaitu memperkirakan ke arah mana pasangan elektron ikatan berada. bergeser. Biasanya, untuk tujuan ini, karakteristik energi lain dari suatu atom digunakan - elektronegativitas.
Saat ini, tidak ada satu pun sebutan yang diterima secara umum untuk keelektronegatifan. Itu dapat dilambangkan dengan huruf E/O. Juga tidak ada metode tunggal yang diterima secara umum untuk menghitung keelektronegatifan. Secara sederhana, ini dapat direpresentasikan sebagai setengah jumlah energi ionisasi molar dan afinitas elektron - ini adalah salah satu cara pertama untuk menghitungnya.
Nilai absolut keelektronegatifan atom berbagai unsur sangat jarang digunakan. Yang paling umum digunakan adalah elektronegativitas relatif, dilambangkan dengan c. Awalnya, nilai ini didefinisikan sebagai rasio keelektronegatifan atom suatu unsur dengan keelektronegatifan atom litium. Selanjutnya, metode penghitungannya agak berubah.
Keelektronegatifan relatif adalah besaran tak berdimensi. Nilai-nilainya diberikan dalam Lampiran 10.
Karena elektronegativitas relatif terutama bergantung pada energi ionisasi atom (energi afinitas elektron selalu jauh lebih rendah), maka dalam sistem unsur kimia perubahannya kira-kira sama dengan energi ionisasi, yaitu meningkat secara diagonal dari cesium (0,86) menjadi fluor (4.10). Nilai keelektronegatifan relatif helium dan neon yang diberikan dalam tabel tidak memiliki arti praktis, karena unsur-unsur ini tidak membentuk senyawa.
Dengan menggunakan tabel keelektronegatifan, Anda dapat dengan mudah menentukan ke arah manakah di antara dua atom yang elektron yang menghubungkan atom-atom ini bergeser, dan, oleh karena itu, tanda-tanda muatan parsial yang timbul pada atom-atom tersebut.
| H2O | Koneksinya bersifat polar | |||
| jam 2 | Atom adalah sama | H--H | Koneksinya non-polar | |
| CO2 | Koneksinya bersifat polar | |||
| Cl2 | Atom adalah sama | Cl--Cl | Koneksinya non-polar | |
| H2S | Koneksinya bersifat polar |
Jadi, dalam kasus pembentukan ikatan kovalen antara atom-atom dari unsur yang berbeda, ikatan tersebut akan selalu bersifat polar, dan dalam kasus pembentukan ikatan kovalen antara atom-atom dari unsur yang sama (dalam zat sederhana), maka ikatan dalam banyak kasus bersifat non-polar.
Semakin besar perbedaan keelektronegatifan atom-atom yang terikat, semakin polar pula ikatan kovalen antar atom-atom tersebut.
| Hidrogen sulfida H 2 S– gas tidak berwarna dengan bau khas telur busuk; beracun. Ini tidak stabil secara termal dan terurai ketika dipanaskan. Hidrogen sulfida sedikit larut dalam air; larutan berairnya disebut asam hidrosulfida. Hidrogen sulfida memicu (mengkatalisis) korosi logam, gas inilah yang “disalahkan” atas penggelapan perak. Hal ini secara alami ditemukan di beberapa air mineral. Dalam proses kehidupannya, dibentuk oleh beberapa bakteri. Hidrogen sulfida bersifat merusak semua makhluk hidup. Lapisan hidrogen sulfida ditemukan di kedalaman Laut Hitam dan menimbulkan kekhawatiran bagi para ilmuwan: kehidupan penghuni laut di sana terus-menerus terancam. |
OBLIGASI KOVALEN POLAR, OBLIGASI KOVALEN NON-POLAR, ELEKTRONEGATIVITAS MUTLAK, ELEKTRONEGATIVITAS RELATIF.
1. Percobaan dan perhitungan selanjutnya menunjukkan bahwa muatan efektif silikon dalam silikon tetrafluorida adalah +1,64 e, dan xenon dalam xenon heksafluorida +2,3 e Tentukan nilai muatan parsial atom fluor dalam senyawa ini. 2. Buatlah rumus struktur zat-zat berikut dan, dengan menggunakan notasi " " dan " ", cirikan polaritas ikatan kovalen dalam molekul senyawa ini: a) CH 4, CCl 4, SiCl 4; b) H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te; c) NH3, NF3, NCl3; d) JADI 2, Cl 2 O, DARI 2.
3.Dengan menggunakan tabel keelektronegatifan, tunjukkan senyawa mana yang ikatannya lebih polar: a) CCl 4 atau SiCl 4 ; b) H 2 S atau H 2 O; c) NF 3 atau NCl 3; d) Cl 2 O atau OF 2.
7.13. Mekanisme pembentukan ikatan donor-akseptor
Pada paragraf sebelumnya, Anda telah mempelajari secara detail tentang dua jenis ikatan: ionik dan kovalen. Ingatlah bahwa ikatan ionik terbentuk ketika sebuah elektron berpindah seluruhnya dari satu atom ke atom lainnya. Kovalen - dengan penggunaan bersama elektron tidak berpasangan dari atom yang terikat.
Selain itu, ada mekanisme lain dalam pembentukan ikatan. Mari kita pertimbangkan menggunakan contoh interaksi molekul amonia dengan molekul boron trifluorida:
Akibatnya, timbul ikatan kovalen dan ionik antara atom nitrogen dan boron. Dalam hal ini, atom nitrogen adalah penyumbang pasangan elektron ("memberikannya" untuk pembentukan ikatan), dan atom boron - akseptor(“menerimanya” saat membentuk koneksi). Oleh karena itu nama mekanisme pembentukan hubungan semacam itu - “ donor-akseptor".
Ketika suatu ikatan terbentuk menggunakan mekanisme donor-akseptor, baik ikatan kovalen maupun ikatan ionik terbentuk secara bersamaan.
Tentu saja, setelah terbentuknya suatu ikatan, karena perbedaan keelektronegatifan atom-atom yang terikat, terjadi polarisasi ikatan dan timbul muatan parsial, sehingga mengurangi muatan efektif (nyata) atom-atom tersebut.
Mari kita lihat contoh lainnya.
Jika terdapat molekul hidrogen klorida yang sangat polar di sebelah molekul amonia, yang di dalamnya terdapat muatan parsial yang signifikan pada atom hidrogen, maka dalam hal ini peran akseptor pasangan elektron akan dimainkan oleh atom hidrogen. Ini 1 S-AO, meskipun tidak sepenuhnya kosong, seperti atom boron pada contoh sebelumnya, kerapatan elektron di awan orbital ini berkurang secara signifikan.
Struktur spasial kation yang dihasilkan adalah ion amonium NH 4 mirip dengan struktur molekul metana, yaitu keempat ikatan N-H persis sama.
Pembentukan kristal ionik amonium klorida NH 4 Cl dapat diamati dengan mencampurkan gas amonia dengan gas hidrogen klorida:
NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (cr)
Tidak hanya atom nitrogen yang dapat menjadi donor pasangan elektron. Misalnya, atom oksigen dari molekul air. Molekul air akan berinteraksi dengan hidrogen klorida yang sama sebagai berikut:
Kation H3O yang dihasilkan disebut ion oksonium dan, seperti yang akan segera Anda pelajari, ini sangat penting dalam kimia.
Sebagai kesimpulan, mari kita perhatikan struktur elektronik molekul karbon monoksida (karbon monoksida) CO:
Selain tiga ikatan kovalen (ikatan rangkap tiga), juga mengandung ikatan ionik.
Syarat terbentuknya ikatan menurut mekanisme donor-akseptor:
1) adanya pasangan elektron bebas valensi di salah satu atom;
2) adanya orbital bebas pada sublevel valensi atom lain.
Mekanisme pembentukan ikatan donor-akseptor cukup luas. Hal ini sering terjadi terutama selama pembentukan senyawa D-elemen. Atom hampir semua orang D-elemen memiliki banyak orbital valensi kosong. Oleh karena itu, mereka adalah akseptor aktif pasangan elektron.
MEKANISME PEMBENTUKAN OBLIGASI DONOR-AKSEPTOR, ION AMONIUM, ION OKSONIUM, KONDISI PEMBENTUKAN OBLIGASI DENGAN MEKANISME DONOR-AKEPTOR.
1.Membuat persamaan reaksi dan skema pembentukan
a) amonium bromida NH 4 Br dari amonia dan hidrogen bromida;
b) amonium sulfat (NH 4) 2 SO 4 dari amonia dan asam sulfat.
2. Membuat persamaan reaksi dan skema interaksi a) air dengan hidrogen bromida; b) air dengan asam sulfat.
3. Atom manakah dalam empat reaksi sebelumnya yang merupakan donor pasangan elektron, dan manakah yang merupakan akseptor? Mengapa? Jelaskan jawaban Anda dengan diagram sublevel valensi.
4.Rumus struktur asam nitrat Sudut antara ikatan O–N–O mendekati 120 o. Mendefinisikan:
a) jenis hibridisasi atom nitrogen;
b) AO atom nitrogen mana yang mengambil bagian dalam pembentukan ikatan -;
c) AO atom nitrogen mana yang mengambil bagian dalam pembentukan ikatan - menurut mekanisme donor-akseptor.
Menurut Anda, berapakah sudut antara ikatan H–O–N dalam molekul ini kira-kira sama? 5.Buatlah rumus struktur ion sianida CN (muatan negatif pada atom karbon). Diketahui bahwa sianida (senyawa yang mengandung ion semacam itu) dan karbon monoksida CO adalah racun yang kuat, dan efek biologisnya sangat mirip. Berikan penjelasan Anda tentang kedekatan tindakan biologisnya.
7.14. Sambungan logam. Logam
Ikatan kovalen terbentuk antara atom-atom yang memiliki kecenderungan yang sama untuk melepaskan dan memperoleh elektron hanya jika ukuran atom yang terikat kecil. Dalam hal ini, kerapatan elektron di daerah awan elektron yang tumpang tindih adalah signifikan, dan atom-atomnya menjadi terikat erat, seperti misalnya pada molekul HF. Jika setidaknya salah satu atom yang terikat memiliki radius yang besar, pembentukan ikatan kovalen menjadi kurang menguntungkan, karena kerapatan elektron di daerah awan elektron yang tumpang tindih untuk atom besar jauh lebih kecil dibandingkan atom kecil. Contoh molekul dengan ikatan yang lebih lemah adalah molekul HI (menggunakan Tabel 21, bandingkan energi atomisasi molekul HF dan HI).
Namun antara atom besar ( R o > 1.1) terjadi ikatan kimia, tetapi dalam hal ini terbentuk karena penggunaan bersama seluruh (atau sebagian) elektron valensi semua atom yang terikat. Misalnya, dalam kasus atom natrium, ketiganya S-elektron dari atom-atom ini, dan awan elektron tunggal terbentuk:
Atom membentuk kristal dengan logam komunikasi
Dengan cara ini, baik atom dari unsur yang sama maupun atom dari unsur yang berbeda dapat berikatan satu sama lain. Dalam kasus pertama, zat sederhana disebut logam, dan yang kedua - zat kompleks yang disebut senyawa intermetalik.
Dari semua zat yang memiliki ikatan logam antar atom, Anda hanya akan belajar tentang logam di sekolah. Bagaimana struktur spasial logam? Kristal logam terdiri dari kerangka atom, tersisa setelah sosialisasi elektron valensi, dan awan elektron dari elektron yang tersosialisasi. Inti atom biasanya membentuk kemasan yang sangat rapat, dan awan elektron menempati seluruh sisa volume bebas kristal.
Jenis utama kemasan padat adalah kemasan terdekat kubik(KPU) dan kemasan tutup heksagonal(GPU). Nama paket ini dikaitkan dengan simetri kristal tempat paket tersebut diwujudkan. Beberapa logam membentuk kristal yang tersusun longgar - kubik berpusat pada tubuh(OTSK). Model volume dan ball-and-stick dari paket-paket ini ditunjukkan pada Gambar 7.6.
Pengepakan rapat kubik dibentuk oleh atom Cu, Al, Pb, Au dan beberapa unsur lainnya. Pengemasan rapat heksagonal - atom Be, Zn, Cd, Sc dan sejumlah lainnya. Pengemasan atom kubik yang berpusat pada tubuh terdapat dalam kristal logam alkali, unsur golongan VB dan VIB. Beberapa logam mungkin memiliki struktur berbeda pada suhu berbeda. Alasan perbedaan dan ciri struktural logam tersebut masih belum sepenuhnya dipahami.
Saat meleleh, kristal logam berubah menjadi cairan logam. Jenis ikatan kimia antar atom tidak berubah.
Ikatan logam tidak memiliki arah dan saturasi. Dalam hal ini mirip dengan ikatan ionik.
Dalam kasus senyawa intermetalik, kita juga dapat berbicara tentang polarisasi ikatan logam.
Sifat fisik karakteristik logam:
1) konduktivitas listrik yang tinggi;
2) konduktivitas termal yang tinggi;
3) daktilitas tinggi.
Titik leleh berbagai logam sangat berbeda satu sama lain: titik leleh terendah adalah merkuri (-39 o C), dan titik leleh tertinggi adalah tungsten (3410 o C).
| Berilium Menjadi- abu-abu muda, ringan, cukup keras, tetapi biasanya logam rapuh. Titik lebur 1287 o C. Di udara ditutupi lapisan oksida. Berilium merupakan logam yang cukup langka, organisme hidup dalam proses evolusinya praktis tidak memiliki kontak dengannya, sehingga tidak mengherankan jika berilium beracun bagi dunia hewan. Ini digunakan dalam teknologi nuklir. Seng Zn adalah logam lunak berwarna putih dengan warna kebiruan. Titik lebur 420 o C. Di udara dan air ditutupi dengan lapisan tipis seng oksida, yang mencegah oksidasi lebih lanjut. Dalam produksinya digunakan untuk menggembleng lembaran, pipa, kabel, melindungi besi dari korosi. Wolfram W. Ini adalah logam yang paling tahan api: titik leleh tungsten adalah 3387 o C. Biasanya, tungsten cukup rapuh, tetapi setelah dibersihkan dengan hati-hati, ia menjadi ulet, yang memungkinkan untuk menarik kawat tipis darinya, dari mana filamennya dibuat. bola lampu dibuat. Namun, sebagian besar tungsten yang dihasilkan digunakan untuk produksi paduan keras dan tahan aus yang dapat mempertahankan sifat-sifat ini ketika dipanaskan bahkan hingga 1000 o C. |
LOGAM, SENYAWA INTERMETALIK, IKATAN LOGAM, KEMASAN TERKETAT.
1. Untuk mengkarakterisasi berbagai kemasan, digunakan konsep “koefisien pengisian ruang”, yaitu perbandingan volume atom dengan volume kristal.
Di mana DIA - volume atom,
Z adalah jumlah atom dalam satu sel satuan,
V saya- volume sel satuan.
Atom dalam hal ini diwakili oleh bola berjari-jari kaku R, saling menyentuh. Volume bola V w = (4/3) R 3 .
Tentukan faktor pengisian ruang untuk kemasan curah dan bcc.
2. Dengan menggunakan nilai jari-jari logam (Lampiran 9), hitung ukuran sel satuan a) tembaga (CPU), b) aluminium (CPU) dan c) cesium (BCC).
|
Sebagai hasil dari mempelajari topik ini, Anda akan belajar:
Sebagai hasil dari mempelajari topik ini, Anda akan belajar:
Pertanyaan studi: |
5.1. Ikatan kovalen
Ikatan kimia terbentuk ketika dua atom atau lebih bersatu jika, sebagai akibat interaksinya, energi total sistem berkurang. Konfigurasi elektron paling stabil pada kulit elektron terluar suatu atom adalah atom gas mulia, yang terdiri dari dua atau delapan elektron. Kulit elektron terluar atom unsur lain mengandung satu hingga tujuh elektron, yaitu. belum selesai. Ketika sebuah molekul terbentuk, atom cenderung memperoleh kulit dua elektron atau delapan elektron yang stabil. Elektron valensi atom berperan dalam pembentukan ikatan kimia.
Kovalen adalah ikatan kimia antara dua atom, yang dibentuk oleh pasangan elektron yang secara bersamaan dimiliki oleh dua atom tersebut.
Ada dua mekanisme pembentukan ikatan kovalen: pertukaran dan donor-akseptor.
5.1.1. Mekanisme pertukaran pembentukan ikatan kovalen
Mekanisme pertukaran Pembentukan ikatan kovalen terjadi karena tumpang tindih awan elektron dari elektron milik atom yang berbeda. Misalnya, ketika dua atom hidrogen saling mendekat, orbital elektron 1s akan tumpang tindih. Akibatnya, muncul pasangan elektron yang sama, yang secara bersamaan dimiliki oleh kedua atom. Dalam hal ini, ikatan kimia dibentuk oleh elektron yang memiliki spin antiparalel, Gambar. 5.1.
Beras. 5.1. Pembentukan molekul hidrogen dari dua atom H
5.1.2. Mekanisme donor-akseptor untuk pembentukan ikatan kovalen
Dengan mekanisme pembentukan ikatan kovalen donor-akseptor, ikatan juga dibentuk menggunakan pasangan elektron. Namun, dalam hal ini, satu atom (donor) menyediakan pasangan elektronnya, dan atom lainnya (akseptor) berpartisipasi dalam pembentukan ikatan dengan orbital bebasnya. Contoh penerapan ikatan donor-akseptor adalah pembentukan ion amonium NH 4 + selama interaksi amonia NH 3 dengan kation hidrogen H +.
Dalam molekul NH 3, tiga pasangan elektron membentuk tiga ikatan N – H, pasangan elektron keempat milik atom nitrogen bersifat mandiri. Pasangan elektron ini dapat membentuk ikatan dengan ion hidrogen yang memiliki orbital kosong. Hasilnya adalah ion amonium NH 4 +, Gambar. 5.2.
Beras. 5.2. Munculnya ikatan donor-akseptor selama pembentukan ion amonium
Perlu dicatat bahwa empat ikatan kovalen N–H yang ada pada ion NH4+ adalah ekuivalen. Dalam ion amonium, tidak mungkin untuk mengidentifikasi ikatan yang dibentuk oleh mekanisme donor-akseptor.
5.1.3. Ikatan kovalen polar dan non polar
Jika ikatan kovalen dibentuk oleh atom-atom yang identik, maka pasangan elektron terletak pada jarak yang sama antara inti atom-atom tersebut. Ikatan kovalen seperti ini disebut nonpolar. Contoh molekul dengan ikatan kovalen non polar adalah H2, Cl2, O2, N2, dll.
Dalam kasus ikatan kovalen polar, pasangan elektron bersama dialihkan ke atom dengan keelektronegatifan lebih tinggi. Jenis ikatan ini diwujudkan dalam molekul yang dibentuk oleh atom yang berbeda. Ikatan kovalen polar terjadi pada molekul HCl, HBr, CO, NO, dll. Misalnya, pembentukan ikatan kovalen polar pada molekul HCl dapat digambarkan dengan diagram, Gambar. 5.3:
Beras. 5.3. Pembentukan ikatan kovalen polar pada molekul HC1
Dalam molekul yang dipertimbangkan, pasangan elektron dipindahkan ke atom klor, karena keelektronegatifan (2,83) lebih besar daripada keelektronegatifan atom hidrogen (2.1).
5.1.4. Momen dipol dan struktur molekul
Ukuran polaritas suatu ikatan adalah momen dipolnya μ:
μ = e l,
Di mana e– muatan elektron, aku– jarak antara pusat muatan positif dan negatif.
Momen dipol merupakan besaran vektor. Konsep “momen dipol ikatan” dan “momen dipol molekul” hanya berlaku untuk molekul diatomik. Momen dipol suatu molekul sama dengan jumlah vektor momen dipol semua ikatan. Jadi, momen dipol molekul poliatomik bergantung pada strukturnya.
Dalam molekul CO2 linier, misalnya, masing-masing ikatan C–O bersifat polar. Namun, molekul CO 2 umumnya nonpolar, karena momen dipol ikatannya saling meniadakan (Gbr. 5.4). Momen dipol molekul karbon dioksida adalah m = 0.
Pada molekul H2O bersudut, ikatan polar H–O terletak pada sudut 104,5 o. Jumlah vektor momen dipol dua ikatan H–O dinyatakan dengan diagonal jajar genjang (Gbr. 5.4). Akibatnya momen dipol molekul air m tidak sama dengan nol.
Beras. 5.4. Momen dipol molekul CO 2 dan H 2 O
5.1.5. Valensi unsur dalam senyawa yang mempunyai ikatan kovalen
Valensi atom ditentukan oleh jumlah elektron tidak berpasangan yang ikut serta dalam pembentukan pasangan elektron yang sama dengan elektron atom lain. Memiliki satu elektron tidak berpasangan pada lapisan elektron terluar, atom halogen dalam molekul F 2, HCl, PBr 3 dan CCl 4 bersifat monovalen. Unsur-unsur subgolongan oksigen mengandung dua elektron tidak berpasangan pada lapisan terluarnya, oleh karena itu pada senyawa seperti O 2, H 2 O, H 2 S dan SCl 2 bersifat divalen.
Karena, selain ikatan kovalen biasa, ikatan dapat dibentuk dalam molekul melalui mekanisme donor-akseptor, valensi atom juga bergantung pada keberadaan pasangan elektron bebas dan orbital elektron bebas. Ukuran kuantitatif valensi adalah jumlah ikatan kimia yang melaluinya suatu atom terhubung ke atom lain.
Valensi maksimum suatu unsur, sebagai suatu peraturan, tidak boleh melebihi jumlah golongan di mana unsur-unsur tersebut berada. Pengecualiannya adalah unsur-unsur subkelompok sekunder dari golongan pertama Cu, Ag, Au, yang valensinya dalam senyawa lebih besar dari satu. Elektron valensi terutama mencakup elektron lapisan terluar, namun untuk unsur subkelompok samping, elektron lapisan kedua dari belakang (pra-luar) juga mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia.
5.1.6. Valensi unsur dalam keadaan normal dan tereksitasi
Valensi sebagian besar unsur kimia bergantung pada apakah unsur-unsur tersebut berada dalam keadaan normal atau tereksitasi. Konfigurasi elektron atom Li: 1s 2 2s 1. Atom litium pada tingkat terluar memiliki satu elektron tidak berpasangan, yaitu. litium bersifat monovalen. Diperlukan pengeluaran energi yang sangat besar terkait dengan transisi elektron 1s ke orbital 2p untuk memperoleh litium trivalen. Pengeluaran energi ini begitu besar sehingga tidak dikompensasi oleh energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan kimia. Dalam hal ini, tidak ada senyawa litium trivalen.
Konfigurasi lapisan elektronik terluar unsur subkelompok berilium ns 2. Artinya pada lapisan elektron terluar unsur-unsur tersebut pada orbital sel ns terdapat dua elektron dengan spin berlawanan. Unsur-unsur subkelompok berilium tidak mengandung elektron tidak berpasangan, sehingga valensinya dalam keadaan normal adalah nol. Dalam keadaan tereksitasi, konfigurasi elektronik unsur-unsur subkelompok berilium adalah ns 1 nр 1, yaitu. unsur-unsur membentuk senyawa yang bersifat divalen.
Kemungkinan valensi atom boron
Mari kita perhatikan konfigurasi elektron atom boron dalam keadaan dasar: 1s 2 2s 2 2p 1. Atom boron dalam keadaan dasar mengandung satu elektron tidak berpasangan (Gbr. 5.5), yaitu. itu monovalen. Namun, boron tidak dicirikan oleh pembentukan senyawa yang bersifat monovalen. Ketika atom boron tereksitasi, satu elektron 2s bertransisi ke orbital 2p (Gbr. 5.5). Sebuah atom boron dalam keadaan tereksitasi memiliki 3 elektron tidak berpasangan dan dapat membentuk senyawa yang valensinya tiga.
Beras. 5.5. Keadaan valensi atom boron dalam keadaan normal dan tereksitasi
Energi yang dikeluarkan untuk transisi suatu atom ke keadaan tereksitasi dalam satu tingkat energi, sebagai suatu peraturan, lebih dari diimbangi oleh energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan tambahan.
Karena adanya satu orbital 2p bebas pada atom boron, boron dalam senyawa dapat membentuk ikatan kovalen keempat, bertindak sebagai akseptor pasangan elektron. Gambar 5.6 menunjukkan bagaimana molekul BF berinteraksi dengan ion F –, menghasilkan pembentukan ion –, dimana boron membentuk empat ikatan kovalen.
Beras. 5.6. Mekanisme donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen keempat pada atom boron
Kemungkinan valensi atom nitrogen
Mari kita perhatikan struktur elektronik atom nitrogen (Gbr. 5.7).
Beras. 5.7. Distribusi elektron pada orbital atom nitrogen
Dari diagram yang disajikan terlihat jelas bahwa nitrogen memiliki tiga elektron tidak berpasangan, dapat membentuk tiga ikatan kimia dan valensinya tiga. Transisi atom nitrogen ke keadaan tereksitasi tidak mungkin dilakukan, karena tingkat energi kedua tidak mengandung orbital d. Pada saat yang sama, atom nitrogen dapat memberikan pasangan elektron bebas dari elektron terluar 2s 2 ke atom yang memiliki orbital bebas (akseptor). Akibatnya, ikatan kimia keempat dari atom nitrogen muncul, seperti yang terjadi, misalnya, pada ion amonium (Gbr. 5.2). Jadi, kovalen maksimum (jumlah ikatan kovalen yang terbentuk) atom nitrogen adalah empat. Dalam senyawanya, nitrogen, tidak seperti unsur lain dari golongan kelima, tidak dapat bersifat pentavalen.
Kemungkinan valensi atom fosfor, belerang dan halogen
Berbeda dengan atom nitrogen, oksigen, dan fluor, atom fosfor, belerang, dan klor yang terletak pada periode ketiga memiliki sel 3d bebas tempat elektron dapat ditransfer. Ketika atom fosfor tereksitasi (Gbr. 5.8), ia memiliki 5 elektron tidak berpasangan pada lapisan elektron terluarnya. Akibatnya, dalam senyawa atom fosfor tidak hanya tri-, tetapi juga pentavalen.
Beras. 5.8. Distribusi elektron valensi dalam orbital untuk atom fosfor dalam keadaan tereksitasi
Dalam keadaan tereksitasi, belerang, selain bervalensi dua, juga menunjukkan valensi empat dan enam. Dalam hal ini, elektron 3p dan 3s dipasangkan secara berurutan (Gbr. 5.9).
Beras. 5.9. Kemungkinan valensi atom belerang dalam keadaan tereksitasi
Dalam keadaan tereksitasi, untuk semua unsur dari subkelompok utama golongan V, kecuali fluor, pasangan elektron p pertama dan kemudian s dapat dipasangkan secara berurutan. Akibatnya, unsur-unsur ini menjadi tri-, penta-, dan heptavalen (Gbr. 5.10).
Beras. 5.10. Kemungkinan valensi atom klor, brom dan yodium dalam keadaan tereksitasi
5.1.7. Panjang, energi dan arah ikatan kovalen
Ikatan kovalen biasanya terbentuk antara atom bukan logam. Ciri-ciri utama ikatan kovalen adalah panjang, energi, dan arah.
Panjang ikatan kovalen
Panjang suatu ikatan adalah jarak antara inti atom yang membentuk ikatan tersebut. Itu ditentukan dengan metode fisik eksperimental. Panjang ikatan dapat diperkirakan dengan menggunakan aturan aditif, yang menyatakan bahwa panjang ikatan pada molekul AB kira-kira sama dengan setengah jumlah panjang ikatan pada molekul A 2 dan B 2:
.
Dari atas ke bawah sepanjang subkelompok sistem periodik unsur, panjang ikatan kimia bertambah, karena jari-jari atom bertambah ke arah ini (Tabel 5.1). Ketika multiplisitas ikatan meningkat, panjangnya berkurang.
Tabel 5.1.
Panjang beberapa ikatan kimia
Ikatan kimia |
Panjang tautan, sore |
Ikatan kimia |
Panjang tautan, sore |
C – C |
|||
Energi komunikasi
Ukuran kekuatan ikatan adalah energi ikatan. Energi komunikasi ditentukan oleh energi yang dibutuhkan untuk memutuskan suatu ikatan dan melepaskan atom-atom yang membentuk ikatan tersebut pada jarak yang sangat jauh satu sama lain. Ikatan kovalennya sangat kuat. Energinya berkisar dari beberapa puluh hingga beberapa ratus kJ/mol. Untuk molekul IСl 3, misalnya, Ebondnya adalah ≈40, dan untuk molekul N 2 dan CO Ebondnya adalah ≈1000 kJ/mol.
Dari atas ke bawah sepanjang subkelompok sistem periodik unsur, energi ikatan kimia berkurang, karena panjang ikatan bertambah ke arah ini (Tabel 5.1). Ketika multiplisitas ikatan meningkat, energinya meningkat (Tabel 5.2).
Tabel 5.2.
Energi dari beberapa ikatan kimia
Ikatan kimia |
energi komunikasi, |
Ikatan kimia |
energi komunikasi, |
C – C |
|||
Saturasi dan arah ikatan kovalen
Sifat terpenting dari ikatan kovalen adalah kejenuhan dan arahnya. Saturasi dapat didefinisikan sebagai kemampuan atom untuk membentuk ikatan kovalen dalam jumlah terbatas. Jadi, atom karbon hanya dapat membentuk empat ikatan kovalen, dan atom oksigen dapat membentuk dua ikatan kovalen. Jumlah maksimum ikatan kovalen biasa yang dapat dibentuk oleh suatu atom (tidak termasuk ikatan yang dibentuk oleh mekanisme donor-akseptor) sama dengan jumlah elektron yang tidak berpasangan.
Ikatan kovalen mempunyai orientasi spasial, karena tumpang tindih orbital selama pembentukan ikatan tunggal terjadi di sepanjang garis yang menghubungkan inti atom. Susunan spasial orbital elektron suatu molekul menentukan geometrinya. Sudut antar ikatan kimia disebut sudut ikatan.
Kejenuhan dan arah ikatan kovalen membedakan ikatan ini dari ikatan ionik, yang, tidak seperti ikatan kovalen, bersifat tak jenuh dan tidak terarah.
Struktur spasial molekul H 2 O dan NH 3
Mari kita perhatikan arah ikatan kovalen dengan menggunakan contoh molekul H 2 O dan NH 3.
Molekul H 2 O terbentuk dari satu atom oksigen dan dua atom hidrogen. Atom oksigen memiliki dua elektron p tidak berpasangan, yang menempati dua orbital yang terletak tegak lurus satu sama lain. Atom hidrogen memiliki elektron 1s yang tidak berpasangan. Sudut antara ikatan yang dibentuk oleh elektron p harus mendekati sudut antara orbital elektron p. Namun secara eksperimental ditemukan bahwa sudut antara ikatan O–H dalam molekul air adalah 104,50. Peningkatan sudut dibandingkan dengan sudut 90 o dapat dijelaskan oleh gaya tolak menolak yang bekerja antara atom hidrogen, Gambar. 5.11. Jadi, molekul H 2 O berbentuk sudut.
Tiga elektron p yang tidak berpasangan dari atom nitrogen, yang orbitalnya terletak pada tiga arah yang saling tegak lurus, berpartisipasi dalam pembentukan molekul NH 3. Oleh karena itu, ketiga ikatan N–H harus ditempatkan pada sudut satu sama lain mendekati 90° (Gbr. 5.11). Nilai percobaan sudut antar ikatan pada molekul NH 3 adalah 107,3°. Perbedaan antara sudut antara ikatan dan nilai teoretis, seperti dalam kasus molekul air, disebabkan oleh gaya tolak menolak atom hidrogen. Selain itu, skema yang disajikan tidak memperhitungkan kemungkinan partisipasi dua elektron pada orbital 2s dalam pembentukan ikatan kimia.
Beras. 5.11. Tumpang tindih orbital elektronik selama pembentukan ikatan kimia dalam molekul H 2 O (a) dan NH 3 (b)
Mari kita perhatikan pembentukan molekul BeC1 2. Atom berilium dalam keadaan tereksitasi memiliki dua elektron tidak berpasangan: 2s dan 2p. Dapat diasumsikan bahwa atom berilium harus membentuk dua ikatan: satu ikatan dibentuk oleh elektron s dan satu ikatan dibentuk oleh elektron p. Obligasi ini harus memiliki energi yang berbeda dan panjang yang berbeda. Molekul BeCl 2 dalam hal ini tidak boleh linier, melainkan bersudut. Namun pengalaman menunjukkan bahwa molekul BeCl 2 memiliki struktur linier dan kedua ikatan kimia di dalamnya setara. Situasi serupa diamati ketika mempertimbangkan struktur molekul BCl 3 dan CCl 4 - semua ikatan dalam molekul ini setara. Molekul BC1 3 berstruktur datar, CC1 4 berstruktur tetrahedral.
Untuk menjelaskan struktur molekul seperti BeCl 2, BCl 3 dan CCl 4, Pauling dan Slater(AS) memperkenalkan konsep hibridisasi orbital atom. Mereka mengusulkan penggantian beberapa orbital atom, yang energinya tidak jauh berbeda, dengan jumlah orbital ekuivalen yang sama, yang disebut orbital hibrid. Orbital hibrid ini tersusun dari orbital atom sebagai hasil kombinasi liniernya.
Menurut L. Pauling, ketika ikatan kimia dibentuk oleh atom yang memiliki jenis elektron berbeda dalam satu lapisan dan, oleh karena itu, energinya tidak jauh berbeda (misalnya, s dan p), konfigurasi orbital dapat diubah. jenis yang berbeda, di mana terjadi keselarasan dalam bentuk dan energi. Akibatnya terbentuk orbital hibrid yang bentuknya asimetris dan sangat memanjang di salah satu sisi inti. Penting untuk ditekankan bahwa model hibridisasi digunakan ketika elektron dari jenis yang berbeda, misalnya s dan p, terlibat dalam pembentukan ikatan.
5.1.8.2. Berbagai jenis hibridisasi orbital atom
hibridisasi sp
Hibridisasi satu S- dan satu R- orbital ( sp- hibridisasi) diwujudkan, misalnya, selama pembentukan berilium klorida. Seperti ditunjukkan di atas, dalam keadaan tereksitasi, atom Be memiliki dua elektron tidak berpasangan, salah satunya menempati orbital 2s, dan yang lainnya menempati orbital 2p. Ketika ikatan kimia terbentuk, dua orbital berbeda ini diubah menjadi dua orbital hibrid identik, yang berarah pada sudut 180° satu sama lain (Gbr. 5.12). Susunan linier dua orbital hibrid berhubungan dengan tolakan minimal satu sama lain. Akibatnya, molekul BeCl 2 memiliki struktur linier - ketiga atom terletak pada garis yang sama.
Beras. 5.12. Diagram tumpang tindih orbital elektron selama pembentukan molekul BeCl 2
Struktur molekul asetilena; ikatan sigma dan pi
Mari kita perhatikan diagram tumpang tindih orbital elektron selama pembentukan molekul asetilena. Dalam molekul asetilena, setiap atom karbon berada dalam keadaan hibrid sp. Dua orbital hibrid sp terletak pada sudut 1800 satu sama lain; mereka membentuk satu ikatan σ antara atom karbon dan dua ikatan σ dengan atom hidrogen (Gbr. 5.13).
Beras. 5.13. Skema pembentukan ikatan s dalam molekul asetilena
Ikatan σ adalah ikatan yang terbentuk akibat tumpang tindih orbital elektron sepanjang garis yang menghubungkan inti atom.
Setiap atom karbon dalam molekul asetilena mengandung dua elektron p lagi, yang tidak berperan dalam pembentukan ikatan σ. Awan elektron dari elektron-elektron ini terletak pada bidang yang saling tegak lurus dan, saling tumpang tindih, membentuk dua ikatan π lagi antara atom karbon karena tumpang tindih lateral non-hibrida. R–awan (Gbr. 5.14).
Ikatan π adalah ikatan kimia kovalen yang terbentuk sebagai akibat peningkatan kerapatan elektron pada kedua sisi garis yang menghubungkan inti atom.
Beras. 5.14. Skema pembentukan ikatan σ - dan π - dalam molekul asetilena.
Jadi, dalam molekul asetilena, ikatan rangkap tiga terbentuk antara atom karbon, yang terdiri dari satu ikatan σ dan dua ikatan π; σ -ikatan lebih kuat dari ikatan π.
hibridisasi sp2
Struktur molekul BCl 3 dapat dijelaskan melalui sp 2- hibridisasi. Sebuah atom boron dalam keadaan tereksitasi pada lapisan elektron terluar mengandung satu elektron s dan dua elektron p, yaitu. tiga elektron tidak berpasangan. Ketiga awan elektron ini dapat diubah menjadi tiga orbital hibrid yang setara. Tolakan minimum tiga orbital hibrid satu sama lain sesuai dengan lokasinya pada bidang yang sama dengan sudut 120 o satu sama lain (Gbr. 5.15). Jadi, molekul BCl 3 berbentuk datar.
Beras. 5.15. Struktur datar molekul BCl 3
sp 3 - hibridisasi
Orbital valensi atom karbon (s, р x, р y, р z) dapat diubah menjadi empat orbital hibrid ekuivalen, yang terletak di ruang angkasa dengan sudut 109,5 o satu sama lain dan diarahkan ke simpul tetrahedron , yang di tengahnya terdapat inti atom karbon (Gbr. 5.16).
Beras. 5.16. Struktur tetrahedral molekul metana
5.1.8.3. Hibridisasi yang melibatkan pasangan elektron bebas
Model hibridisasi dapat digunakan untuk menjelaskan struktur molekul yang selain terikat, juga mengandung pasangan elektron bebas. Dalam molekul air dan amonia, jumlah pasangan elektron atom pusat (O dan N) adalah empat. Pada saat yang sama, molekul air memiliki dua, dan molekul amonia memiliki satu pasangan elektron bebas. Pembentukan ikatan kimia pada molekul-molekul ini dapat dijelaskan dengan asumsi bahwa pasangan elektron bebas juga dapat mengisi orbital hibrid. Pasangan elektron bebas menempati lebih banyak ruang di ruang angkasa dibandingkan pasangan elektron terikat. Akibat gaya tolak menolak yang terjadi antara pasangan elektron bebas dan ikatan, sudut ikatan molekul air dan amonia berkurang, sehingga menjadi kurang dari 109,5 o.
Beras. 5.17. sp 3 – hibridisasi yang melibatkan pasangan elektron bebas dalam molekul H 2 O (A) dan NH 3 (B)
5.1.8.4. Menetapkan jenis hibridisasi dan menentukan struktur molekul
Untuk menentukan jenis hibridisasi, dan akibatnya, struktur molekul, aturan berikut harus digunakan.
1. Jenis hibridisasi atom pusat yang tidak mengandung pasangan elektron bebas ditentukan oleh jumlah ikatan sigma. Jika ada dua ikatan seperti itu, terjadi hibridisasi sp, tiga - hibridisasi sp 2, empat - sp 3 -hibridisasi. Pasangan elektron bebas (tanpa adanya ikatan yang dibentuk oleh mekanisme donor-akseptor) tidak ada dalam molekul yang dibentuk oleh atom berilium, boron, karbon, silikon, mis. dalam elemen subkelompok utama kelompok II - IV.
2. Jika atom pusat mengandung pasangan elektron bebas, maka jumlah orbital hibrid dan jenis hibridisasi ditentukan oleh jumlah ikatan sigma dan jumlah pasangan elektron bebas. Hibridisasi yang melibatkan pasangan elektron bebas terjadi pada molekul yang dibentuk oleh atom nitrogen, fosfor, oksigen, belerang, mis. unsur subkelompok utama golongan V dan VI.
3. Bentuk geometris molekul ditentukan oleh jenis hibridisasi atom pusat (Tabel 5.3).
Tabel 5.3.
Sudut ikatan, bentuk geometris molekul tergantung pada jumlah orbital hibrid dan jenis hibridisasi atom pusat
5.2. Ikatan ionik
Ikatan ionik terjadi melalui tarikan elektrostatis antara ion-ion yang bermuatan berlawanan. Ion-ion ini terbentuk sebagai hasil perpindahan elektron dari satu atom ke atom lainnya. Ikatan ionik terbentuk antara atom-atom yang memiliki perbedaan keelektronegatifan yang besar (biasanya lebih besar dari 1,7 skala Pauling), misalnya antara logam alkali dan atom halogen.
Mari kita perhatikan terjadinya ikatan ion dengan menggunakan contoh pembentukan NaCl. Dari rumus elektronik atom Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 dan Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 terlihat jelas bahwa untuk menyelesaikan tingkat terluar, atom natrium lebih mudah melepaskan satu elektron daripada menambahkan tujuh, dan lebih mudah bagi atom klor untuk menambahkan satu daripada memberikan tujuh. Dalam reaksi kimia, atom natrium melepaskan satu elektron, dan atom klor mengambilnya. Akibatnya, kulit elektron atom natrium dan klor diubah menjadi kulit elektron stabil gas mulia (konfigurasi elektron kation natrium adalah Na + 1s 2 2s 2 2p 6, dan konfigurasi elektronik anion klor Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6). Interaksi elektrostatik ion mengarah pada pembentukan molekul NaCl.
Ciri-ciri dasar ikatan ion dan sifat-sifat senyawa ionik
1. Ikatan ionik adalah ikatan kimia yang kuat. Energi ikatan ini berkisar antara 300 – 700 kJ/mol.
2. Berbeda dengan ikatan kovalen, ikatan ionik adalah non-arah, karena suatu ion dapat menarik ion-ion yang bertanda berlawanan ke dirinya sendiri ke segala arah.
3. Berbeda dengan ikatan kovalen, ikatan ionik adalah tak jenuh, karena interaksi ion-ion yang berlawanan tanda tidak menghasilkan kompensasi timbal balik yang lengkap dari medan gaya mereka.
4. Selama pembentukan molekul dengan ikatan ionik, transfer elektron secara lengkap tidak terjadi, oleh karena itu, ikatan ionik 100% tidak ada di alam. Dalam molekul NaCl, ikatan kimianya hanya 80% ionik.
5. Senyawa dengan ikatan ionik adalah padatan kristalin yang mempunyai titik leleh dan titik didih tinggi.
6. Sebagian besar senyawa ionik larut dalam air. Larutan dan lelehan senyawa ionik menghantarkan arus listrik.
5.3. Sambungan logam
Atom logam pada tingkat energi terluar mengandung sejumlah kecil elektron valensi. Karena energi ionisasi atom logam rendah, elektron valensi tertahan dengan lemah dalam atom tersebut. Akibatnya, ion bermuatan positif dan elektron bebas muncul di kisi kristal logam. Dalam hal ini, kation logam terletak di simpul kisi kristalnya, dan elektron bergerak bebas di bidang pusat positif membentuk apa yang disebut “gas elektron”. Kehadiran elektron bermuatan negatif antara dua kation menyebabkan setiap kation berinteraksi dengan elektron tersebut. Jadi, ikatan logam adalah ikatan antara ion-ion positif dalam kristal logam, yang terjadi melalui tarik-menarik elektron yang bergerak bebas di seluruh kristal.
Karena elektron valensi dalam logam didistribusikan secara merata ke seluruh kristal, ikatan logam, seperti ikatan ionik, adalah ikatan non-arah. Berbeda dengan ikatan kovalen, ikatan logam merupakan ikatan tak jenuh. Dari ikatan kovalen sambungan logam Ini juga berbeda dalam daya tahannya. Energi ikatan logam kira-kira tiga sampai empat kali lebih kecil dibandingkan energi ikatan kovalen.
Karena mobilitas gas elektron yang tinggi, logam mempunyai ciri konduktivitas listrik dan termal yang tinggi.
5.4. Ikatan hidrogen
Dalam molekul senyawa HF, H 2 O, NH 3 terdapat ikatan hidrogen dengan unsur yang sangat elektronegatif (H–F, H–O, H–N). Di antara molekul-molekul senyawa tersebut dapat terbentuk ikatan hidrogen antarmolekul. Pada beberapa molekul organik yang mengandung ikatan H–O, H–N, ikatan hidrogen intramolekul.
Mekanisme pembentukan ikatan hidrogen sebagian bersifat elektrostatik, sebagian lagi bersifat donor-akseptor. Dalam hal ini, donor pasangan elektron adalah atom dari unsur yang sangat elektronegatif (F, O, N), dan akseptornya adalah atom hidrogen yang terikat pada atom tersebut. Seperti halnya ikatan kovalen, ikatan hidrogen juga mempunyai ciri-ciri fokus di luar angkasa dan saturasi.
Ikatan hidrogen biasanya dilambangkan dengan titik: H ··· F. Semakin kuat ikatan hidrogen, semakin besar keelektronegatifan atom pasangannya dan semakin kecil ukurannya. Ini merupakan karakteristik terutama dari senyawa fluor, serta oksigen, pada tingkat lebih rendah nitrogen, dan pada tingkat lebih rendah lagi klorin dan belerang. Energi ikatan hidrogen juga berubah (Tabel 5.4).
Tabel 5.4.
Nilai rata-rata energi ikatan hidrogen
Ikatan hidrogen antarmolekul dan intramolekul
Berkat ikatan hidrogen, molekul bergabung menjadi dimer dan ikatan yang lebih kompleks. Misalnya, pembentukan dimer asam format dapat direpresentasikan dalam diagram berikut (Gbr. 5.18).
Beras. 5.18. Pembentukan ikatan hidrogen antarmolekul dalam asam format
Rantai panjang (H 2 O) n asosiasi dapat muncul di air (Gbr. 5.19).
Beras. 5.19. Pembentukan rantai asosiasi dalam air cair karena ikatan hidrogen antarmolekul
Setiap molekul H2O dapat membentuk empat ikatan hidrogen, tetapi molekul HF hanya dapat membentuk dua ikatan.
Ikatan hidrogen dapat terjadi baik antar molekul yang berbeda (ikatan hidrogen antarmolekul) maupun di dalam suatu molekul (ikatan hidrogen intramolekul). Contoh pembentukan ikatan intramolekul untuk beberapa zat organik disajikan pada Gambar. 5.20.
Beras. 5.20. Pembentukan ikatan hidrogen intramolekul dalam molekul berbagai senyawa organik
Pengaruh ikatan hidrogen terhadap sifat-sifat zat
Indikator yang paling mudah untuk mengetahui keberadaan ikatan hidrogen antarmolekul adalah titik didih suatu zat. Titik didih air yang lebih tinggi (100 o C dibandingkan dengan senyawa hidrogen dari unsur subkelompok oksigen (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) dijelaskan oleh adanya ikatan hidrogen: energi tambahan harus dikeluarkan untuk menghancurkan antarmolekul ikatan hidrogen dalam air.
Ikatan hidrogen secara signifikan dapat mempengaruhi struktur dan sifat zat. Adanya ikatan hidrogen antarmolekul meningkatkan titik leleh dan titik didih suatu zat. Adanya ikatan hidrogen intramolekul menyebabkan molekul asam deoksiribonukleat (DNA) terlipat menjadi heliks ganda dalam air.
Ikatan hidrogen juga berperan penting dalam proses pelarutan, karena kelarutan juga bergantung pada kemampuan suatu senyawa untuk membentuk ikatan hidrogen dengan pelarut. Akibatnya, zat yang mengandung gugus OH seperti gula, glukosa, alkohol, dan asam karboksilat biasanya sangat larut dalam air.
5.5. Jenis kisi kristal
Padatan biasanya memiliki struktur kristal. Partikel-partikel yang membentuk kristal (atom, ion atau molekul) terletak pada titik-titik tertentu dalam ruang, membentuk kisi kristal. Kisi kristal terdiri dari sel-sel dasar yang mempertahankan ciri-ciri struktural karakteristik kisi tertentu. Titik tempat partikel berada disebut node kisi kristal. Tergantung pada jenis partikel yang terletak di lokasi kisi dan sifat hubungan di antara mereka, 4 jenis kisi kristal dibedakan.
5.5.1. Kisi kristal atom
Pada titik-titik kisi kristal atom terdapat atom-atom yang dihubungkan satu sama lain melalui ikatan kovalen. Zat yang memiliki kisi atom antara lain intan, silikon, karbida, silisida, dll. Dalam struktur kristal atom tidak mungkin untuk mengisolasi molekul individu; seluruh kristal dianggap sebagai satu molekul raksasa. Struktur berlian ditunjukkan pada Gambar. 5.21. Intan terdiri dari atom karbon, yang masing-masing terikat pada empat atom tetangga. Karena ikatan kovalennya kuat, semua zat dengan kisi atom bersifat tahan api, keras, dan mudah menguap. Mereka sedikit larut dalam air.
Beras. 5.21. Kisi kristal berlian
5.5.2. Kisi kristal molekul
Pada titik-titik kisi kristal molekul terdapat molekul-molekul yang dihubungkan satu sama lain oleh gaya antarmolekul yang lemah. Oleh karena itu, zat dengan kisi molekul memiliki kekerasan yang rendah, dapat melebur, ditandai dengan volatilitas yang signifikan, sedikit larut dalam air, dan larutannya, pada umumnya, tidak menghantarkan arus listrik. Banyak zat dengan kisi kristal molekuler yang diketahui. Ini adalah hidrogen padat, klorin, karbon monoksida (IV) dan zat lain yang berbentuk gas pada suhu biasa. Sebagian besar senyawa organik kristal memiliki kisi molekul.
5.5.3. Kisi kristal ionik
Kisi kristal yang mengandung ion pada simpulnya disebut ionik. Mereka dibentuk oleh zat dengan ikatan ionik, misalnya logam alkali halida. Dalam kristal ionik, molekul individu tidak dapat dibedakan; keseluruhan kristal dapat dianggap sebagai satu makromolekul. Ikatan antar ion kuat, sehingga zat dengan kisi ionik memiliki volatilitas yang rendah serta titik leleh dan titik didih yang tinggi. Kisi kristal natrium klorida ditunjukkan pada Gambar. 5.22.
Beras. 5.22. Kisi kristal natrium klorida
Pada gambar ini, bola terang adalah ion Na +, bola gelap adalah ion Cl –. Di sebelah kiri pada Gambar. Gambar 5.22 menunjukkan sel satuan NaCI.
5.5.4. Kisi kristal logam
Logam dalam bentuk padat membentuk kisi kristal logam. Lokasi kisi tersebut mengandung ion logam positif, dan elektron valensi bergerak bebas di antara keduanya. Elektron secara elektrostatis menarik kation, sehingga memberikan stabilitas pada kisi logam. Struktur kisi ini menentukan konduktivitas termal yang tinggi, konduktivitas listrik, dan plastisitas logam - selama deformasi mekanis, tidak ada pemutusan ikatan dan penghancuran kristal, karena ion-ion penyusunnya tampak mengambang di awan gas elektron. Pada Gambar. Gambar 5.23 menunjukkan kisi kristal natrium.
Beras. 5.23. Kisi kristal natrium
169338 0
Setiap atom mempunyai sejumlah elektron tertentu.
Saat memasuki reaksi kimia, atom menyumbangkan, memperoleh, atau berbagi elektron, sehingga mencapai konfigurasi elektronik paling stabil. Konfigurasi dengan energi terendah (seperti pada atom gas mulia) ternyata paling stabil. Pola ini disebut “aturan oktet” (Gbr. 1).
Beras. 1.
Aturan ini berlaku untuk semua orang jenis koneksi. Koneksi elektronik antar atom memungkinkan mereka membentuk struktur yang stabil, dari kristal paling sederhana hingga biomolekul kompleks yang pada akhirnya membentuk sistem kehidupan. Mereka berbeda dari kristal dalam metabolisme berkelanjutannya. Pada saat yang sama, banyak reaksi kimia berlangsung sesuai dengan mekanismenya transfer elektronik, yang memainkan peran penting dalam proses energi dalam tubuh.
Ikatan kimia adalah gaya yang menyatukan dua atau lebih atom, ion, molekul, atau kombinasi keduanya.
Sifat ikatan kimia bersifat universal: ini adalah gaya tarik elektrostatik antara elektron bermuatan negatif dan inti bermuatan positif, ditentukan oleh konfigurasi elektron pada kulit terluar atom. Kemampuan suatu atom untuk membentuk ikatan kimia disebut valensi, atau keadaan oksidasi. Konsep dari elektron valensi- elektron yang membentuk ikatan kimia, yaitu terletak pada orbital energi tertinggi. Oleh karena itu, kulit terluar atom yang mengandung orbital-orbital ini disebut kulit valensi. Saat ini, tidak cukup hanya menunjukkan adanya ikatan kimia, tetapi perlu diperjelas jenisnya: ionik, kovalen, dipol-dipol, logam.
Jenis koneksi pertama adalahionik koneksi
Menurut teori valensi elektronik Lewis dan Kossel, atom dapat mencapai konfigurasi elektronik yang stabil melalui dua cara: pertama, dengan kehilangan elektron, menjadi kation, kedua, memperolehnya, mengubahnya menjadi anion. Akibat perpindahan elektron, akibat adanya gaya tarik-menarik elektrostatis antara ion-ion yang muatannya berlawanan tanda, maka terbentuklah ikatan kimia yang disebut dengan Kossel “ elektrovalen"(sekarang dipanggil ionik).
Dalam hal ini, anion dan kation membentuk konfigurasi elektronik yang stabil dengan kulit elektron terluar terisi. Ikatan ionik yang khas terbentuk dari kation golongan T dan II sistem periodik dan anion unsur non-logam golongan VI dan VII (masing-masing 16 dan 17 subkelompok, kalkogen Dan halogen). Ikatan senyawa ionik bersifat tak jenuh dan tidak terarah, sehingga tetap memiliki kemungkinan interaksi elektrostatis dengan ion lain. Pada Gambar. Gambar 2 dan 3 menunjukkan contoh ikatan ionik yang sesuai dengan model transfer elektron Kossel.
Beras. 2.
Beras. 3. Ikatan ionik dalam molekul garam meja (NaCl)
Di sini tepat untuk mengingat kembali beberapa sifat yang menjelaskan perilaku zat di alam, khususnya, pertimbangkan gagasan tentang asam Dan alasan.
Larutan berair dari semua zat ini adalah elektrolit. Mereka berubah warna secara berbeda indikator. Mekanisme kerja indikator ditemukan oleh F.V. Ostwald. Ia menunjukkan bahwa indikator adalah asam atau basa lemah, yang warnanya berbeda antara keadaan tidak terdisosiasi dan keadaan terdisosiasi.
Basa dapat menetralkan asam. Tidak semua basa larut dalam air (misalnya, beberapa senyawa organik yang tidak mengandung gugus OH tidak larut, khususnya, trietilamina N(C 2 H 5) 3); basa yang larut disebut alkali.
Larutan asam dalam air mengalami reaksi yang khas:
a) dengan oksida logam - dengan pembentukan garam dan air;
b) dengan logam - dengan pembentukan garam dan hidrogen;
c) dengan karbonat - dengan pembentukan garam, BERSAMA 2 dan N 2 HAI.
Sifat-sifat asam dan basa dijelaskan oleh beberapa teori. Sesuai dengan teori S.A. Arrhenius, asam adalah zat yang berdisosiasi membentuk ion N+ , sedangkan basanya membentuk ion DIA- . Teori ini tidak memperhitungkan keberadaan basa organik yang tidak memiliki gugus hidroksil.
Menurut proton Menurut teori Brønsted dan Lowry, asam adalah zat yang mengandung molekul atau ion yang menyumbangkan proton ( donor proton), dan basa adalah zat yang terdiri dari molekul atau ion yang menerima proton ( akseptor proton). Perhatikan bahwa dalam larutan air, ion hidrogen ada dalam bentuk terhidrasi, yaitu dalam bentuk ion hidronium H3O+ . Teori ini menjelaskan reaksi tidak hanya dengan air dan ion hidroksida, tetapi juga reaksi yang dilakukan tanpa adanya pelarut atau dengan pelarut tidak berair.
Misalnya pada reaksi antara amonia N.H. 3 (basa lemah) dan hidrogen klorida dalam fasa gas, terbentuk amonium klorida padat, dan dalam campuran kesetimbangan dua zat selalu terdapat 4 partikel, dua di antaranya asam, dan dua lainnya basa:
Campuran kesetimbangan ini terdiri dari dua pasangan konjugat asam dan basa:
1)N.H. 4+ dan N.H. 3
2) HCl Dan Kl ‑
Di sini, pada setiap pasangan konjugasi, asam dan basa berbeda satu proton. Setiap asam mempunyai basa konjugasi. Asam kuat mempunyai basa konjugasi lemah, dan asam lemah mempunyai basa konjugasi kuat.
Teori Brønsted-Lowry membantu menjelaskan peran unik air bagi kehidupan biosfer. Air, bergantung pada zat yang berinteraksi dengannya, dapat menunjukkan sifat asam atau basa. Misalnya, dalam reaksi dengan larutan asam asetat dalam air, air bersifat basa, dan dalam reaksi dengan larutan amonia dalam air, air bersifat asam.
1) CH3COOH + H2O ↔ H3O + + CH3COO- . Di sini, molekul asam asetat menyumbangkan proton ke molekul air;
2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + DIA- . Di sini, molekul amonia menerima proton dari molekul air.
Jadi, air dapat membentuk dua pasangan konjugasi:
1) H2O(asam) dan DIA- (basa konjugasi)
2) H3O+ (asam) dan H2O(basa konjugasi).
Dalam kasus pertama, air menyumbangkan proton, dan dalam kasus kedua, air menerimanya.
Properti ini disebut amfiprotonisme. Zat yang dapat bereaksi sebagai asam dan basa disebut amfoter. Zat seperti itu banyak ditemukan di alam yang hidup. Misalnya, asam amino dapat membentuk garam dengan asam dan basa. Oleh karena itu, peptida dengan mudah membentuk senyawa koordinasi dengan ion logam yang ada.
Jadi, ciri khas ikatan ionik adalah pergerakan lengkap elektron ikatan ke salah satu inti. Artinya di antara ion-ion tersebut terdapat daerah yang kerapatan elektronnya hampir nol.
Jenis koneksi kedua adalahkovalen koneksi
Atom dapat membentuk konfigurasi elektronik yang stabil dengan berbagi elektron.
Ikatan seperti itu terbentuk ketika sepasang elektron dipakai bersama satu per satu dari semua orang atom. Dalam hal ini, elektron ikatan bersama didistribusikan secara merata antar atom. Contoh ikatan kovalen antara lain homonuklir diatomik molekul H 2 , N 2 , F 2. Jenis koneksi yang sama ditemukan di alotrop HAI 2 dan ozon HAI 3 dan untuk molekul poliatomik S 8 dan juga molekul heteronuklear hidrogen klorida HCl, karbon dioksida BERSAMA 2, metana CH 4, etanol DENGAN 2 N 5 DIA, belerang heksafluorida SF 6, asetilena DENGAN 2 N 2. Semua molekul ini berbagi elektron yang sama, dan ikatannya jenuh serta diarahkan dengan cara yang sama (Gbr. 4).
Penting bagi para ahli biologi bahwa ikatan rangkap dua dan rangkap tiga telah mengurangi jari-jari atom kovalen dibandingkan dengan ikatan tunggal.
Beras. 4. Ikatan kovalen dalam molekul Cl2.
Jenis ikatan ionik dan kovalen adalah dua kasus ekstrim dari banyak jenis ikatan kimia yang ada, dan dalam praktiknya sebagian besar ikatan bersifat perantara.
Senyawa dua unsur yang terletak pada ujung berlawanan pada periode yang sama atau berbeda dalam sistem periodik sebagian besar membentuk ikatan ionik. Ketika unsur-unsur bergerak semakin berdekatan dalam satu periode, sifat ionik senyawanya berkurang dan sifat kovalennya meningkat. Misalnya, halida dan oksida unsur-unsur di sisi kiri tabel periodik sebagian besar membentuk ikatan ionik ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), dan senyawa-senyawa yang sama dari unsur-unsur pada sisi kanan tabel adalah kovalen ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukosa C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5 OH).
Ikatan kovalen, pada gilirannya, memiliki modifikasi lain.
Dalam ion poliatomik dan molekul biologis kompleks, kedua elektron hanya dapat berasal satu atom. Itu disebut penyumbang pasangan elektron. Atom yang membagi pasangan elektronnya dengan donor disebut akseptor pasangan elektron. Jenis ikatan kovalen ini disebut koordinasi (donor-akseptor, ataudatif) komunikasi(Gbr. 5). Jenis ikatan ini paling penting untuk biologi dan kedokteran, karena sifat kimia unsur d yang paling penting untuk metabolisme sebagian besar dijelaskan oleh ikatan koordinasi.
Ara. 5.
Biasanya, dalam senyawa kompleks, atom logam bertindak sebagai akseptor pasangan elektron; sebaliknya, dalam ikatan ionik dan kovalen, atom logam merupakan donor elektron.
Inti dari ikatan kovalen dan variasinya - ikatan koordinasi - dapat diperjelas dengan menggunakan teori asam dan basa lain yang dikemukakan oleh GN. Lewis. Dia memperluas konsep semantik istilah "asam" dan "basa" menurut teori Brønsted-Lowry. Teori Lewis menjelaskan sifat pembentukan ion kompleks dan keikutsertaan zat dalam reaksi substitusi nukleofilik, yaitu dalam pembentukan CS.
Menurut Lewis, asam adalah zat yang mampu membentuk ikatan kovalen dengan menerima pasangan elektron dari basa. Basa Lewis adalah zat yang memiliki pasangan elektron bebas, yang dengan menyumbangkan elektron, membentuk ikatan kovalen dengan asam Lewis.
Artinya, teori Lewis memperluas jangkauan reaksi asam-basa juga ke reaksi yang tidak melibatkan proton sama sekali. Selain itu, proton itu sendiri, menurut teori ini, juga merupakan asam, karena mampu menerima pasangan elektron.
Oleh karena itu, menurut teori ini, kationnya adalah asam Lewis dan anionnya adalah basa Lewis. Contohnya adalah reaksi berikut:
Telah disebutkan di atas bahwa pembagian zat menjadi ionik dan kovalen bersifat relatif, karena transfer elektron lengkap dari atom logam ke atom akseptor tidak terjadi pada molekul kovalen. Pada senyawa yang mempunyai ikatan ion, setiap ion berada dalam medan listrik dari ion-ion yang bertanda berlawanan, sehingga saling terpolarisasi, dan kulitnya berubah bentuk.
Polarisasi ditentukan oleh struktur elektronik, muatan dan ukuran ion; untuk anion lebih tinggi daripada kation. Polarisabilitas tertinggi di antara kation adalah untuk kation dengan muatan lebih besar dan ukuran lebih kecil, misalnya, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Memiliki efek polarisasi yang kuat N+ . Karena pengaruh polarisasi ion bersifat dua arah, maka secara signifikan mengubah sifat-sifat senyawa yang dibentuknya.
Jenis koneksi ketiga adalahdipol-dipol koneksi
Selain jenis komunikasi tersebut, ada juga komunikasi dipol-dipol antarmolekul interaksi, disebut juga van der Waals .
Kekuatan interaksi ini bergantung pada sifat molekulnya.
Ada tiga jenis interaksi: dipol permanen - dipol permanen ( dipol-dipol daya tarik); dipol permanen - dipol terinduksi ( induksi daya tarik); dipol sesaat - dipol terinduksi ( menyebar daya tarik, atau kekuatan London; beras. 6).
Beras. 6.
Hanya molekul dengan ikatan kovalen polar yang mempunyai momen dipol-dipol ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), dan kekuatan ikatannya adalah 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10‑30 coulomb meter - C × m).
Dalam biokimia, ada jenis koneksi lain - hidrogen koneksi yang merupakan kasus pembatas dipol-dipol daya tarik. Ikatan ini dibentuk oleh gaya tarik-menarik antara atom hidrogen dan atom elektronegatif kecil, paling sering oksigen, fluor, dan nitrogen. Dengan atom besar yang memiliki keelektronegatifan serupa (seperti klor dan belerang), ikatan hidrogennya jauh lebih lemah. Atom hidrogen dibedakan berdasarkan satu ciri penting: ketika elektron ikatan ditarik, intinya - proton - terbuka dan tidak lagi terlindung oleh elektron.
Oleh karena itu, atom berubah menjadi dipol besar.
Ikatan hidrogen, tidak seperti ikatan van der Waals, terbentuk tidak hanya selama interaksi antarmolekul, tetapi juga dalam satu molekul - intramolekul ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen berperan penting dalam biokimia, misalnya untuk menstabilkan struktur protein dalam bentuk a-heliks, atau untuk pembentukan heliks ganda DNA (Gbr. 7).
Gambar.7.
Ikatan hidrogen dan van der Waals jauh lebih lemah dibandingkan ikatan ionik, kovalen, dan koordinasi. Energi ikatan antarmolekul ditunjukkan dalam tabel. 1.
Tabel 1. Energi gaya antarmolekul
Catatan: Derajat interaksi antarmolekul tercermin dari entalpi leleh dan entalpi penguapan (mendidih). Senyawa ionik memerlukan energi yang jauh lebih besar untuk memisahkan ion dibandingkan untuk memisahkan molekul. Entalpi leleh senyawa ionik jauh lebih tinggi dibandingkan entalpi leleh senyawa molekuler.
Jenis koneksi yang keempat adalahsambungan logam
Terakhir, ada jenis ikatan antarmolekul lain - logam: hubungan ion positif kisi logam dengan elektron bebas. Jenis koneksi ini tidak terjadi pada objek biologis.
Dari tinjauan singkat tentang jenis ikatan, satu detail menjadi jelas: parameter penting dari atom atau ion logam - donor elektron, serta atom - akseptor elektron, adalah sifat ikatannya. ukuran.
Tanpa merinci lebih lanjut, kami mencatat bahwa jari-jari kovalen atom, jari-jari ionik logam, dan jari-jari van der Waals dari molekul-molekul yang berinteraksi meningkat seiring dengan meningkatnya nomor atomnya dalam kelompok-kelompok tabel periodik. Dalam hal ini, nilai jari-jari ion adalah yang terkecil, dan jari-jari van der Waals adalah yang terbesar. Biasanya, ketika bergerak ke bawah golongan, jari-jari semua unsur, baik kovalen maupun van der Waals, bertambah.
Yang paling penting bagi ahli biologi dan dokter adalah koordinasi(donor-akseptor) ikatan yang dipertimbangkan oleh kimia koordinasi.
Bioanorganik medis. G.K. Barashkov
NH3 adalah salah satu bahan kimia yang paling terkenal dan berguna. Ini telah diterapkan secara luas dalam industri pertanian dan seterusnya. Ini dibedakan oleh sifat kimianya yang unik, sehingga digunakan di berbagai industri.
Apa itu NH3
NH 3 diketahui bahkan oleh orang-orang kimia yang paling bodoh sekalipun. Itu amonia. Amonia (NH 3) disebut juga hidrogen nitrida dan, dalam kondisi normal, merupakan gas tidak berwarna dengan bau yang khas dari zat ini. Perlu juga dicatat bahwa gas NH 3 (disebut amonia) hampir dua kali lebih ringan dari udara!
Selain gas, dapat berupa cairan pada suhu sekitar 70°C atau berbentuk larutan (larutan amonia). Ciri khas NH 3 cair adalah kemampuannya untuk melarutkan logam dari subkelompok utama I dan II dari kelompok DI Tabel unsur Mendeleev (yaitu, logam alkali dan alkali tanah), serta magnesium, aluminium, europium dan ytterbium. Berbeda dengan air, amonia cair tidak berinteraksi dengan unsur-unsur di atas, tetapi justru bertindak sebagai pelarut. Sifat ini memungkinkan logam diisolasi dalam bentuk aslinya melalui penguapan pelarut (NH 3). Pada gambar di bawah ini Anda dapat melihat seperti apa bentuk natrium yang dilarutkan dalam amonia cair.
Seperti apa amonia jika dilihat dari ikatan kimianya?
Diagram amonia (NH 3) dan struktur spasialnya paling jelas ditunjukkan oleh piramida segitiga. Bagian atas “piramida” amonia adalah atom nitrogen (disorot dengan warna biru), seperti dapat dilihat pada gambar di bawah.
Atom-atom dalam zat yang disebut amonia (NH 3) disatukan oleh ikatan hidrogen, seperti halnya molekul air. Namun sangat penting untuk diingat bahwa ikatan pada molekul amonia lebih lemah dibandingkan pada molekul air. Hal ini menjelaskan mengapa titik leleh dan titik didih NH 3 lebih rendah jika dibandingkan dengan H 2 O.
Sifat kimia
2 metode yang paling umum untuk menghasilkan zat NH 3 disebut amonia. Industri ini menggunakan apa yang disebut proses Haber, yang intinya adalah mengikat nitrogen udara dan hidrogen (diperoleh dari metana) dengan melewatkan campuran gas-gas ini pada tekanan tinggi di atas katalis yang dipanaskan.
Di laboratorium, sintesis amonia paling sering didasarkan pada interaksi amonium klorida pekat dengan natrium hidroksida padat.
Mari kita lanjutkan ke pemeriksaan langsung sifat kimia NH3.
1) NH 3 bertindak sebagai basa lemah. Oleh karena itu persamaan berikut menggambarkan interaksi dengan air:
NH 3 + H 2 O = NH4 + + OH -
2) Sifat dasar NH 3 juga didasarkan pada kemampuannya untuk bereaksi dengan asam dan membentuk garam amonium yang sesuai:
NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (amonium nitrat)
3) Sebelumnya dikatakan bahwa sekelompok logam tertentu larut dalam amonia cair. Namun, beberapa logam juga tidak hanya mampu melarutkan, tetapi juga membentuk senyawa dengan NH 3 yang disebut Amida:
Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2
Na (padat) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (reaksi dilakukan dengan adanya besi sebagai katalis)
4) Ketika NH 3 berinteraksi dengan logam Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, terbentuk hidroksida logam dan kation amonium yang sesuai:
Fe 3+ + NH 3 + H 2 O = Fe(OH) 3 + NH 4 +
5) Hasil interaksi NH 3 dengan logam Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ paling sering merupakan kompleks logam yang bersesuaian:
Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4 +
Cu(OH) 2 + NH 3 = 2 + + OH -
Pembentukan dan jalur selanjutnya NH3 dalam tubuh manusia
Diketahui bahwa asam amino merupakan bagian integral dari proses biokimia dalam tubuh manusia. Mereka adalah sumber utama NH 3, suatu zat yang disebut amonia, hasil deaminasi oksidatifnya (paling sering). Sayangnya, amonia bersifat racun bagi tubuh manusia, dengan mudah membentuk kation amonium (NH 4 +) yang disebutkan di atas, yang terakumulasi dalam sel. Selanjutnya, siklus biokimia yang paling penting melambat, dan akibatnya, tingkat ATP yang dihasilkan menurun.
Tidak sulit untuk menebak bahwa tubuh membutuhkan mekanisme untuk mengikat dan menetralkan NH3 yang dilepaskan. Diagram di bawah menunjukkan sumber dan beberapa produk pengikat amonia dalam tubuh manusia.
Jadi, singkatnya, amonia dinetralkan melalui pembentukan bentuk transpornya di jaringan (misalnya, glutamin dan alanin), melalui ekskresi melalui urin, menggunakan biosintesis urea, yang merupakan cara alami utama untuk menetralkan NH 3 dalam tubuh manusia.
Penerapan NH3 - zat yang disebut amonia
Di zaman modern, amonia cair adalah pupuk nitrogen paling pekat dan termurah, yang digunakan di bidang pertanian untuk amoniasi tanah kasar dan gambut. Ketika amonia cair ditambahkan ke dalam tanah, jumlah mikroorganisme meningkat, tetapi tidak ada akibat negatif, seperti misalnya dari pupuk padat. Gambar di bawah menunjukkan salah satu kemungkinan instalasi untuk mencairkan gas amonia menggunakan nitrogen cair.
Saat amonia cair menguap, ia menyerap banyak panas dari lingkungan dan menyebabkan pendinginan. Properti ini digunakan dalam unit pendingin untuk menghasilkan es buatan saat menyimpan produk makanan yang mudah rusak. Selain itu, digunakan untuk membekukan tanah selama pembangunan struktur bawah tanah. Larutan amonia dalam air digunakan dalam industri kimia (merupakan pelarut non-air industri), praktik laboratorium (misalnya, sebagai pelarut dalam produksi elektrokimia produk kimia), obat-obatan dan keperluan rumah tangga.
