Kekurangan MVS yang dipertimbangkan di atas berkontribusi pada pengembangan metode mekanika kuantum lain untuk menggambarkan ikatan kimia, yang disebut metode orbital molekul (MMO). Prinsip dasar metode ini ditetapkan oleh Lenard-Jones, Gund dan Mulliken. Ini didasarkan pada gagasan partikel poliatomik sebagai sistem tunggal inti dan elektron. Setiap elektron dalam sistem seperti itu mengalami tarik-menarik dari semua inti dan tolakan dari semua elektron lainnya. Sistem seperti itu dapat dengan mudah dijelaskan menggunakan orbital molekul, yang merupakan analog formal dari orbital atom. Perbedaan antara orbital atom dan molekul adalah bahwa beberapa menggambarkan keadaan elektron di bidang inti tunggal, sementara yang lain menggambarkan keadaan elektron di bidang beberapa inti. Mengingat kesamaan pendekatan untuk menggambarkan sistem atom dan molekul, kita dapat menyimpulkan bahwa orbital molekul n-atom harus memiliki sifat-sifat berikut:
a) keadaan setiap elektron dalam molekul dijelaskan oleh fungsi gelombang , dan nilai 2 menyatakan probabilitas menemukan elektron dalam setiap satuan volume sistem poliatomik; fungsi gelombang ini disebut orbital molekul (MO) dan, menurut definisi, adalah multicenter, yaitu. menggambarkan gerakan elektron di bidang semua inti (probabilitas berada di setiap titik dalam ruang);
b) setiap orbital molekul dicirikan oleh energi tertentu;
c) setiap elektron dalam molekul memiliki nilai bilangan kuantum spin tertentu, prinsip Pauli dalam molekul terpenuhi;
d) orbital molekul dibangun dari orbital atom dengan kombinasi linier dari yang terakhir: c n n (jika jumlah total fungsi gelombang yang digunakan dalam penjumlahan adalah k, maka n mengambil nilai dari 1 hingga k), dengan n adalah koefisien;
e) energi MO minimum tercapai pada tumpang tindih AO maksimum;
f) semakin dekat energi AR awal, semakin rendah energi MO yang terbentuk atas dasar mereka.
Dari posisi terakhir, kita dapat menyimpulkan bahwa orbital dalam atom, yang memiliki energi sangat rendah, praktis tidak akan berpartisipasi dalam pembentukan MO, dan kontribusinya terhadap energi orbital ini dapat diabaikan.
Dengan mempertimbangkan sifat-sifat MO yang dijelaskan di atas, mari kita pertimbangkan konstruksinya untuk molekul diatomik dari zat sederhana, misalnya, untuk molekul H2. Setiap atom penyusun molekul (H A dan H B) memiliki satu elektron per orbital 1s, maka MO dapat direpresentasikan sebagai:
Ψ MO = c A A (1s) + c B B (1s)
Karena dalam kasus yang dipertimbangkan atom yang membentuk molekul identik, faktor normalisasi (c), yang menunjukkan bagian partisipasi AO dalam konstruksi MO, adalah sama dalam nilai absolut dan, oleh karena itu, dua opsi dimungkinkan. Ψ MO di c A \u003d c B dan c A \u003d - c B:
Ψ MO(1) = c A A (1s) + c B B (1s) dan
Ψ MO(2) = c A A (1s) - c B B (1s)
orbital molekul Ψ MO(1) sesuai dengan keadaan dengan kerapatan elektron yang lebih tinggi antara atom dibandingkan dengan orbital atom yang terisolasi, dan elektron yang terletak di atasnya dan memiliki putaran yang berlawanan sesuai dengan prinsip Pauli memiliki energi yang lebih rendah dibandingkan dengan energinya dalam sebuah atom. Orbital seperti itu dalam MMO LCAO disebut menghubungkan.
Pada saat yang sama, orbital molekul Ψ MO(2) adalah selisih antara fungsi gelombang dari AO awal, yaitu. mencirikan keadaan sistem dengan kerapatan elektron yang berkurang di ruang internuklear. Energi orbital semacam itu lebih tinggi daripada energi AO awal, dan keberadaan elektron di atasnya menyebabkan peningkatan energi sistem. Orbital seperti itu disebut melonggarkan. Gambar 29.3 menunjukkan pembentukan orbital ikatan dan antiikatan dalam molekul hidrogen.
Gbr.29.3. Pembentukan orbital ikatan dan pelepasan dalam molekul hidrogen.
Ψ MO(1) dan Ψ MO(2) memiliki simetri silindris terhadap sumbu yang melalui pusat-pusat inti. Orbital jenis ini disebut - simetris dan ditulis: ikatan - 1s, kendur - 1s. Dengan demikian, konfigurasi 1s 2 sesuai dengan molekul hidrogen dalam keadaan dasar, dan konfigurasi ion He 2 +, yang terbentuk pada pelepasan listrik, dalam keadaan dasar dapat ditulis sebagai 1s 2 ٭ 1s (Gbr. 30.3).
Beras. 30.3. Diagram energi pembentukan orbital ikatan dan antiikatan serta struktur elektronik molekul dan ion unsur periode pertama.
Dalam molekul H 2, kedua elektron menempati orbital ikatan, yang menyebabkan penurunan energi sistem dibandingkan dengan energi awal (dua atom hidrogen terisolasi). Seperti yang telah dicatat, energi ikat dalam molekul ini adalah 435 kJ/mol, dan panjang ikatan adalah 74 pm. Pelepasan elektron dari orbital ikatan meningkatkan energi sistem (mengurangi stabilitas produk reaksi dibandingkan dengan prekursor): energi ikat dalam H 2 + adalah 256 kJ/mol, dan panjang ikatan meningkat menjadi 106 pm . Dalam partikel H 2 - jumlah elektron meningkat menjadi tiga, sehingga salah satunya terletak di orbital yang melonggar, yang menyebabkan destabilisasi sistem dibandingkan dengan yang dijelaskan sebelumnya: E (H 2 -) = 14,5 kJ / mol . Akibatnya, kemunculan elektron dalam orbital antiikatan mempengaruhi energi ikatan kimia lebih besar daripada pelepasan elektron dari orbital ikatan. Data di atas menunjukkan bahwa energi ikat total ditentukan oleh selisih jumlah elektron pada orbital ikatan dan orbital lepas. Untuk partikel biner, perbedaan ini, dibagi dua, disebut orde ikatan:
PS \u003d (ē St - Bukan St.) / 2
Jika PS adalah nol, maka tidak ada ikatan kimia yang terbentuk (molekul He 2, Gambar 30.3). Jika jumlah elektron pada orbital anti ikatan sama pada beberapa sistem, maka partikel dengan nilai PS maksimum memiliki stabilitas terbesar. Pada saat yang sama, pada nilai PS yang sama, partikel dengan jumlah elektron yang lebih kecil dalam orbital antiikatan (misalnya, ion H 2 + dan H 2 -) lebih stabil. Kesimpulan lain berikut dari Gambar 30.3: atom helium dapat membentuk ikatan kimia dengan ion H +. Terlepas dari kenyataan bahwa energi orbital He 1s sangat rendah (-2373 kJ/mol), kombinasi liniernya dengan orbital 1s atom hidrogen (E = -1312 kJ/mol) mengarah pada pembentukan orbital ikatan yang energinya lebih rendah dari helium AO. Karena tidak ada elektron pada orbital lepas dari partikel HeH +, ini lebih stabil daripada sistem yang dibentuk oleh atom helium dan ion hidrogen.
Pertimbangan serupa berlaku untuk kombinasi linier orbital p atom. Jika sumbu z berimpit dengan sumbu yang melalui pusat inti, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 31.3, maka orbital ikatan dan antiikatan dijelaskan oleh persamaan:
Ψ MO(1) = c A A (2p z) + c B B (2p z) dan Ψ MO (2) \u003d c A A (2p z) - c B B (2p z)
Ketika MO dibangun dari orbital p yang sumbunya tegak lurus terhadap garis yang menghubungkan inti atom, maka terjadi pembentukan orbital molekul ikatan- dan pelepasan-π (Gbr. 32.3). Orbital molekul pada 2p dan pada 2p mirip dengan yang ditunjukkan pada Gambar. 32,3, tetapi diputar relatif terhadap yang pertama sekitar 90. Dengan demikian orbital 2p dan 2p berdegenerasi ganda.
Perlu dicatat bahwa kombinasi linier tidak dapat dibangun dari sembarang AO, tetapi hanya dari mereka yang memiliki energi yang cukup dekat dan yang tumpang tindihnya dimungkinkan dari sudut pandang geometris. Pasangan orbital tersebut yang cocok untuk pembentukan ikatan orbital pelepas dapat berupa s - s, s - p z, s - d z 2, p z - p z, p z - d z 2, d z 2 - d z 2, sedangkan dengan linier kombinasi p x - p x , p y – p y , p x – d xz , p y – d yz , orbital molekul ikatan dan pelepasan terbentuk.
Jika Anda membangun MO dari AO bertipe d x 2- y 2 - d x 2- y 2 atau d xy - d xy, maka -MO akan terbentuk. Jadi, seperti disebutkan di atas, pembagian MO menjadi , dan ditentukan sebelumnya oleh simetrinya terhadap garis yang menghubungkan inti atom. Jadi, untuk -MO, jumlah bidang nodal adalah nol, -MO memiliki satu bidang seperti itu, dan -MO memiliki dua bidang.
Untuk menggambarkan molekul homoatomik periode kedua dalam kerangka MMO LCAO, perlu diperhitungkan bahwa kombinasi linier orbital atom hanya mungkin jika energi orbital AO dekat dan memiliki simetri yang sama.
Gbr.31.3. Pembentukan orbital -ikatan -antiikatan dari orbital p atom
Gbr.32.3 Pembentukan orbital molekul ikatan dan -antiikatan dari orbital p atom.
Dari orbital periode kedua, orbital 2s dan 2p z memiliki simetri yang sama terhadap sumbu z. Perbedaan energi untuk atom Li, Be, B, dan C relatif kecil, sehingga fungsi gelombang 2s dan 2p dapat bercampur dalam kasus ini. Untuk atom O dan F, perbedaan energi 2s dan 2p jauh lebih besar, sehingga tidak terjadi pencampuran (Tabel 4.3)
Tabel 4.3.
Energi E antara orbital 2s dan 2p dari berbagai unsur
| atom | E dalam eV | atom | E dalam eV |
| Li | 1,85 | N | 10,9 |
| Menjadi | 2,73 | HAI | 15,6 |
| B | 3,37 | F | 20,8 |
| C | 4,18 |
Berdasarkan data Tabel 4.3, serta perhitungan yang dilakukan, terlihat bahwa energi relatif MO berbeda untuk molekul Li 2 - N 2 di satu sisi dan untuk molekul O 2 - F 2 di sisi lain. Untuk molekul golongan pertama, urutan kenaikan energi MO dapat direpresentasikan sebagai deret:
2sσ 2sπ2p x 2p y 2p z π٭2p x 2p y σ 2p z , dan untuk molekul O 2 dan F 2 dalam bentuk:
2sσ 2sσ2p z 2p x 2p y 2p x 2p y 2p z (Gambar 33.3).
Orbital tipe 1, yang memiliki energi yang sangat rendah dibandingkan dengan orbital tingkat energi kedua, masuk ke dalam molekul tidak berubah, yaitu, mereka tetap atom dan tidak ditunjukkan pada diagram energi molekul.
Berdasarkan diagram energi molekul dan ion molekul, seseorang dapat menarik kesimpulan tentang stabilitas partikel dan sifat magnetiknya. Dengan demikian, stabilitas molekul, yang MOs-nya dibangun dari AO yang sama, kira-kira dapat dinilai dari nilai orde ikatan, dan sifat magnetik - dengan jumlah elektron tak berpasangan per MO (Gbr. 34.3).
Perlu dicatat bahwa orbital AO non-valensi, tingkat internal, dari sudut pandang MMO LCAO, tidak mengambil bagian dalam pembentukan MO, tetapi memiliki efek nyata pada energi ikat. Misalnya, ketika berpindah dari H 2 ke Li 2, energi ikat berkurang lebih dari empat kali lipat (dari 432 kJ/mol menjadi 99 kJ/mol).
Gbr.33.3 Distribusi energi MO dalam molekul (a) O 2 dan F 2 dan (b) Li 2 - N 2.
Gbr.34.3 Diagram energi molekul biner unsur periode kedua.
Pelepasan elektron dari molekul H 2 mengurangi energi ikat dalam sistem menjadi 256 kJ/mol, yang disebabkan oleh penurunan jumlah elektron pada orbital ikatan dan penurunan PS dari 1 menjadi 0,5. Dalam kasus pelepasan elektron dari molekul Li 2, energi ikat meningkat dari 100 menjadi 135,1 kJ / mol, meskipun, seperti dapat dilihat dari Gambar 6.9, elektron, seperti pada kasus sebelumnya, dilepaskan dari ikatan orbital dan PS berkurang menjadi 0,5. Alasan untuk ini adalah bahwa ketika sebuah elektron dikeluarkan dari molekul Li 2, tolakan antara elektron yang terletak pada ikatan MO dan elektron yang menempati orbital 1s bagian dalam berkurang. Pola ini diamati untuk molekul semua elemen dari subkelompok utama dari kelompok pertama dari sistem Periodik.
Ketika muatan inti meningkat, pengaruh elektron orbital 1s pada energi MO berkurang, oleh karena itu, pada molekul B 2, C 2 dan N 2, pelepasan elektron akan meningkatkan energi sistem (penurunan nilai PS, penurunan energi ikatan total) karena fakta bahwa elektron dilepaskan dari orbital ikatan. Dalam kasus molekul O 2 , F 2 dan Ne 2, pelepasan elektron terjadi dari orbital yang mengendur, yang menyebabkan peningkatan PS dan energi ikat total dalam sistem, misalnya, energi ikat di F 2 molekul adalah 154,8 kJ / mol, dan dalam ion F 2 + hampir dua kali lebih tinggi (322,1 kJ / mol). Alasan di atas berlaku untuk molekul apa pun, terlepas dari komposisi kualitatif dan kuantitatifnya. Kami merekomendasikan agar pembaca melakukan analisis komparatif stabilitas molekul biner dan ion molekul bermuatan negatifnya, mis. mengevaluasi perubahan energi sistem dalam proses 2 + = 2 - .
Dari Gambar 34.3 juga dijelaskan bahwa hanya molekul B2 dan O2, yang memiliki elektron tidak berpasangan, yang bersifat paramagnetik, sedangkan molekul biner lainnya dari unsur periode kedua adalah partikel diomagnetik.
Bukti keadilan IMO, mis. bukti nyata adanya tingkat energi dalam molekul adalah perbedaan nilai potensial ionisasi atom dan molekul yang terbentuk darinya (tabel 5.3).
Tabel 5.3.
Potensi ionisasi atom dan molekul
Data yang disajikan dalam tabel menunjukkan bahwa beberapa molekul memiliki potensi ionisasi lebih tinggi daripada atom dari mana mereka terbentuk, sementara yang lain memiliki potensi ionisasi yang lebih rendah. Fakta ini tidak dapat dijelaskan dari sudut pandang MVS. Analisis data pada Gambar 34.3 mengarah pada kesimpulan bahwa potensi molekul lebih besar daripada potensi atom dalam kasus ketika elektron dilepaskan dari orbital ikatan (molekul H 2, N 2, C 2). Jika elektron dikeluarkan dari molekul MO (O2 dan F2) yang melonggar, maka potensial ini akan lebih kecil dibandingkan dengan potensial atom.
Beralih ke pertimbangan molekul biner heteroatomik dalam kerangka MMO LCAO, perlu diingat bahwa orbital atom dari berbagai elemen yang memiliki nilai bilangan kuantum utama dan sisi yang sama berbeda dalam energinya. Semakin tinggi muatan efektif inti atom terhadap orbital yang dipertimbangkan, semakin rendah energinya. Gambar 35.3 menunjukkan diagram energi MO untuk molekul heteroatomik tipe AB, di mana atom B lebih elektronegatif. Orbital atom ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital atom A yang serupa. Dalam hal ini, kontribusi orbital atom B pada MO ikatan akan lebih besar daripada orbital lepas. Sebaliknya, kontribusi utama antiikatan MO akan diberikan oleh AO atom A. Energi orbital dalam kedua atom selama pembentukan molekul praktis tidak berubah, misalnya, dalam molekul hidrogen fluorida , orbital 1s dan 2s atom fluor terkonsentrasi di dekat intinya, yang, khususnya, menentukan polaritas molekul ini (µ = 5,8 10 -30). Pertimbangkan, dengan menggunakan Gambar 34, deskripsi molekul NO. Energi oksigen AO lebih rendah dari pada nitrogen, kontribusi yang pertama lebih tinggi pada orbital ikatan, dan yang terakhir pada orbital lepas. Orbital 1s dan 2s dari kedua atom tidak mengubah energinya (2s dan 2s ditempati oleh pasangan elektron, 1s dan 1s tidak ditunjukkan pada gambar). Orbital 2p atom oksigen dan nitrogen, masing-masing, memiliki empat dan tiga elektron. Jumlah total elektron ini adalah 7, dan ada tiga orbital ikatan yang terbentuk karena orbital 2p. Setelah mereka diisi dengan enam elektron, menjadi jelas bahwa elektron ketujuh dalam molekul terletak di salah satu orbital antiikatan dan, oleh karena itu, terlokalisasi di dekat atom nitrogen. PS dalam molekul: (8 - 3) / 2 = 2,5 mis. energi ikat total dalam molekul tinggi. Namun, elektron yang terletak di orbital antiikatan memiliki energi tinggi, dan pelepasannya dari sistem akan menyebabkan stabilisasi. Kesimpulan ini memungkinkan untuk memprediksi bahwa energi aktivasi proses oksidasi NO akan rendah; proses ini dapat dilanjutkan bahkan pada s.u..
Pada saat yang sama, stabilitas termal molekul-molekul ini akan tinggi, ion NO + akan mendekati molekul nitrogen dan CO dalam hal energi ikat total, dan NO akan dimerisasi pada suhu rendah.
Analisis molekul NO dalam kerangka metode ini mengarah pada kesimpulan penting lainnya - yang paling stabil adalah molekul heteroatomik biner, yang mencakup atom dengan jumlah total elektron dalam orbital valensi s dan p sama dengan 10. Dalam hal ini , PS = 3. Peningkatan atau penurunan jumlah ini akan menyebabkan penurunan nilai PS, yaitu. untuk destabilisasi partikel.
Molekul poliatomik dalam MMO LCAO dianggap berdasarkan prinsip yang sama seperti yang dijelaskan di atas untuk partikel duatomik. Orbital molekul dalam hal ini dibentuk oleh kombinasi linier AO dari semua atom yang membentuk molekul. Akibatnya, MO dalam partikel tersebut bersifat multisenter, terdelokalisasi, dan menggambarkan ikatan kimia dalam sistem secara keseluruhan. Jarak kesetimbangan antara pusat atom dalam molekul sesuai dengan energi potensial minimum sistem.
Gbr.35.3. Diagram energi MO molekul heteroatomik biner
(Atom B memiliki keelektronegatifan yang tinggi).
Gbr.36.3 Diagram energi molekul dari berbagai jenis dalam
dalam MMO. (sumbu p x orbital bertepatan dengan sumbu ikatan)
Gambar 36.3 menunjukkan MO dari berbagai jenis molekul. Kami akan mempertimbangkan prinsip konstruksi mereka menggunakan contoh molekul BeH 2 (Gbr. 37.3). Pembentukan MO tiga pusat dalam partikel ini melibatkan orbital 1s dari dua atom hidrogen, serta orbital 2s dan 2p dari atom Be (orbital 1s atom ini tidak berpartisipasi dalam pembentukan MO dan terlokalisasi dekat nukleusnya). Mari kita asumsikan bahwa sumbu p dari orbital z Be bertepatan dengan jalur komunikasi dalam partikel yang dipertimbangkan. Kombinasi linier orbital s atom hidrogen dan berilium mengarah pada pembentukan s dan s , dan operasi yang sama dengan partisipasi orbital s atom hidrogen dan p z -orbital Be mengarah pada pembentukan ikatan dan melonggarkan MO z dan z , masing-masing.
Gbr.37.3. MO dalam molekul Ven 2
Elektron valensi terletak dalam molekul dalam orbital ikatan, mis. rumus elektroniknya dapat direpresentasikan sebagai (σ s) 2 ( z) 2 . Energi orbital ikatan ini lebih rendah daripada energi orbital atom H, yang memastikan stabilitas relatif molekul yang dipertimbangkan.
Dalam kasus ketika semua sistem atom memiliki orbital p yang cocok untuk kombinasi linier, bersama dengan -MO, ikatan multisenter, non-ikatan, dan pelepasan -MO terbentuk. Perhatikan partikel seperti itu pada contoh molekul CO2 (Gbr. 38.3 dan 39.3).
Gbr.38.3 Molekul CO2 mengikat dan melonggarkan -MO
Gbr.39.3. Diagram energi MO dalam molekul CO2.
Dalam molekul ini, -MOs dibentuk dengan menggabungkan orbital 2s dan 2p x atom karbon dengan orbital 2p x atom oksigen. -MO yang terdelokalisasi terbentuk karena kombinasi linier orbital p y dan p z dari semua atom,
termasuk dalam molekul. Akibatnya, tiga pasang -MOs terbentuk dengan energi yang berbeda: mengikat - y c dalam z sv, non-ikatan - y z (berhubungan dalam energi dengan orbital p atom oksigen), dan melonggarkan - y res z res.
Ketika mempertimbangkan molekul dalam kerangka MMO LCAO, skema singkat untuk menggambarkan partikel sering digunakan (Gbr. 40.3). Ketika membentuk MO, misalnya, dalam molekul BCI 3, cukup untuk menunjukkan hanya AO yang mengambil bagian dalam kombinasi linier MO)
Gbr.40.3. MO dalam molekul BCI 3
Diagram energi MO dalam molekul CH 4 ditunjukkan pada Gambar 41.3 Analisis struktur elektronik atom karbon menunjukkan bahwa karena arah yang berbeda dari orbital 2p, pembentukan lima pusat MO di CH 4 molekul dengan partisipasi AO ini tidak mungkin karena alasan geometris. Pada saat yang sama, orbital 2s karbon sama mampu tumpang tindih dengan orbital 1s atom hidrogen, menghasilkan pembentukan lima pusat σ s dan s MO. Dalam kasus kombinasi orbital 2p dan 1s, jumlah fungsi atom dalam kombinasi linier hanya tiga, yaitu. energi -MO dalam hal ini akan lebih tinggi daripada energi s dan s yang sesuai.
Gbr.41.3 .. Diagram energi MO molekul CH4.
Energi yang berbeda dari orbital ikatan lima pusat dan tiga pusat dikonfirmasi oleh data eksperimen tentang potensi ionisasi, yang berbeda untuk elektron yang bergerak menjauh dari s dan dari x (σ y . z).
Secara kronologis, metode MO muncul lebih lambat daripada metode VS, karena ada pertanyaan dalam teori ikatan kovalen yang tidak dapat dijelaskan dengan metode VS. Mari kita tunjukkan beberapa di antaranya.
Seperti diketahui, posisi utama metode VS adalah bahwa ikatan antar atom dilakukan oleh pasangan elektron (mengikat awan dua elektron). Tapi tidak selalu demikian. Dalam beberapa kasus, elektron individu terlibat dalam pembentukan ikatan kimia. Jadi, dalam molekul ion H 2 + ikatan satu elektron. Metode VS tidak dapat menjelaskan pembentukan ikatan satu elektron, ini bertentangan dengan posisi utamanya.
Metode VS juga tidak menjelaskan peran elektron tidak berpasangan dalam suatu molekul. Molekul dengan elektron tidak berpasangan paramagnetik, yaitu, mereka ditarik ke dalam medan magnet, karena elektron yang tidak berpasangan menciptakan momen magnet yang konstan. Jika tidak ada elektron yang tidak berpasangan dalam molekul, maka mereka diamagnetik didorong keluar dari medan magnet. Molekul oksigen bersifat paramagnetik, memiliki dua elektron dengan spin paralel, yang bertentangan dengan metode VS. Perlu juga dicatat bahwa metode VS tidak dapat menjelaskan sejumlah sifat senyawa kompleks - warnanya, dll.
Untuk menjelaskan fakta ini, metode orbital molekul (MMO) diusulkan.
4.5.1. Ketentuan utama mmo, mo.
1. Dalam sebuah molekul, semua elektron adalah sama. Molekul itu sendiri adalah satu kesatuan, kumpulan inti dan elektron.
2. Dalam molekul, setiap elektron sesuai dengan orbital molekul, sama seperti setiap elektron dalam atom sesuai dengan orbital atom. Dan penunjukan orbitalnya serupa:
AO s, p, d, f
MO , , ,
3. Sebagai pendekatan pertama, orbital molekul adalah kombinasi linier (penambahan dan pengurangan) orbital atom. Oleh karena itu, mereka berbicara tentang metode MO LCAO (orbital molekul adalah kombinasi linier dari orbital atom), di mana dari N AO terbentuk N MO (ini adalah ketentuan utama dari metode ini).
Beras. 12. Energi
skema pembentukan mol
pendinginan hidrogen H 2
Pertimbangan ikatan kimia dalam metode MO terdiri dari distribusi elektron dalam molekul di sepanjang orbitalnya. Yang terakhir diisi dalam urutan energi yang meningkat dan dengan mempertimbangkan prinsip Pauli. Metode ini mengasumsikan peningkatan kerapatan elektron antara inti selama pembentukan ikatan kovalen.Dengan menggunakan ketentuan 1-3, kami menjelaskan pembentukan molekul H2 dari sudut pandang metode MO. Dengan konvergensi atom hidrogen yang cukup, orbital elektronnya tumpang tindih. Menurut paragraf 3, dua orbital ls yang identik membentuk dua orbital molekul: salah satunya dari penambahan orbital atom, yang lain dari pengurangannya (Gbr. 12). Energi dari E 1 . pertama< E 2 , а энергия второй E 2 < E 3 .
Orbital molekul yang energinya lebih kecil dari energi orbital atom dari atom yang terisolasi disebut mengikat(dilambangkan dengan simbol 
sv), dan elektron yang terletak di atasnya - elektron ikatan.
Orbital molekul yang energinya lebih besar dari orbital atom disebut anti-mengikat atau melonggarkan(dilambangkan dengan simbol 
razr), dan elektron yang terletak di atasnya - melepaskan elektron.
Jika spin elektron atom hidrogen penghubung bersifat antiparalel, maka mereka akan menempati MO yang mengikat, timbul ikatan kimia (Gbr. 12), disertai pelepasan energi E 1 (435 kJ / mol). Jika spin elektron atom hidrogen sejajar, maka, sesuai dengan prinsip Pauli, mereka tidak dapat ditempatkan pada orbital molekul yang sama: salah satunya akan ditempatkan pada ikatan dan yang lainnya pada orbital lepas, yang berarti bahwa ikatan kimia tidak dapat terbentuk.
Menurut metode MO, pembentukan molekul dimungkinkan jika jumlah elektron pada orbital ikatan lebih besar daripada jumlah elektron pada orbital lepas. Jika jumlah elektron pada orbital ikatan dan orbital lepas sama, maka molekul tersebut tidak dapat dibentuk. Dengan demikian, teori tersebut tidak mengizinkan keberadaan molekul He 2, karena di dalamnya dua elektron akan berada di orbital ikatan dan dua di orbital lepas. Elektron yang selalu melonggarkan meniadakan efek elektron ikatan.
Dalam notasi metode MO, reaksi pembentukan molekul hidrogen dari atom ditulis sebagai berikut:
2H = H2 [(σ CB 1s) 2 ],
itu. simbol yang digunakan untuk menyatakan penempatan elektron dalam orbital atom dan molekul. Dalam hal ini, simbol setiap MO diapit oleh tanda kurung dan di atas tanda kurung di sebelah kanan adalah jumlah elektron dalam orbital ini.
Jumlah ikatan valensi ditentukan oleh rumus:
dimana: B adalah jumlah koneksi;
N CB N RAS - masing-masing, jumlah elektron yang mengikat dan melonggarkan dalam molekul.
Dalam molekul hidrogen B \u003d (2-0): 2 \u003d 1, hidrogen bersifat monovalen. Molekul H2 bersifat diamagnetik (elektron berpasangan).
Sekarang ikatan satu elektron dalam ion molekul H 2 + mudah dijelaskan (Gbr. 13). Satu-satunya elektron dari ion ini menempati orbital yang paling disukai secara energetik 
1s. Persamaan proses:
H + H + = H 2 + [(σ St 1s) 1], H = - 259,4 kJ
Beras. 13. Skema energi 14. Skema energi
pembentukan molekul pembentukan ion dihelium He 2
ion hidrogen H2
Jumlah ikatan pada ion H 2 + adalah (ikatan oleh satu elektron). Ion H2+ bersifat paramagnetik (memiliki satu elektron tidak berpasangan).
Keberadaan ion dihelium molekuler He 2 + dimungkinkan (Gbr. 14). persamaan pembentukannya
He + He + = He 2 + [(σ CB 1s) 2 (σ res 1s) 1], H = - 292,8 kJ
Ion ini telah ditemukan secara eksperimental. Jumlah tautan di dalamnya
Beras. lima belas. Skema energi untuk pembentukan molekul homonuklear diatomik dari unsur-unsur periode kedua
4.5.2. Molekul homonuklear diatomik utama dari unsur-unsur periode ke-2. Prinsip yang dipertimbangkan untuk membangun MO dari dua AO yang identik dipertahankan dalam konstruksi molekul homonuklear dari unsur-unsur periode ke-2 D.I. Mendeleev. Mereka terbentuk sebagai hasil interaksi 2s- dan 2p x -, 2p y - dan orbital z 2p.
Partisipasi elektron dalam orbital 1s dapat diabaikan (mereka tidak diperhitungkan dalam skema energi berikutnya). Orbital 2s dari satu atom hanya berinteraksi dengan orbital 2s dari atom lain (harus ada kedekatan energi dari orbital yang berinteraksi), membentuk MO 2 s cahaya dan 2 s res. Ketika orbital 2p dari kedua atom tumpang tindih (berinteraksi), MO terbentuk:
(
Beras. 16. Skema energi pembentukan molekul Li 2
, dan dari r y - dan r z - - dengan huruf 
. Dengan bantuan gambar. 15 mudah untuk mewakili konfigurasi elektronik dari molekul-molekul ini dalam notasi metode MO.
Contoh 1 Molekul litium Li 2 . Skema pembentukannya ditunjukkan pada Gambar.16. Ini memiliki dua elektron yang mengikat, molekulnya diamagnetik (elektron berpasangan). Penulisan persamaan dan rumus dapat disederhanakan dengan menyatakan tingkat internal sebagai K:
2Li = Li2
Jumlah link adalah 1.
Contoh 2 Berilium Jadilah 2 molekul. Delapan elektron molekul ditempatkan pada MO sebagai berikut:
Jadilah 2
Seperti yang dapat dilihat, jumlah ikatan dalam molekul adalah nol: dua elektron yang lepas menghancurkan aksi dua elektron yang mengikat. Molekul seperti itu tidak mungkin ada, dan belum ditemukan. Perlu dicatat bahwa molekul diatomik tidak mungkin untuk semua elemen golongan IIA, paladium, dan elemen inert, karena atomnya memiliki struktur elektronik tertutup.
Contoh 3 Molekul nitrogen N2 (Gbr. 17). Distribusi 14 elektron oleh MO ditulis sebagai berikut:
N 2 [(σ CB 1s) 2 (σ potong 1s) 2 (σ CB 2s) 2 (σ potong 2s) 2 (π CB 2p y) 2 (π CB 2p z) 2 (σ CB 2p x) 2 ]
atau disingkat:
N 2 [CC (σ s CB)2 (σ s resp)2( y CB)2(π z CB)2(σ x CB)2]
1 -1 +1 +1 +1=3
Beras. 17. Skema energi untuk pembentukan molekul N2
Di bawah rumus, jumlah ikatan dalam molekul ditunjukkan, berdasarkan perhitungan bahwa dua elektron yang terletak pada satu MO membentuk ikatan valensi; tanda plus menunjukkan orbital ikatan, tanda minus menunjukkan orbital anti ikatan. Jumlah ikatan dalam molekul adalah 3. tidak ada elektron yang tidak berpasangan - molekulnya diamagnetik.
Contoh 4 molekul O2 (Gbr. 18). Elektron ditempatkan di sepanjang MO dalam urutan:
O 2 [CC(σ s CB)2(σ s res)2(π y CB)2(π z CB)2(σ x CB)2(π y res)1( z res)1]
1 -1 +1 +1 +1 - 1 / 2 - 1 / 2 =2
Beras. 18. Skema energi untuk pembentukan molekul O2
Ada dua ikatan valensi dalam sebuah molekul. Dua elektron terakhir ditempatkan pada orbital pelonggaran yang berbeda sesuai dengan aturan Hund. Dua elektron tidak berpasangan menentukan paramagnetisme molekul oksigen.4.5.3. Molekul heteronuklear diatomik dari unsur-unsur periode ke-2. Skema energi untuk pembentukan MO molekul diatomik heteronuklear yang terdiri dari atom unsur periode ke-2 ditunjukkan pada Gambar. 3. 19. Ini mirip dengan skema pembentukan MO molekul homonuklear.
Perbedaan utama adalah bahwa nilai energi orbital dengan nama atom yang sama dari unsur yang berbeda tidak sama satu sama lain, karena muatan inti atom berbeda. Sebagai contoh, perhatikan konfigurasi elektron valensi molekul CO dan NO.
Beras. sembilan belas. Skema energi untuk pembentukan dua molekul atom hetero-nuklir dari unsur-unsur periode kedua
CO[CC(σ s CB)2 (σ s resp)2(π y CB)2(π z CB)2 (σ x CB)2]
1 -1 +1 +1 +1=3
Seperti yang dijelaskan oleh teori VS, ada tiga ikatan valensi dalam molekul CO (bandingkan dengan N 2). Molekulnya diamagnetik - semua elektron berpasangan.
Contoh 6 TIDAK ADA molekul. Molekul MO oksida nitrat (II) harus menampung 11 elektron: lima nitrogen - 2s 2 2p 3 dan enam oksigen - 2s 2 2p 4. Sepuluh dari mereka ditempatkan dengan cara yang sama seperti elektron dari molekul karbon monoksida (II) (contoh 5), dan yang kesebelas akan ditempatkan pada salah satu orbital yang melonggarkan - y res atau Z res (orbital ini secara energetik setara satu sama lain). Kemudian
NО[КК(σ s CB)2(σ s res)2(π y CB)2(π z CB)2(σ x CB)2( y res)1]
1 -1 +1 +1 +1 - 1 / 2 =2 1 / 2
Ini berarti bahwa molekul NO memiliki dua setengah ikatan valensi, energi ikatnya besar - 677,8 kJ / mol. Ini adalah paramagnetik karena mengandung satu elektron tidak berpasangan.
Contoh-contoh yang diberikan berfungsi untuk menggambarkan kemungkinan metode MO dalam menjelaskan struktur dan sifat molekul.
Contoh 7 Apa valensi karena elektron tidak berpasangan (spinvalensi) yang dapat ditunjukkan oleh fosfor dalam keadaan normal dan tereksitasi?
Keputusan. Distribusi elektron pada tingkat energi terluar fosfor 3s 2 3p 3 (dengan memperhatikan aturan Hund, 
)
untuk sel kuantum memiliki bentuk:
3s 3px 3py 3pz
Atom fosfor memiliki orbital d bebas, sehingga transisi satu elektron 3s ke keadaan 3d dimungkinkan:
3s 3px 3py 3pz 3dxy
Oleh karena itu, valensi (spinvalensi) fosfor dalam keadaan normal adalah tiga, dan dalam keadaan tereksitasi adalah lima.
Contoh 8 . Apa itu hibridisasi orbital valensi? Struktur apa yang dimiliki molekul tipe AB n jika ikatan di dalamnya terbentuk karena sp-, sp 2 -, sp 3 -hibridisasi orbital atom A?
Keputusan. Teori ikatan valensi (VS) mengasumsikan partisipasi dalam pembentukan ikatan kovalen tidak hanya AO murni, tetapi juga campuran, yang disebut hibrida, AO. Selama hibridisasi, bentuk awal dan energi orbital (awan elektron) saling berubah dan orbital (awan) dengan bentuk baru yang identik dan dengan energi yang sama terbentuk. Jumlah orbital hibrid (q) sama dengan jumlah aslinya. Lihat jawabannya di Tabel. tigabelas.
3.4. Metode orbital molekul
Metode orbital molekul (MO) paling terlihat dalam model grafis kombinasi linier orbital atom (LCAO). Metode MO LCAO didasarkan pada aturan berikut.
1. Ketika atom saling mendekati pada jarak ikatan kimia, orbital atom (AO) membentuk orbital molekul.
2. Jumlah orbital molekul yang diperoleh sama dengan jumlah orbital atom awal.
3. Orbital atom yang dekat dalam energi tumpang tindih. Sebagai hasil dari tumpang tindih dua orbital atom, dua orbital molekul terbentuk. Salah satunya memiliki energi yang lebih rendah dibandingkan dengan yang atom asli dan disebut mengikat , dan orbital molekul kedua memiliki lebih banyak energi daripada orbital atom aslinya, dan disebut melonggarkan .
4. Ketika orbital atom tumpang tindih, pembentukan ikatan - (tumpang tindih sepanjang sumbu ikatan kimia) dan ikatan - (tumpang tindih di kedua sisi sumbu ikatan kimia) dimungkinkan.
5. Orbital molekul yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kimia disebut tidak mengikat . Energinya sama dengan energi AO asli.
6. Pada satu orbital molekul (dan juga orbital atom) dimungkinkan untuk menemukan tidak lebih dari dua elektron.
7. Elektron menempati orbital molekul dengan energi terendah (asas energi terkecil).
8. Pengisian orbital degenerasi (dengan energi yang sama) terjadi secara berurutan dengan masing-masing satu elektron.
Mari kita terapkan metode MO LCAO dan analisis struktur molekul hidrogen. Mari kita gambarkan tingkat energi orbital atom dari atom hidrogen awal pada dua diagram paralel (Gbr. 3.5).
Dapat dilihat bahwa ada peningkatan energi dibandingkan dengan atom yang tidak terikat. Kedua elektron menurunkan energinya, yang sesuai dengan satuan valensi dalam metode ikatan valensi (ikatan dibentuk oleh sepasang elektron).
Metode MO LCAO memungkinkan untuk menjelaskan secara visual pembentukan ion dan , yang menyebabkan kesulitan dalam metode ikatan valensi. Satu elektron atom H berpindah ke orbital molekul ikatan-kation dengan penambahan energi (Gbr. 3.7).
Dalam anion, tiga elektron harus sudah ditempatkan dalam dua orbital molekul (Gbr. 3.8).
Jika dua elektron, setelah turun ke orbital ikatan, memberikan energi, maka elektron ketiga harus meningkatkan energinya. Namun, energi yang diperoleh oleh dua elektron lebih besar daripada yang hilang oleh satu elektron. Partikel seperti itu mungkin ada.
Diketahui bahwa logam alkali dalam keadaan gas ada dalam bentuk molekul diatomik. Mari kita coba memverifikasi kemungkinan keberadaan molekul Li 2 diatomik menggunakan metode MO LCAO. Atom litium asli mengandung elektron pada dua tingkat energi - yang pertama dan kedua (1 s dan 2 s) (Gbr. 3.9).
Tumpang tindih identik 1 s-Orbital atom litium akan memberikan dua orbital molekul (ikatan dan pelepasan), yang menurut prinsip energi minimum, akan terisi penuh oleh empat elektron. Perolehan energi yang dihasilkan dari transisi dua elektron ke orbital molekul ikatan tidak mampu mengkompensasi kehilangan energi selama transisi dua elektron lain ke orbital molekul anti-ikatan. Itulah sebabnya hanya elektron dari lapisan elektron terluar (valensi) yang berkontribusi pada pembentukan ikatan kimia antara atom litium.
Tumpang tindih valensi 2 s-orbital atom litium juga akan mengarah pada pembentukan satu
-ikatan dan satu pelepasan orbital molekul. Dua elektron terluar akan menempati orbital ikatan, memberikan keuntungan energi secara keseluruhan (multiplisitas ikatan adalah 1).
Dengan menggunakan metode MO LCAO, mari kita pertimbangkan kemungkinan pembentukan molekul He 2 (Gbr. 3.10).
Dalam hal ini, dua elektron akan menempati orbital molekul ikatan, dan dua lainnya akan menempati orbital lepas. Populasi dua orbital dengan elektron seperti itu tidak akan menghasilkan energi. Oleh karena itu, molekul He 2 tidak ada.
Menggunakan metode MO LCAO, mudah untuk menunjukkan sifat paramagnetik dari molekul oksigen. Agar tidak mengacaukan gambar, kami tidak akan mempertimbangkan tumpang tindih 1 s-orbital atom oksigen dari lapisan elektron pertama (dalam). Kami memperhitungkan bahwa p-orbital lapisan elektron kedua (luar) dapat tumpang tindih dalam dua cara. Salah satunya akan tumpang tindih dengan yang serupa dengan pembentukan ikatan - (Gbr. 3.11).
Dua lainnya p-AO tumpang tindih di kedua sisi sumbu x dengan pembentukan dua ikatan (Gbr. 3.12).
Energi orbital molekul yang dibangun dapat ditentukan dari data spektrum serapan zat di daerah ultraviolet. Jadi, di antara orbital molekul molekul oksigen yang terbentuk sebagai hasil dari tumpang tindih p-AO, dua orbital -ikatan terdegenerasi (dengan energi yang sama) memiliki energi yang lebih kecil daripada orbital -ikatan, namun, seperti orbital *-melonggarkan, mereka memiliki energi lebih kecil dibandingkan dengan orbital *-melonggarkan (Gbr. 3.13).
Dalam molekul O 2, dua elektron dengan putaran paralel berakhir di dua orbital molekul pelonggaran * yang merosot (dengan energi yang sama). Ini adalah keberadaan elektron tidak berpasangan yang menentukan sifat paramagnetik dari molekul oksigen, yang akan menjadi nyata jika oksigen didinginkan ke keadaan cair.
Di antara molekul diatomik, salah satu yang terkuat adalah molekul CO. Metode MO LCAO dengan mudah memungkinkan untuk menjelaskan fakta ini (Gbr. 3.14, lihat hal. delapan belas).
Hasil tumpang tindih p-orbital atom O dan C adalah pembentukan dua degenerasi
-ikatan dan orbital ikatan-satu. Orbital molekul ini akan menempati enam elektron. Oleh karena itu, multiplisitas ikatan adalah tiga.
Metode MO LCAO dapat digunakan tidak hanya untuk molekul diatomik, tetapi juga untuk molekul poliatomik. Mari kita menganalisis, sebagai contoh, dalam kerangka metode ini, struktur molekul amonia (Gbr. 3.15).
Karena tiga atom hidrogen hanya memiliki tiga 1 s-, maka jumlah total orbital molekul yang terbentuk akan sama dengan enam (tiga ikatan dan tiga pelepasan). Dua elektron atom nitrogen akan berada dalam orbital molekul non-ikatan (pasangan elektron bebas).
3.5. Bentuk geometris molekul
Ketika berbicara tentang bentuk molekul, pertama-tama, itu berarti posisi relatif dalam ruang inti atom. Masuk akal untuk berbicara tentang bentuk molekul ketika molekul terdiri dari tiga atau lebih atom (dua inti selalu berada pada garis lurus yang sama). Bentuk molekul ditentukan berdasarkan teori tolakan pasangan elektron valensi (eksternal). Menurut teori ini, molekul akan selalu mengambil bentuk di mana tolakan pasangan elektron eksternal minimal (prinsip energi minimum). Dalam melakukannya, pernyataan berikut dari teori tolakan harus diingat.
1. Pasangan elektron bebas mengalami gaya tolak-menolak yang paling besar.
2. Tolakan antara pasangan yang tidak berbagi dan pasangan yang terlibat dalam pembentukan ikatan agak kurang.
3. Tolakan terkecil antara pasangan elektron yang terlibat dalam pembentukan ikatan. Tetapi bahkan ini tidak cukup untuk memisahkan inti atom yang terlibat dalam pembentukan ikatan kimia hingga sudut maksimum.
Sebagai contoh, perhatikan bentuk senyawa hidrogen dari unsur-unsur periode kedua: BeH 2, BH 3, CH 4, C 2 H 4, C 2 H 2, NH 3, H 2 O.
Mari kita mulai dengan menentukan bentuk molekul BeH 2. Mari kita gambarkan rumus elektroniknya:
dari mana jelas bahwa tidak ada pasangan elektron yang tidak digunakan bersama dalam molekul. Oleh karena itu, untuk pasangan elektron yang mengikat atom, dimungkinkan untuk tolak menolak hingga jarak maksimum di mana ketiga atom berada pada garis lurus yang sama, yaitu. sudut HBeH adalah 180°.
Molekul BH 3 terdiri dari empat atom. Menurut rumus elektroniknya, tidak ada pasangan elektron bebas di dalamnya:
Molekul akan memperoleh bentuk di mana jarak antara semua ikatan maksimum, dan sudut di antara mereka adalah 120°. Keempat atom akan berada di bidang yang sama - molekulnya datar:
Rumus elektron dari molekul metana adalah sebagai berikut:
Semua atom dari suatu molekul tertentu tidak dapat berada pada bidang yang sama. Dalam hal ini, sudut antara ikatan akan menjadi 90°. Ada susunan atom yang lebih optimal (dari sudut pandang energi) - tetrahedral. Sudut antara ikatan dalam hal ini adalah 109°28".
Rumus elektron dari etena adalah:
Secara alami, semua sudut antara ikatan kimia memiliki nilai maksimum 120°.
Jelas, dalam molekul asetilena, semua atom harus berada pada garis lurus yang sama:
H:C:::C:H.
Perbedaan antara molekul amonia NH 3 dan semua yang sebelumnya adalah adanya pasangan elektron bebas di atom nitrogen:
Seperti yang telah disebutkan, pasangan elektron yang terlibat dalam pembentukan ikatan lebih kuat ditolak dari pasangan elektron bebas. Pasangan elektron bebas terletak simetris terhadap atom hidrogen dalam molekul amonia:
Sudut HNH lebih kecil dari sudut HCH dalam molekul metana (karena tolakan elektron yang lebih kuat).
Sudah ada dua pasangan mandiri dalam molekul air:
Ini karena bentuk sudut molekul:
Sebagai akibat dari gaya tolak menolak yang lebih kuat dari pasangan elektron bebas, sudut HOH bahkan lebih kecil dari sudut HNH dalam molekul amonia.
Contoh-contoh yang diberikan cukup jelas menunjukkan kemungkinan teori tolakan pasangan elektron valensi. Itu membuatnya relatif mudah untuk memprediksi bentuk banyak molekul anorganik dan organik.
3.6. Latihan
1
. Jenis ikatan apa yang dapat diklasifikasikan sebagai kimia?
2.
Apa dua pendekatan utama untuk pertimbangan ikatan kimia yang Anda ketahui? Apa perbedaan mereka?
3.
Menentukan valensi dan keadaan oksidasi.
4.
Apa perbedaan antara ikatan kovalen sederhana, donor-akseptor, datif, logam, ionik?
5.
Bagaimana klasifikasi ikatan antarmolekul?
6.
Apa itu elektronegativitas? Dari data apa elektronegativitas dihitung? Apa elektronegativitas atom yang membentuk ikatan kimia memungkinkan kita untuk menilai? Bagaimana elektronegativitas atom unsur berubah ketika bergerak dalam tabel periodik D.I. Mendeleev dari atas ke bawah dan dari kiri ke kanan?
7.
Aturan apa yang harus diikuti ketika mempertimbangkan struktur molekul dengan metode MO LCAO?
8.
Dengan menggunakan metode ikatan valensi, jelaskan struktur senyawa hidrogen dari unsur-unsur
periode ke-2.
9.
Energi disosiasi dalam deret molekul Cl 2, Br 2, I 2 berkurang (masing-masing 239 kJ/mol, 192 kJ/mol, 149 kJ/mol), tetapi energi disosiasi molekul F 2 (151 kJ/mol ) jauh lebih kecil daripada energi disosiasi molekul Cl 2, dan keluar dari pola umum. Jelaskan fakta yang diberikan.
10.
Mengapa, dalam kondisi normal, CO 2 adalah gas, dan SiO 2 adalah padatan, H 2 O adalah cairan,
dan H 2 S adalah gas? Coba jelaskan keadaan agregasi zat.
11.
Dengan menggunakan metode MO LCAO, jelaskan kejadian dan ciri-ciri ikatan kimia dalam molekul B 2 , C 2 , N 2 , F 2 , LiH, CH 4 .
12.
Dengan menggunakan teori tolakan pasangan elektron valensi, tentukan bentuk molekul senyawa oksigen unsur-unsur periode ke-2.
Metode ikatan valensi memberikan pembenaran teoretis untuk formula struktural yang banyak digunakan oleh ahli kimia dan memungkinkan Anda untuk menentukan dengan benar struktur hampir semua senyawa. s- dan p- elemen. Keuntungan besar dari metode ini adalah kejelasannya. Namun, konsep ikatan kimia terlokalisasi (dua pusat, dua elektron) ternyata terlalu sempit untuk menjelaskan banyak fakta eksperimental. Secara khusus, metode ikatan valensi tidak dapat dipertahankan untuk menggambarkan molekul dengan jumlah elektron ganjil, misalnya, H, H, boran, beberapa senyawa dengan ikatan terkonjugasi, sejumlah senyawa aromatik, karbonil logam, mis. molekul dengan kekurangan elektron atau kelebihannya ( H). Kesulitan yang tidak dapat diatasi ditemukan dalam menggunakan metode ikatan valensi untuk menjelaskan valensi unsur-unsur golongan kedelapan dengan fluor dan oksigen ( XeF 6 , XeOF 4 , XeO 3 dll.), logam dalam senyawa organologam “sandwich”, misalnya, besi dalam ferrosen
Fe (C 5 H 5) 2, di mana ia harus membentuk ikatan dengan sepuluh atom karbon tanpa memiliki begitu banyak elektron di kulit terluarnya.
metode berbasis Matahari juga sulit untuk menjelaskan bahwa pelepasan elektron dari molekul tertentu mengarah pada penguatan ikatan kimia. Jadi, energi pemutusan ikatan dalam molekul F2 adalah 38 kkal/mol, dan dalam ion molekul F- 76 kkal/mol. Metode ini juga tidak menjelaskan paramagnetisme molekul oksigen. O2 dan B2.
Metode orbital molekul ternyata lebih umum dan universal. (MO), dengan bantuan yang memungkinkan untuk menjelaskan fakta-fakta yang tidak dapat dipahami dari sudut pandang metode Matahari. Kontribusi yang signifikan untuk pengembangan metode MO diperkenalkan oleh ilmuwan Amerika R. Mulliken (1927 – 1929).
Konsep dasar. Pada intinya, metode MO memperluas kuantum - hukum mekanik yang ditetapkan untuk atom ke sistem yang lebih kompleks - sebuah molekul. Metode orbital molekul didasarkan pada gagasan tentang struktur "orbital" suatu molekul, mis. asumsi bahwa semua elektron dari molekul tertentu (seperti dalam atom) didistribusikan dalam orbital yang sesuai. Setiap orbital dicirikan oleh seperangkat bilangan kuantum yang mencerminkan sifat-sifat elektron dalam keadaan energi tertentu. Fitur metode MO terletak pada kenyataan bahwa molekul tersebut memiliki beberapa inti atom, yaitu tidak seperti orbital atom pusat tunggal, orbital molekul multi-pusat (umum untuk dua atau lebih inti atom). Dengan analogi dengan atom s-, p-, d-, f- orbital molekul dilambangkan dengan huruf Yunani σ -, π, δ -, φ .
Masalah utama dari metode MO- Menemukan fungsi gelombang yang menggambarkan keadaan elektron dalam orbital molekul. Menurut salah satu versi metode orbital molekul, yang disebut kombinasi linier orbital atom (MOLCAO), orbital molekul dibentuk dari orbital atom dengan kombinasi liniernya. Biarkan orbital elektron dari atom yang berinteraksi dicirikan oleh fungsi gelombang 1 , 2 , 3 dll. Maka diasumsikan bahwa fungsi gelombang dermaga, sesuai dengan orbital molekul, dapat direpresentasikan sebagai jumlah:
mol. \u003d C 1 1 + C 2 2 + C 3 3 + .... .,
di mana C 1 , C 2 , C 3 ... beberapa koefisien numerik. Persamaan ini setara dengan asumsi bahwa amplitudo gelombang elektron molekul (yaitu, fungsi gelombang molekuler) dibentuk dengan menambahkan amplitudo interaksi gelombang elektron atom (yaitu, menambahkan fungsi gelombang atom). Namun, dalam kasus ini, di bawah pengaruh medan gaya inti dan elektron atom tetangga, fungsi gelombang setiap elektron berubah dibandingkan dengan fungsi gelombang awal elektron ini dalam atom yang terisolasi. Dalam metode MOLCAO perubahan ini diperhitungkan dengan memasukkan koefisien C1, C2, C3 dll.
Saat membangun orbital molekul menggunakan metode MOLCAO kondisi tertentu harus dipenuhi:
1. Orbital atom gabungan harus memiliki energi yang dekat, jika tidak maka secara energetik tidak menguntungkan bagi elektron untuk berada pada sublevel dengan energi yang lebih tinggi. ( 1 detik dan 5p tidak berinteraksi).
2. Diperlukan tumpang tindih maksimum orbital atom yang membentuk orbital molekul.
3. Orbital atom yang membentuk orbital molekul harus memiliki sifat simetri yang sama terhadap sumbu antar inti molekul. ( p x- awan elektron hanya dapat digabungkan dengan p x awan, tapi tidak py dan pz).
Juga harus diperhitungkan bahwa himpunan orbital molekul dari suatu molekul yang ditempati oleh elektron mewakili konfigurasi elektronnya. Itu dibangun dengan cara yang sama seperti untuk atom, berdasarkan prinsip energi paling sedikit dan prinsip Pauli.
Mendeskripsikan konfigurasi elektron keadaan dasar molekul dengan 2n atau (2n - 1) elektron yang dibutuhkan n orbital molekul.
Mengikat dan mengendurkan orbital. Pertimbangkan apa bentuk fungsi gelombang molekul yang akan dimiliki m, terbentuk sebagai hasil interaksi fungsi gelombang ( 1 dan 2) 1 detik orbital dua atom identik. Untuk melakukan ini, kami menemukan jumlah 1 1 + 2 2. Karena dalam hal ini atom-atomnya sama C1 = C2; mereka tidak akan mempengaruhi sifat fungsi gelombang, jadi kami membatasi diri untuk menemukan jumlah 1 + 2 .
Untuk melakukan ini, kami menempatkan inti atom yang berinteraksi pada jarak satu sama lain (r) di mana mereka berada dalam molekul. Melihat Ψ fungsi 1 detik orbital adalah sebagai berikut:
dermaga
Beras. 22. Skema pembentukan pengikat MO
dari nuklir 1s- orbital
Untuk menemukan fungsi gelombang molekul Ψ , tambahkan nilai 1 dan 2. Hasilnya, kami mendapatkan jenis kurva berikut (Gbr. 22)
Seperti yang dapat dilihat, di ruang antara inti, nilai-nilai fungsi gelombang molekul mol. lebih besar dari nilai fungsi gelombang atom aslinya. Tetapi mol. mencirikan probabilitas menemukan elektron di wilayah ruang yang sesuai, mis. kerapatan awan elektron.
naik mol.– fungsi dibandingkan dengan 1 dan 2 berarti bahwa selama pembentukan orbital molekul, kepadatan awan elektron di ruang internuklear meningkat, sebagai akibatnya, gaya tarik inti bermuatan positif ke wilayah ini muncul - ikatan kimia terbentuk. Oleh karena itu, orbital molekul dari jenis yang dimaksud disebut menghubungkan.
Dalam hal ini, daerah dengan kerapatan elektron yang meningkat terletak di dekat sumbu ikatan, sehingga menghasilkan MO mengacu pada σ - Tipe. Sejalan dengan ini, menautkan MO, diperoleh sebagai hasil interaksi dua atom 1s- orbital dilambangkan St. 1 detik. Elektron yang terletak pada ikatan MO, disebut elektron ikatan.
Ketika dua atom berinteraksi, tanda-tanda fungsi gelombangnya 1s- orbital mungkin berbeda. Kasus seperti itu dapat direpresentasikan secara grafis sebagai berikut:
dermaga
Beras. 23. Skema pelonggaran pendidikan MO
dari nuklir 1S- orbital
Orbital molekul (Gbr. 23) yang terbentuk selama interaksi semacam itu ditandai dengan penurunan nilai absolut fungsi gelombang di ruang internuklear dibandingkan dengan nilainya di atom awal: pada sumbu ikatan
bahkan titik muncul di mana nilai fungsi gelombang, dan, akibatnya, kuadratnya, menghilang. Ini berarti bahwa dalam kasus yang sedang dipertimbangkan, kerapatan awan elektron di ruang antara atom juga akan berkurang. Akibatnya, gaya tarik masing-masing inti atom terhadap daerah antar-nuklear akan lebih lemah daripada ke arah yang berlawanan, yaitu. gaya akan muncul yang mengarah pada tolakan timbal balik dari inti. Di sini, oleh karena itu, tidak ada ikatan kimia yang muncul; dibentuk dalam hal ini MO ditelepon melonggarkan (res. 1 detik), dan elektron yang terletak di atasnya - melonggarkan elektron.
Orbital molekul diperoleh dengan penambahan dan pengurangan 1s- orbital atom memiliki bentuk berikut (Gbr. 24). Interaksi yang mengarah pada pembentukan orbital ikatan disertai dengan pelepasan energi, sehingga elektron yang terletak di orbital ikatan memiliki energi yang lebih kecil daripada di atom aslinya.
Beras. 24. Skema pembentukan mengikat dan melonggarkan
molekuler σ - orbital
Pembentukan orbital anti ikatan membutuhkan energi. Oleh karena itu, elektron dalam orbital yang lepas memiliki energi yang lebih tinggi daripada di atom aslinya.
Molekul homonuklear diatomik dari unsur-unsur periode pertama. Pembentukan molekul hidrogen H2 sesuai dengan metode MO disajikan sebagai berikut (Gbr. 25):
Beras. 25. Grafik Energi Pendidikan
orbital molekul H2
Oleh karena itu, alih-alih dua energi setara 1 detik - orbital (atom hidrogen asli) selama pembentukan molekul H2 ada dua orbital molekul yang tidak sama secara energetik - ikatan dan pelepasan.
Dalam hal ini, 2 elemen menempati orbital molekul energi yang lebih rendah, yaitu. lebih dari 1 detik orbit.
Reaksi pembentukan molekul H2 dalam hal MO dapat ditulis:
2 H = H 2 [ (σ St 1 s) 2 ] atau
H + H = H 2 [(σ St 1 s) 2 ]
Dalam sebuah molekul H2 dua elektron. Menurut prinsip energi terkecil dan prinsip Pauli, kedua elektron dengan spin yang berlawanan ini juga mengisi st orbit.
Diagram energi orbital molekul di atas berlaku untuk formasi dua inti (elemen periode pertama): H2+, He2+ dan dia 2
Dalam dihelium molekuler - ion He2+ tiga elektron, dua di antaranya mengisi orbital ikatan, orbital ketiga - anti ikatan He 2 + [(σ resp 1 s) 2 (σ resp 1 s)](Gbr. 26):
Dan dia H2+ terdiri dari dua proton dan satu elektron. Secara alami, satu-satunya elektron dari ion ini harus menempati orbital yang paling disukai secara energi, yaitu. lebih dari 1 detik. Jadi, rumus elektronik ion H2+ H 2 + [(σ st 1s) "](Gbr. 27):
Beras. 27. Diagram energi pendidikan
orbital molekul H
Dalam sistem dua atom helium dia 2 empat elektron; dua di orbital ikatan dan dua di orbital antiikatan.
Energi, panjang ikatan, dan orde. Sifat distribusi elektron dalam orbital molekul dapat digunakan untuk memperkirakan energi dan orde ikatan. Seperti yang telah ditunjukkan, lokasi elektron dalam orbital ikatan berarti bahwa kerapatan elektron terkonsentrasi di antara inti, yang mengarah pada pengurangan jarak antar inti dan penguatan molekul. Sebaliknya, elektron dalam orbital antiikatan berarti kerapatan elektron terkonsentrasi di belakang inti. Dalam hal ini, oleh karena itu, energi ikat berkurang dan jarak antar inti meningkat, seperti yang ditunjukkan di bawah ini.
berturut-turut H 2 + - H 2 - Dia 2 + saat orbital ikatan terisi, energi disosiasi molekul meningkat, dengan munculnya elektron pada pelepasan MO, sebaliknya, menurun dan kemudian meningkat.
Molekul helium tidak dapat eksis dalam keadaan tidak tereksitasi, karena jumlah elektron yang mengikat dan melepaskan adalah sama.
Menurut metodenya MO urutan koneksi (multiplisitas) (n) diperkirakan oleh perbedaan setengah dalam jumlah ikatan dan pelepasan elektron:
sebuah - jumlah elektron dalam orbital ikatan;
b adalah jumlah elektron dalam orbital lepas.
atau dimana TETAPI - jumlah atom dalam suatu molekul.
Molekul homonuklear diatomik dari unsur-unsur periode kedua. Untuk unsur-unsur periode ke-2, kecuali untuk 1 detik - orbital dalam pendidikan MO ambil bagian 2s-; 2p x - , 2p y dan 2pz- orbital.
kombinasi dari 2s- orbital, seperti dalam kasus atom 1 detik– orbital, sesuai dengan pembentukan dua molekul σ - orbital: st 2s dan res 2s.
Gambar yang berbeda diamati dengan kombinasi orbital p- Tipe. Dengan kombinasi atom 2p x- orbital yang memanjang sepanjang sumbu X, molekul σ – orbital: st 2p x dan res 2p x.
Dengan kombinasi 2p y dan 2pz orbital atom terbentuk sv 2p y dan sv 2p z, res 2p y dan res 2p z.
Karena energi 2p y dan 2pz- orbitalnya sama dan tumpang tindih dengan cara yang sama, timbul sv 2p y dan sv 2p z– orbital memiliki energi dan bentuk yang sama; hal yang sama berlaku untuk res 2p y dan res 2p z- orbital. Jadi molekul π – susunan orbital sv dan res tingkat energi merosot dua kali lipat.
Menurut data spektroskopi MO Molekul diatomik unsur akhir periode menurut tingkat energinya disusun dengan urutan sebagai berikut:
lebih dari 1 detik< σ разр 1s < σ св 2s < σ разр 2s < σ св 2p x < π св 2p y = π св 2p z < π разр 2p y = π разр 2p z < σ разр 2p x
Dengan kedekatan yang energik 2 detik dan 2p– orbital elektron per 2s dan 2p- orbital saling tolak dan oleh karena itu sv 2p y dan sv 2p z Orbital secara energetik lebih menguntungkan daripada st 2p x orbit. Dalam hal ini, urutan pengisian orbital molekul agak berubah dan sesuai dengan urutan berikut:
lebih dari 1 detik< σ разр 1s < σ св 2s < σ разр 2s < π св 2p y = π св 2p z < σ св 2p x < π разр 2p y = π разр 2p z < σ разр 2p x
Perbedaan energi 2 detik dan 2p- orbital dalam satu periode meningkat dari Saya kelompok untuk VIII. Oleh karena itu, urutan orbital molekul yang diberikan adalah khas untuk molekul diatomik dari unsur-unsur awal II-periode ke N 2. Jadi, konfigurasi elektron N 2. di tanah (tidak bersemangat) memiliki bentuk:
2N = N 2 [(σ ref 1s) 2 (σ ref 1s) 2 (σ ref 2s) 2 (σ ref 2s) 2 * (π ref 2p y) 2 (π ref 2p z) 2 (σ ref 2p x ) 2 ]
atau secara grafis (Gbr. 28):
JSC MO JSC
N 1s 2 2s 2 2p 3 N 2 1s 2 2s 2 2p 3
Beras. 28. Diagram energi pendidikan
orbital molekul N 2
Sifat distribusi elektron pada orbital molekul juga memungkinkan untuk menjelaskan sifat magnetik molekul. Menurut sifat magnetnya paramagnetik dan diamagnetik zat. Zat yang memiliki elektron tidak berpasangan adalah paramagnetik, sedangkan semua elektron berpasangan untuk zat diamagnetik.
Tabel tersebut berisi informasi tentang energi, panjang dan orde ikatan molekul homonuklear unsur-unsur awal dan akhir periode ke-2:
Molekul oksigen memiliki dua elektron yang tidak berpasangan, sehingga bersifat paramagnetik; Molekul fluor tidak memiliki elektron yang tidak berpasangan, oleh karena itu, diamagnetik. Molekul juga paramagnetik B2 dan ion molekul H2+ dan He2+, dan molekul C2 , N2 dan H2 bersifat diamagnetik.
Molekul heteronuklear diatomik. Heteronuklear (elemen berbeda) molekul diatomik dijelaskan dengan metode MOLCAO, serta molekul diatomik homonuklear. Namun, karena kita berbicara tentang atom yang berbeda, energi orbital atom dan kontribusi relatifnya terhadap orbital molekul juga berbeda:
+ = C 1 A + C 2 B
- \u003d C 3 A + C 4 B
 |
Beras. 29. Diagram energi orbital molekul dari molekul heteronuklear AB
Orbital atom dari atom yang lebih elektronegatif memberikan kontribusi yang lebih besar pada orbital ikatan, dan orbital dari unsur yang kurang elektronegatif memberikan kontribusi yang lebih besar pada orbital lepas (Gbr. 29). Katakanlah atom B lebih elektronegatif daripada atom A. Kemudian C2 > C1, sebuah C3 > C4.
Perbedaan energi orbital atom awal menentukan polaritas ikatan. Nilai di adalah ukuran ion,
dan nilainya sebuah- ikatan kovalen.
Diagram tingkat energi molekul diatomik heteronuklear periode ke-2 mirip dengan diagram molekul homonuklear periode ke-2. Misalnya, pertimbangkan distribusi elektron di atas orbital molekul BERSAMA dan ion CN- dan TIDAK +.
Molekul BERSAMA dan ion CN-, NO+ isoelektronik ke molekul N 2(berisi 10 elektron valensi), yang sesuai dengan konfigurasi elektron berikut dalam keadaan tidak tereksitasi:
 |
(s terang) 2 (s terang) 2 (y terang) 2 (z terang) 2 (σx terang) 2
Diagram tingkat energi suatu molekul BeH2 memiliki bentuk: Empat elektron valensi dari molekul yang tidak tereksitasi BeH2 terletak di σ dan σ - orbital, yang dijelaskan oleh rumus (σ ) 2 (σ ) 2.
Ikatan ionik
Ikatan kimia yang terjadi karena transfer elektron dari atom ke atom disebut ionik, atau
tape. Elektrovalensi ditentukan oleh jumlah elektron yang hilang atau diperoleh oleh setiap atom. Alasan pembentukan ikatan ion adalah perbedaan yang besar EO atom yang berinteraksi 2.0 atau lebih. Tidak ada perbedaan mendasar dalam mekanisme terjadinya ikatan kovalen dan ionik. Jenis komunikasi ini hanya berbeda dalam tingkat polarisasi awan elektron komunikasi, dan, akibatnya, dalam panjang dipol dan nilai momen dipol. Semakin kecil perbedaan keelektronegatifan atom, semakin terwujud ikatan kovalen dan semakin sedikit ionik. Bahkan dalam senyawa ionik yang “ideal” seperti fransium fluorida, ikatan ionnya adalah sekitar 93- 94 % .
Jika kita mempertimbangkan senyawa unsur-unsur dari periode apa pun dengan unsur yang sama, maka ketika kita bergerak dari awal ke akhir periode, sifat ionik yang dominan dari ikatan berubah menjadi kovalen. Misalnya, untuk fluorida unsur periode ke-2 dalam deret LiF, BeF 2 , BF 3 , CF 4 , NF 3 , OF 2 , F 2 karakteristik ikatan ionik lithium fluorida secara bertahap melemah dan berubah menjadi ikatan kovalen yang khas dalam molekul fluor.
Untuk molekul dari jenis yang sama, misalnya HF, HCl, HBr, HS(atau H 2 O, H 2 S, H 2 Se), momen dipol semakin besar, semakin EO elemen ( EO F > EO Cl ; EO O > EO S , Se).
Ion yang dihasilkan dapat direpresentasikan sebagai bola bermuatan, medan gaya yang terdistribusi secara merata ke segala arah ruang (Gbr. 30). Setiap ion dapat menarik ion yang berlawanan tanda ke segala arah. Dengan kata lain, ikatan ionik, berbeda dengan ikatan kovalen, dicirikan oleh tidak terarah.
Beras. 30. Distribusi tenaga listrik
medan dua ion yang berlawanan
Tidak seperti ikatan kovalen, ikatan ionik juga dicirikan oleh: ketidakjenuhan. Ini dijelaskan oleh fakta bahwa ion yang terbentuk mampu menarik sejumlah besar ion dari tanda yang berlawanan. Jumlah ion yang tertarik ditentukan oleh ukuran relatif ion yang berinteraksi. Karena ikatan ionik yang tidak terarah dan tidak jenuh, secara energetik paling menguntungkan ketika setiap ion dikelilingi oleh jumlah maksimum ion dari tanda yang berlawanan. Jadi, untuk senyawa ionik, konsep molekul dua ion sederhana dari jenis NaCl, CsCl kehilangan maknanya. Senyawa ionik dalam kondisi normal adalah zat kristal. Seluruh kristal dapat dianggap sebagai molekul raksasa yang terdiri dari ion Na, Cl dan CsCl
Hanya dalam keadaan gas senyawa ionik ada dalam bentuk molekul yang tidak berasosiasi dengan jenis NaCl dan CsCl.
Ikatan ionik, seperti yang ditunjukkan di atas, tidak murni ionik bahkan dalam molekul tipikal ( CsF, F 2 F). Pemisahan muatan yang tidak lengkap dalam senyawa ionik dijelaskan oleh polarisasi timbal balik ion, mis. pengaruh mereka satu sama lain. Polarizabilitas - kemampuan untuk mengubah bentuk kulit elektron dalam medan listrik.
Hal ini menyebabkan deformasi kulit elektron ion. Elektron dari lapisan terluar mengalami perpindahan terbesar selama polarisasi, oleh karena itu, dalam pendekatan pertama, kita dapat mengasumsikan bahwa hanya kulit elektron terluar yang mengalami deformasi. Polarisabilitas ion yang berbeda tidak sama
Li+< Na + < K + < Rb + < Cs +
Meningkat R
Demikian pula, polarisasi halogen berubah dalam urutan berikut:
F-< Cl - < Br - < I -
Meningkat R ion, meningkatkan polarisasi.
Semakin rendah muatan suatu ion, semakin rendah polarisasinya. Kekuatan polarisasi ion, mis. kemampuan mereka untuk memiliki efek deformasi pada ion lain tergantung pada muatan dan ukuran ion. Semakin besar muatan ion dan semakin kecil jari-jarinya, semakin kuat medan listrik yang diciptakan olehnya, oleh karena itu, semakin besar kemampuan polarisasinya. Dengan demikian, anion dicirikan (dibandingkan dengan kation) oleh kemampuan polarisasi yang kuat dan kemampuan polarisasi yang lemah.
Beras. 31. Perpindahan awan elektron anion
akibat polarisasi
Di bawah aksi medan listrik masing-masing ion, kulit elektron terluar bergeser ke arah ion yang bermuatan berlawanan. Aksi medan listrik juga memindahkan inti atom ke arah yang berlawanan. Di bawah aksi medan listrik kation, awan elektron eksternal anion dipindahkan. Ada semacam transfer terbalik sebagian muatan elektronik dari anion ke kation (Gbr. 31).
Jadi, sebagai hasil polarisasi, awan elektron kation dan anion tidak sepenuhnya terpisah dan sebagian tumpang tindih, ikatan dari ikatan ionik murni berubah menjadi ikatan kovalen yang sangat polar. Oleh karena itu, ikatan ion adalah kasus pembatas dari ikatan kovalen polar. Polarisasi ion memiliki efek nyata pada sifat senyawa yang mereka bentuk. Karena derajat kovalensi ikatan meningkat dengan meningkatnya polarisasi, hal ini mempengaruhi disosiasi garam dalam larutan berair. Ya, klorida. BaCl2 milik elektrolit kuat dan dalam larutan air hampir sepenuhnya terurai menjadi ion, sedangkan merkuri klorida HgCl2 hampir tidak terdisosiasi menjadi ion. Ini karena efek polarisasi yang kuat dari ion Hg2+ yang radiusnya ( 1.1 A) terasa lebih kecil dari jari-jari ion Ba 2+ (1.34 Aº)
Ion hidrogen memiliki efek polarisasi yang sangat tinggi, yang dapat mendekati anion hingga jarak dekat, menembus kulit elektronnya dan menyebabkan deformasi yang kuat. Ya, radiusnya Cl- sama dengan 1,81 Aº, dan jarak antara inti atom klorin dan hidrogen dalam HCl - 1,27 Aº.
ikatan hidrogen
Konsep umum. Ikatan hidrogen adalah jenis ikatan donor-akseptor yang terjadi antara molekul berbagai zat yang mengandung hidrogen. Jika molekul zat tersebut dilambangkan HX, maka interaksi akibat ikatan hidrogen dapat dinyatakan sebagai
N - X ... .. N - X ... .. N - X
Sebagai X Anda dapat mengambil atom F, O, N, Cl, S dan lain-lain Garis putus-putus menunjukkan ikatan hidrogen.
dalam molekul HX atom H terikat secara kovalen ke elemen elektronegatif, pasangan elektron bersama secara signifikan bias terhadap elemen elektronegatif. Atom hidrogen terprotonasi ( H+) dan memiliki orbital bebas.
Anion dari unsur elektronegatif dari molekul lain HX memiliki pasangan elektron bebas, yang menyebabkan interaksi terjadi. Jika ikatan hidrogen terbentuk antara molekul yang berbeda, maka itu disebut intermolekul, jika ikatan terbentuk antara dua kelompok dari molekul yang sama, maka itu disebut intramolekul. Pembentukan ikatan hidrogen diamati dalam larutan HF, H2O(cairan), NH3(cair), alkohol, asam organik, dll.
Energi dan panjang ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen berbeda dari ikatan kovalen dalam kekuatan yang lebih kecil. Energi ikatan hidrogennya rendah dan mencapai 20 - 42 kJ/mol. Itu tergantung pada keelektronegatifan (EO) dan ukuran atom X: energi bertambah dengan bertambahnya EO dan penurunan ukurannya. Panjang ikatan kovalen terasa lebih pendek dari panjang ikatan hidrogen (l St. H), Sebagai contoh, l St. (F - H) = 0,092 nm, sebuah l St. H(F...H) = 0,14 nm. Dengan air l St. (O - H) = 0,096 nm, sebuah l St. H(O...H) = 0,177 nm.
atau konfigurasi yang lebih kompleks, seperti es, di mana molekul air membentuk empat ikatan hidrogen
Dengan demikian, dalam keadaan cair, molekul yang masuk ke dalam ikatan hidrogen terkait, sedangkan dalam keadaan padat mereka membentuk struktur kristal kompleks.
Ketika ikatan hidrogen terbentuk, sifat-sifat zat berubah secara signifikan: titik didih dan titik leleh, viskositas, panas peleburan, dan penguapan meningkat. misalnya, air, hidrogen fluorida, dan amonia memiliki titik didih dan titik leleh yang sangat tinggi.
Zat dalam keadaan uap menunjukkan ikatan hidrogen pada tingkat yang kecil, tk. Ketika suhu naik, energi ikatan hidrogen berkurang.
