Objek utama bio.kimia.

Objek studi kimia bioorganik adalah protein dan peptida, asam nukleat, karbohidrat, lipid, biopolimer, alkaloid, terpenoid, vitamin, antibiotik, hormon, racun, serta pengatur sintetis proses biologis: obat-obatan, pestisida, dll.

Isomerisme senyawa organik, jenisnya. Karakteristik jenis isomerisme, contoh.

Ada dua jenis isomerisme: struktural dan spasial (yaitu, stereoisomerisme). Isomer struktural berbeda satu sama lain dalam urutan ikatan atom dalam suatu molekul, stereoisomer - dalam susunan atom dalam ruang dengan urutan ikatan yang sama di antara mereka.

Jenis isomerisme struktural berikut dibedakan: isomerisme kerangka karbon, isomerisme posisi, isomerisme berbagai kelas senyawa organik (isomerisme antarkelas).

Isomerisme kerangka karbon disebabkan oleh perbedaan urutan ikatan antara atom karbon yang membentuk kerangka molekul. Misalnya: rumus molekul C4H10 sesuai dengan dua hidrokarbon: n-butana dan isobutana. Tiga isomer yang mungkin untuk hidrokarbon C5H12: pentana, iso-pentana, dan neopentana. C4H10 sesuai dengan dua hidrokarbon: n-butana dan isobutana. Tiga isomer yang mungkin untuk hidrokarbon C5H12: pentana, iso-pentana, dan neopentana.

Isomerisme posisi disebabkan oleh perbedaan posisi ikatan rangkap, substituen, gugus fungsi dengan kerangka karbon molekul yang sama.

Isomerisme antar kelas adalah isomerisme zat yang termasuk dalam kelas senyawa organik yang berbeda.

Klasifikasi modern dan nomenklatur senyawa organik.

Saat ini, nomenklatur sistematis banyak digunakan - IUPAC - nomenklatur kimia terpadu internasional. Aturan IUPAC didasarkan pada beberapa sistem:

1) radikal-fungsional (nama berdasarkan nama gugus fungsi),

2) menghubungkan (nama terdiri dari beberapa bagian yang sama),

3) substitusi (dasar namanya adalah fragmen hidrokarbon).

ikatan kovalen. ikatan pi dan sigma.

Ikatan kovalen merupakan jenis ikatan utama dalam senyawa organik.

Ini adalah ikatan yang dibentuk oleh tumpang tindih sepasang awan elektron valensi.

Ikatan pi adalah ikatan kovalen yang dibentuk oleh orbital atom p yang tumpang tindih.

Ikatan sigma adalah ikatan kovalen yang terbentuk ketika orbital atom s tumpang tindih.

Jika ikatan s dan p terbentuk antara atom-atom dalam suatu molekul, maka ikatan rangkap (ganda atau rangkap tiga) akan terbentuk.

6. Gagasan modern tentang struktur senyawa organik. Konsep "struktur kimia", "konfigurasi", "konformasi", definisinya. Peran struktur dalam manifestasi aktivitas biologis.

Pada tahun 1861 M. Butlerov mengusulkan teori struktur kimia senyawa organik, yang mendasari ide-ide modern tentang struktur org. senyawa, yang terdiri dari ketentuan pokok sebagai berikut:

1. Dalam molekul zat terdapat urutan ikatan kimia atom yang ketat, yang disebut struktur kimia.

2. Sifat kimia suatu zat ditentukan oleh sifat unsur-unsur dasar, jumlah dan struktur kimianya.

3. Jika zat dengan komposisi dan berat molekul yang sama memiliki struktur yang berbeda, maka terjadilah fenomena isomerisme.

4. Karena hanya beberapa bagian molekul yang berubah dalam reaksi tertentu, studi tentang struktur produk membantu menentukan struktur molekul aslinya.

5. Sifat kimia (reaktivitas) atom individu dalam molekul bervariasi tergantung pada lingkungan, yaitu. pada atom apa dari unsur-unsur lain mereka terhubung.

Konsep "struktur kimia" mencakup gagasan tentang urutan tertentu koneksi atom dalam molekul dan interaksi kimianya, yang mengubah sifat atom.

14. Karakteristik utama ikatan kovalen. Panjang ikatan dan energi. saturasi dan arah. Multiplisitas komunikasi. ikatan sigma dan pi.

- Ikatan kimia yang dilakukan oleh pasangan elektron bersama disebut atom atau kovalen. Setiap ikatan kimia kovalen memiliki karakteristik kualitatif atau kuantitatif tertentu. Ini termasuk:

Panjang tautan

Energi ikatan

saturasi

arah komunikasi

Polaritas komunikasi

Multiplisitas komunikasi

- Panjang tautan adalah jarak antara inti atom yang terikat. Itu tergantung pada ukuran atom dan pada tingkat tumpang tindih kulit elektronnya. Panjang ikatan ditentukan oleh orde ikatan: semakin tinggi orde ikatan, semakin pendek panjangnya.

Energi ikatan adalah energi yang dilepaskan selama pembentukan molekul dari atom tunggal. Biasanya dinyatakan dalam J/mol (atau kal/mol). Energi ikatan ditentukan oleh orde ikatan: semakin besar orde ikatan, semakin besar energinya. Energi ikatan adalah ukuran kekuatannya. Nilainya ditentukan oleh kerja yang diperlukan untuk memutuskan ikatan, atau perolehan energi selama pembentukan materi dari atom individu. Sebuah sistem yang mengandung lebih sedikit energi lebih stabil. Untuk molekul diatomik, energi ikatan sama dengan energi disosiasi, diambil dengan tanda yang berlawanan. Jika lebih dari 2 atom yang berbeda dihubungkan dalam suatu molekul, maka energi ikat rata-rata tidak sesuai dengan nilai energi disosiasi molekul tersebut. Energi ikatan dalam molekul yang terdiri dari atom identik berkurang dalam kelompok dari atas ke bawah. Energi ikatan meningkat selama periode tersebut.

- saturasi- menunjukkan berapa banyak ikatan yang dapat dibentuk oleh atom tertentu dengan atom lain karena pasangan elektron yang sama. Ini sama dengan jumlah pasangan elektron umum yang menghubungkan atom ini dengan atom lain. Kejenuhan ikatan kovalen adalah kemampuan atom untuk berpartisipasi dalam pembentukan sejumlah ikatan kovalen.

Orientasi adalah pengaturan timbal balik tertentu dari awan elektron yang mengikat. Ini mengarah pada pengaturan tertentu dalam ruang inti atom yang terikat secara kimia. Orientasi spasial ikatan kovalen dicirikan oleh sudut antara ikatan yang terbentuk, yang disebut sudut valensi.

- Multiplisitas komunikasi. Hal ini ditentukan oleh jumlah pasangan elektron yang terlibat dalam ikatan antara atom. Jika ikatan tersebut dibentuk oleh lebih dari satu pasangan elektron, maka ikatan tersebut disebut kelipatan. Ketika multiplisitas ikatan meningkat, energi meningkat dan panjang ikatan berkurang. Dalam molekul dengan ikatan ganda, tidak ada rotasi di sekitar sumbu.

- Sigma - dan ikatan pi. Ikatan kimia ini disebabkan oleh tumpang tindih awan elektron. Jika tumpang tindih ini terjadi di sepanjang garis yang menghubungkan inti atom, maka ikatan semacam itu disebut ikatan sigma. Itu dapat dibentuk oleh elektron s-s, elektron p-p, elektron s-p. Ikatan kimia yang dilakukan oleh satu pasangan elektron disebut ikatan tunggal. Ikatan tunggal selalu merupakan ikatan sigma. Orbital tipe s hanya membentuk ikatan sigma. Tetapi sejumlah besar senyawa diketahui di mana ada ikatan rangkap dua dan bahkan rangkap tiga. Salah satunya adalah ikatan sigma dan yang lainnya disebut ikatan pi. Ketika ikatan semacam itu terbentuk, tumpang tindih awan elektron terjadi di dua wilayah ruang yang simetris dengan sumbu internuklear.

15. Hibridisasi orbital atom pada contoh molekul: metana, aluminium klorida, berilium klorida. Sudut valensi dan geometri molekul. Metode orbital molekul (MO LCAO). Diagram energi molekul homo dan hetero-nuklir (N2, Cl2, NH3, Menjadi2).

- Hibridisasi. Himpunan orbital campuran yang baru disebut orbital hibrid, dan teknik pencampurannya sendiri disebut hibridisasi orbital atom.

Pencampuran satu s- dan satu orbital p, seperti pada BeCl2, disebut hibridisasi sp. Pada prinsipnya, hibridisasi orbital s dimungkinkan tidak hanya dengan satu, tetapi juga dengan dua, tiga atau jumlah orbital p yang bukan bilangan bulat, serta hibridisasi dengan partisipasi orbital d.

Pertimbangkan molekul BeCl2 linier. Sebuah atom berilium dalam keadaan valensi mampu membentuk dua ikatan karena satu s- dan satu p-elektron. Jelas bahwa dalam hal ini dua ikatan dengan panjang yang berbeda dengan atom klor harus diperoleh, karena distribusi radial elektron ini berbeda. Molekul BeCl2 yang sebenarnya simetris dan linier; di dalamnya, dua ikatan Be-Cl persis sama. Ini berarti bahwa mereka diberikan elektron dengan keadaan yang sama, yaitu. di sini, atom berilium dalam keadaan valensi tidak lagi memiliki satu elektron s dan satu p, tetapi dua elektron yang terletak di orbital yang dibentuk oleh "campuran" orbital atom s dan p. Molekul metana akan memiliki hibridisasi sp3, dan molekul aluminium klorida akan memiliki hibridisasi sp2.

Kondisi stabilitas hibridisasi:

1) Dibandingkan dengan atom orbital asli, orbital hibrida harus tumpang tindih lebih dekat.

2) Orbital atom yang dekat tingkat energinya mengambil bagian dalam hibridisasi, oleh karena itu, orbital hibrida yang stabil harus terbentuk di sisi kiri sistem periodik.

Hibridisasi	Bentuk molekul	Sudut valensi
	Linier
	Segi tiga
	Segi empat

- Sudut valensi dan geometri molekul. Dalam setiap kasus, orbital hibrida memiliki orientasi tertentu, yang berkontribusi pada pembentukan molekul dengan sudut tertentu antara ikatan, sudut valensi. Setiap jenis hibridisasi sesuai dengan sudut ikatan tertentu dan bentuk molekul tertentu:

- MO LCAO. Orbital molekul dapat dianggap sebagai kombinasi linier dari orbital atom. Orbital molekul harus memiliki simetri tertentu. Saat mengisi orbital atom dengan elektron, aturan berikut harus diperhitungkan:

1. Jika orbital atom adalah suatu fungsi yang merupakan solusi persamaan Schrödinger dan menjelaskan keadaan elektron dalam atom, metode MO juga merupakan solusi persamaan Schrödinger, tetapi untuk elektron dalam molekul.

2. Orbital molekul ditemukan dengan menambahkan atau mengurangkan orbital atom.

3. Orbital molekul dan jumlahnya sama dengan jumlah orbital atom dari atom-atom yang bereaksi.

Jika penyelesaian orbital molekul diperoleh dengan menjumlahkan fungsi orbital atom, maka energi orbital molekul akan lebih rendah daripada energi orbital atom semula. Dan orbital seperti itu disebut orbital ikatan.

Dalam kasus pengurangan fungsi, orbital molekul memiliki energi yang besar, dan disebut melonggarkan.

Ada orbital sigma dan pi. Mereka diisi sesuai dengan aturan Hund.

Jumlah ikatan (orde ikatan) sama dengan selisih antara jumlah total elektron pada orbital ikatan dan jumlah elektron pada orbital antiikatan, dibagi 2.

Metode MO menggunakan diagram energi:

16. Polarisasi komunikasi. Momen dipol ikatan. Karakteristik atom yang berinteraksi: potensial ionisasi, afinitas elektron, keelektronegatifan. Derajat ionisitas ikatan.

- Momen dipol- kuantitas fisik yang mencirikan sifat listrik dari sistem partikel bermuatan. Dalam kasus dipol (dua partikel dengan muatan berlawanan), momen dipol listrik sama dengan produk muatan positif dipol dan jarak antara muatan dan diarahkan dari muatan negatif ke muatan positif. Momen dipol ikatan kimia disebabkan oleh perpindahan awan elektron menuju salah satu atom. Suatu ikatan dikatakan polar jika momen dipol yang bersesuaian berbeda secara substansial dari nol. Kasus dimungkinkan ketika ikatan individu dalam molekul bersifat polar, dan momen dipol total molekul adalah nol; molekul seperti itu disebut non-polar (misalnya molekul CO2 dan CCl4). Jika momen dipol molekul tidak nol, molekul tersebut dikatakan polar. Misalnya, molekul H 2 O. Urutan besarnya momen dipol molekul ditentukan oleh produk muatan elektron (1.6.10 -19 C) dan panjang ikatan kimia (orde 10 -10 m).

Sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh kemampuan atomnya untuk melepaskan dan memperoleh elektron. Kemampuan ini dapat diukur dengan energi ionisasi atom dan afinitas elektronnya.

- Energi ionisasi atom adalah jumlah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari atom yang tidak tereksitasi. Ini dinyatakan dalam kilojoule per mol. Untuk atom multielektron, energi ionisasi E1, E2, E3, ..., En sesuai dengan pelepasan yang pertama, kedua, dll. elektron. Dalam hal ini, selalu E1

- Afinitas atom terhadap elektron- efek energi dari penempelan elektron ke atom netral dengan transformasinya menjadi ion negatif. Afinitas atom terhadap elektron dinyatakan dalam kJ/mol. Afinitas elektron secara numerik sama, tetapi berlawanan tanda, dengan energi ionisasi ion bermuatan negatif dan bergantung pada konfigurasi elektron atom. Unsur p golongan 7 memiliki afinitas elektron tertinggi. Atom dengan konfigurasi s2 (Be, Mg, Ca) dan s2p6 (Ne, Ar, Kr) atau sublapisan p yang terisi setengah (N, P, As) tidak menunjukkan afinitas elektron.

- Keelektronegatifan adalah karakteristik rata-rata dari kemampuan atom dalam suatu senyawa untuk menarik elektron. Dalam hal ini, perbedaan keadaan atom dalam berbagai senyawa diabaikan. Berbeda dengan potensial ionisasi dan afinitas elektron, ER bukanlah kuantitas fisik yang didefinisikan secara ketat, tetapi karakteristik kondisional yang berguna. Unsur yang paling elektronegatif adalah fluor. EO bergantung pada energi ionisasi dan afinitas elektron. Menurut satu definisi, ER atom dapat dinyatakan sebagai setengah jumlah energi ionisasi dan afinitas elektronnya. Sebuah elemen tidak dapat diberi EC konstan. Itu tergantung pada banyak faktor, khususnya, pada keadaan valensi unsur, jenis senyawa di mana ia masuk, dll.

17. Kemampuan polarisasi dan aksi polarisasi. Penjelasan beberapa sifat fisika zat ditinjau dari teori ini.

- Teori polarisasi menganggap semua zat murni ionik. Dengan tidak adanya medan eksternal, semua ion memiliki bentuk bola. Ketika ion-ion saling mendekat, medan kation mempengaruhi medan anion, dan mereka terdeformasi. Polarisasi ion adalah perpindahan awan elektron terluar ion relatif terhadap nukleusnya.

Polarisasi terdiri dari dua proses:

polarisasi ion

aksi polarisasi pada ion lain

Polarisabilitas ion adalah ukuran kemampuan awan elektron ion untuk berubah bentuk di bawah pengaruh medan listrik eksternal.

Keteraturan polarisasi ion:

Anion lebih terpolarisasi daripada kation. Kepadatan elektron yang berlebihan menyebabkan difusi yang besar, kerapuhan awan elektron.

Polarisabilitas ion isoelektronik meningkat dengan menurunnya muatan positif dan meningkatnya muatan negatif. Ion isoelektronik memiliki konfigurasi yang sama.

Dalam kation bermuatan ganda, muatan inti jauh melebihi jumlah elektron. Ini memadatkan kulit elektron, menstabilkan, sehingga ion tersebut kurang rentan terhadap deformasi. Polarisabilitas kation menurun saat berpindah dari ion dengan kulit elektron terluar yang diisi dengan 18 elektron ke elektron yang tidak terisi, dan selanjutnya ke ion gas mulia. Hal ini disebabkan fakta bahwa untuk elektron pada periode yang sama, kulit elektron d lebih menyebar dibandingkan dengan kulit elektron s dan p, karena d-elektron menghabiskan lebih banyak waktu di dekat nukleus. Oleh karena itu, elektron d berinteraksi lebih kuat dengan anion di sekitarnya.

Polarisabilitas ion - analog meningkat dengan peningkatan jumlah lapisan elektron. Polarisabilitas paling sulit untuk kation bermuatan kecil dan berlipat ganda, dengan kulit elektron gas mulia. Kation seperti itu disebut kaku. Yang paling mudah terpolarisasi adalah anion bermuatan ganda dan kation curah bermuatan rendah. Ini adalah ion lunak.

- Aksi polarisasi. Tergantung pada muatan, ukuran dan struktur lapisan elektron terluar.

1. Efek polarisasi kation meningkat dengan peningkatan muatannya dan penurunan jari-jari. Efek polarisasi maksimum adalah karakteristik Caton dengan jari-jari kecil dan muatan besar, oleh karena itu, mereka membentuk senyawa jenis kovalen. Semakin besar muatan, semakin besar ikatan polarisasi.

2. Efek polarisasi kation meningkat dengan transisi ion dengan awan elektron s ke awan tidak lengkap dan ke awan 18 elektron. Semakin besar efek polarisasi kation, semakin besar kontribusi ikatan kovalen.

- Penerapan teori polarisasi untuk menjelaskan sifat fisik:

Semakin besar polarisasi anion (efek polarisasi kation), semakin besar kemungkinan untuk membentuk ikatan kovalen. Oleh karena itu, titik didih dan titik leleh senyawa dengan ikatan kovalen akan lebih rendah daripada senyawa dengan ikatan ion. Semakin besar ionisitas ikatan, semakin tinggi titik leleh dan titik didihnya.

Deformasi kulit elektron mempengaruhi kemampuan untuk memantulkan atau menyerap gelombang cahaya. Dari sini, dari posisi teori polarisasi, seseorang dapat menjelaskan warna senyawa: putih - semuanya memantul; hitam - menyerap; transparan - lulus. Hal ini disebabkan: jika kulit terdeformasi, maka tingkat kuantum elektron saling mendekati, mengurangi penghalang energi, sehingga diperlukan energi yang kecil untuk eksitasi. Karena penyerapan dikaitkan dengan eksitasi elektron, yaitu dengan transisi mereka ke tingkat dataran tinggi, maka dengan adanya polarisasi tinggi, cahaya yang sudah terlihat dapat mengeksitasi elektron eksternal dan zat tersebut akan berubah menjadi berwarna. Semakin tinggi muatan anion, semakin rendah intensitas warnanya. Efek polarisasi mempengaruhi reaktivitas senyawa; oleh karena itu, untuk banyak senyawa, garam dari asam yang mengandung oksigen lebih stabil daripada garam itu sendiri. Efek polarisasi terbesar dari elemen-d. Semakin besar muatannya, semakin besar efek polarisasinya.

18. Ikatan ion sebagai kasus pembatas ikatan kovalen polar. Sifat-sifat zat dengan berbagai jenis ikatan.

Sifat ikatan ionik dapat dijelaskan dengan interaksi elektrostatik ion. Kemampuan unsur untuk membentuk ion sederhana disebabkan oleh struktur atomnya. Kation paling mudah membentuk unsur dengan energi ionisasi rendah, logam alkali dan alkali tanah. Anion paling mudah dibentuk oleh unsur-unsur golongan 7 karena afinitas elektronnya yang tinggi.

Muatan listrik ion menyebabkan daya tarik dan tolak menolak. Ion dapat dianggap sebagai bola bermuatan yang medan gayanya terdistribusi secara merata ke segala arah di ruang angkasa. Oleh karena itu, setiap ion dapat menarik ion dari tanda yang berlawanan ke dirinya sendiri ke segala arah. Ikatan ionik, tidak seperti ikatan kovalen, bersifat non-directional.

Interaksi ion dari tanda yang berlawanan satu sama lain tidak dapat menyebabkan kompensasi timbal balik yang lengkap dari medan gaya mereka. Karena itu, mereka mempertahankan kemampuan untuk menarik ion ke arah lain juga. Oleh karena itu, tidak seperti ikatan kovalen, ikatan ion ditandai oleh ketidakjenuhan.

19. Sambungan logam. Persamaan dan perbedaan ikatan ion dan kovalen

Ikatan logam adalah ikatan di mana elektron dari setiap atom individu milik semua atom yang bersentuhan. Perbedaan energi antara orbital "molekul" dalam ikatan semacam itu kecil, sehingga elektron dapat dengan mudah berpindah dari satu orbital "molekul" ke orbital "molekul" lainnya dan, oleh karena itu, bergerak dalam sebagian besar logam.

Logam berbeda dari zat lain dalam konduktivitas listrik dan konduktivitas termal yang tinggi. Dalam kondisi normal, mereka adalah zat kristal (dengan pengecualian merkuri) dengan bilangan koordinasi atom yang tinggi. Pada logam, jumlah elektron jauh lebih sedikit daripada jumlah orbital, sehingga elektron dapat berpindah dari satu orbital ke orbital lainnya. Atom logam dicirikan oleh energi ionisasi yang tinggi - elektron valensi ditahan secara lemah di dalam atom, mis. bergerak dengan mudah di dalam kristal. Kemampuan untuk memindahkan elektron melalui kristal menentukan konduktivitas listrik logam.

Jadi, tidak seperti senyawa kovalen dan ionik, dalam logam sejumlah besar elektron secara bersamaan mengikat sejumlah besar inti atom, dan elektron itu sendiri dapat bergerak di dalam logam. Dengan kata lain, ikatan kimia yang sangat terdelokalisasi terjadi pada logam. Ikatan logam memiliki kemiripan tertentu dengan ikatan kovalen, karena didasarkan pada sosialisasi elektron valensi. Namun, elektron valensi dari hanya dua atom yang berinteraksi berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kovalen, sedangkan dalam pembentukan ikatan logam, semua atom berpartisipasi dalam sosialisasi elektron. Itulah sebabnya ikatan logam tidak memiliki orientasi spasial dan saturasi, yang sangat menentukan sifat spesifik logam. Energi ikatan logam 3-4 kali lebih kecil dari energi ikatan kovalen.

20. Ikatan hidrogen. Antarmolekul dan intramolekul. Mekanisme pendidikan. Fitur sifat fisik zat dengan ikatan hidrogen. Contoh.

- Ikatan hidrogen adalah jenis khusus dari ikatan kimia. Ini adalah karakteristik senyawa hidrogen dengan unsur paling elektronegatif (fluor, oksigen, nitrogen, dan pada tingkat lebih rendah klorin dan belerang).

Ikatan hidrogen sangat umum dan memainkan peran penting dalam asosiasi molekul, dalam proses kristalisasi, pelarutan, pembentukan hidrat kristal, dll. Misalnya, dalam keadaan padat, cair dan bahkan gas, molekul hidrogen fluorida terhubung dalam rantai zig-zag, yang justru disebabkan oleh ikatan hidrogen.

Keunikannya adalah atom hidrogen, yang merupakan bagian dari satu molekul, membentuk ikatan kedua yang lebih lemah dengan atom di molekul lain, akibatnya kedua molekul digabungkan menjadi kompleks. Ciri khas dari kompleks semacam itu adalah apa yang disebut jembatan hidrogen – A – H...B–. Jarak antara atom dalam jembatan lebih besar daripada antara atom dalam molekul. Awalnya, ikatan hidrogen diperlakukan sebagai interaksi elektrostatik. Saat ini, telah disimpulkan bahwa interaksi donor-akseptor memainkan peran penting dalam ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen terbentuk tidak hanya antara molekul zat yang berbeda, tetapi juga dalam molekul zat yang sama H2O, HF, NH3, dll. Ini juga menjelaskan perbedaan sifat zat ini dibandingkan dengan senyawa terkait. Ikatan hidrogen dikenal dalam molekul, terutama dalam senyawa organik. Pembentukannya difasilitasi oleh adanya gugus akseptor A-H dan gugus donor BR dalam molekul. Dalam molekul A-H, A adalah unsur yang paling elektronegatif. Ikatan hidrogen dalam polimer, seperti peptida, menghasilkan struktur heliks. DNA memiliki struktur serupa - asam deoksiribonukleat - penjaga kode hereditas. Ikatan hidrogen tidak kuat. Mereka mudah terbentuk dan pecah pada suhu biasa, yang sangat penting dalam proses biologis. Diketahui bahwa senyawa hidrogen dengan nonlogam yang sangat elektronegatif memiliki titik didih yang sangat tinggi.

Interaksi antarmolekul. Gaya tarik-menarik antara atom dan molekul jenuh sangat lemah dibandingkan dengan ikatan ionik dan kovalen. Zat yang molekulnya disatukan oleh gaya yang sangat lemah lebih sering berupa gas pada 20 derajat, dan dalam banyak kasus titik didihnya sangat rendah. Adanya gaya lemah tersebut ditemukan oleh van der Waals. Adanya gaya-gaya tersebut dalam sistem dapat dijelaskan dengan:

1. Adanya dipol permanen dalam suatu molekul. Dalam hal ini, sebagai akibat dari gaya tarik elektrostatik sederhana dipol, gaya interaksi lemah muncul - dipol-dipol (H2O, HCl, CO)

2. Momen dipol sangat kecil, tetapi ketika berinteraksi dengan air, dipol induksi dapat terbentuk, yang terjadi sebagai akibat polimerisasi molekul oleh dipol molekul di sekitarnya. Efek ini dapat ditumpangkan pada interaksi dipol-dipol dan meningkatkan daya tarik.

3. Gaya dispersi. Gaya-gaya ini bekerja di antara atom dan molekul apa pun, terlepas dari strukturnya. Konsep ini diperkenalkan oleh London. Untuk atom simetris, satu-satunya gaya yang bekerja adalah gaya London.

21. Keadaan agregat materi: padat, cair, gas. Keadaan kristal dan amorf. kisi kristal.

- Dalam kondisi normal, atom, ion, dan molekul tidak ada satu per satu. Itu selalu hanya merupakan bagian dari organisasi yang lebih tinggi dari suatu zat yang secara praktis berpartisipasi dalam transformasi kimia - yang disebut keadaan agregasi. Tergantung pada kondisi eksternal, semua zat dapat berada dalam keadaan agregasi yang berbeda - dalam gas, cair, padat. Transisi dari satu keadaan agregasi ke keadaan agregasi lain tidak disertai dengan perubahan komposisi stoikiometri zat, tetapi harus dikaitkan dengan perubahan yang lebih besar atau lebih kecil dalam strukturnya.

Keadaan padat adalah keadaan di mana materi memiliki volume dan bentuknya sendiri. Pada zat padat, gaya interaksi antar partikel sangat besar. Hampir semua zat ada dalam bentuk beberapa benda padat. Reaktivitas dan sifat-sifat lain dari benda-benda ini, sebagai suatu peraturan, berbeda. Keadaan padat ideal sesuai dengan kristal ideal hipotetis.

keadaan cair Suatu keadaan di mana materi memiliki volumenya sendiri tetapi tidak memiliki bentuknya sendiri. Cairan memiliki struktur tertentu. Dalam hal struktur, keadaan cair adalah perantara antara keadaan padat dengan struktur periodik yang ditentukan secara ketat dan gas, di mana tidak ada struktur. Oleh karena itu, cairan dicirikan, di satu sisi, dengan adanya volume tertentu, dan di sisi lain, dengan tidak adanya bentuk tertentu. Pergerakan partikel yang terus menerus dalam cairan menentukan difusi diri yang sangat jelas dan fluiditasnya. Struktur dan sifat fisik cairan bergantung pada identitas kimia partikel penyusunnya.

keadaan gas. Ciri khas dari keadaan gas adalah bahwa molekul (atom) gas tidak terikat bersama, tetapi bergerak bebas dalam volume. Gaya interaksi antarmolekul muncul ketika molekul saling mendekat. Interaksi antarmolekul yang lemah menyebabkan kepadatan gas yang rendah dan sifat karakteristik utamanya - keinginan untuk ekspansi tak terbatas dan kemampuan untuk memberikan tekanan pada dinding pembuluh yang mencegah keinginan ini. Karena interaksi antarmolekul yang lemah pada tekanan rendah dan suhu tinggi, semua gas tipikal berperilaku kurang lebih sama, tetapi bahkan pada suhu dan tekanan biasa, individualitas gas mulai muncul. Keadaan gas dicirikan oleh suhu, tekanan, dan volumenya. Gas dianggap berada di N.O. jika suhunya 0 derajat dan tekanannya 1 * 10 Pa.

- Keadaan kristal. Di antara padatan, yang utama adalah keadaan kristal, yang ditandai dengan orientasi partikel tertentu (atom, ion, molekul) relatif satu sama lain. Ini juga menentukan bentuk luar zat dalam bentuk kristal. Kristal tunggal - kristal tunggal ada di alam, tetapi dapat diperoleh secara artifisial. Tetapi paling sering, badan kristal adalah formasi polikristalin - ini adalah pertumbuhan antar sejumlah besar kristal kecil. Ciri khas benda kristal, yang mengikuti dari strukturnya, adalah anisotropi. Ini memanifestasikan dirinya dalam kenyataan bahwa sifat mekanik, listrik, dan kristal lainnya bergantung pada arah aksi gaya eksternal pada kristal. Partikel dalam kristal melakukan getaran termal di dekat posisi kesetimbangan atau di dekat simpul kisi kristal.

keadaan amorf. Keadaan amorf mirip dengan keadaan cair. Hal ini ditandai dengan pemesanan yang tidak lengkap dari susunan partikel yang saling menguntungkan. Ikatan antara unit struktural tidak setara, oleh karena itu, benda amorf tidak memiliki titik leleh tertentu - dalam proses pemanasan, mereka secara bertahap melunak dan meleleh. Misalnya, kisaran suhu proses peleburan untuk gelas silikat adalah 200 derajat. Pada benda amorf, sifat susunan atom praktis tidak berubah bila dipanaskan. Hanya mobilitas atom yang berubah - getarannya meningkat.

- kisi kristal:

Kisi kristal dapat berupa ionik, atomik (kovalen atau logam) dan molekuler.

Kisi ionik terdiri dari ion-ion yang berlawanan tanda, bergantian pada simpul-simpulnya.

Dalam kisi atom, atom dihubungkan oleh ikatan kovalen atau logam. Contoh: intan (kisi atom-kovalen), logam dan paduannya (kisi atom-logam). Node kisi kristal molekuler dibentuk oleh molekul. Dalam kristal, molekul terikat oleh interaksi antarmolekul.

Perbedaan jenis ikatan kimia dalam kristal menentukan perbedaan yang signifikan pada jenis sifat fisik dan kimia suatu zat dengan semua jenis kisi kristal. Misalnya, zat dengan kisi atom-kovalen ditandai dengan kekerasan tinggi, dan zat dengan kisi atom-logam ditandai dengan plastisitas tinggi. Zat dengan kisi ionik memiliki titik leleh yang tinggi dan tidak mudah menguap. Zat dengan kisi molekul (gaya antarmolekul lemah) dapat melebur, mudah menguap, kekerasannya tidak tinggi.

22. Senyawa kompleks. Definisi. Menggabungkan.

Senyawa kompleks adalah senyawa molekuler, kombinasi komponen yang mengarah pada pembentukan ion kompleks yang mampu hidup bebas, baik dalam kristal maupun dalam larutan. Ion kompleks merupakan hasil interaksi antara atom pusat (agen pengompleks) dengan ligan di sekitarnya. Ligan adalah ion dan molekul netral. Paling sering, zat pengompleks adalah logam, yang bersama dengan ligan, membentuk bola bagian dalam. Ada bola luar. Bola dalam dan luar saling berhubungan melalui ikatan ion.

Ada dua jenis ikatan kovalen: ikatan sigma dan pi. Ikatan sigma adalah ikatan kovalen tunggal yang terbentuk ketika AO tumpang tindih sepanjang garis lurus (sumbu) yang menghubungkan inti dua atom yang terikat dengan maksimum tumpang tindih pada garis lurus ini. ikatan sigma dapat muncul ketika AO (s-, p-hybrid) tumpang tindih. Dalam organogen (karbon, nitrogen, oksigen, belerang), orbital hibrida dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan sigma, memberikan tumpang tindih yang lebih efisien. Selain tumpang tindih aksial, jenis tumpang tindih lain mungkin terjadi - tumpang tindih lateral p-AO, yang mengarah pada pembentukan ikatan pi. Ikatan pi adalah ikatan yang dibentuk oleh tumpang tindih lateral p-AO tidak hibridisasi dengan tumpang tindih maksimum pada kedua sisi garis lurus yang menghubungkan inti atom. Sering terjadi pada senyawa organik, ikatan rangkap merupakan kombinasi dari ikatan sigma dan pi; ganda - satu sigma dan satu pi, rangkap tiga - satu sigma dan dua ikatan pi.

Energi ikatan adalah energi yang dilepaskan ketika ikatan terbentuk atau diperlukan untuk memisahkan dua atom yang terikat. Ini berfungsi sebagai ukuran kekuatan ikatan: semakin besar energi, semakin kuat ikatannya.

Panjang ikatan adalah jarak antara pusat atom yang terikat. Ikatan rangkap lebih pendek dari ikatan tunggal, dan ikatan rangkap tiga lebih pendek dari ikatan rangkap. Ikatan antara atom karbon dalam keadaan hibridisasi yang berbeda dicirikan oleh pola umum: dengan peningkatan proporsi orbital s dalam orbital hibrida, panjang ikatan berkurang. Misalnya, pada senyawa deret propana CH3-CH2-CH3, propena CH3-CH=CH2, propena CH3-C-=CH, panjang ikatan CH3-C berturut-turut adalah 0,154, 0,150, dan 0,146 nm.

Dalam kimia, konsep orbital hibrida dari atom karbon dan unsur-unsur lain banyak digunakan. Konsep hibridisasi sebagai cara untuk menggambarkan penataan ulang orbital diperlukan dalam kasus di mana jumlah elektron tidak berpasangan dalam keadaan dasar atom kurang dari jumlah ikatan yang terbentuk. Dipostulatkan bahwa orbital atom yang berbeda dengan tingkat energi yang sama berinteraksi satu sama lain, membentuk orbital hibrida dengan bentuk dan energi yang sama. Orbital hibrida, karena tumpang tindih yang lebih besar, membentuk ikatan yang lebih kuat daripada orbital tidak hibridisasi.

Jenis hibridisasi menentukan orientasi AO hibrida di ruang angkasa dan, akibatnya, geometri molekul. Tergantung pada jumlah orbital yang dimasukkan ke dalam hibridisasi, atom karbon dapat berada di salah satu dari tiga keadaan hibridisasi. hibridisasi sp3. Sebagai hasil dari hibridisasi sp3, atom karbon dari keadaan dasar 1s2-2s2-2p2, karena transfer elektron dari orbital 2s- ke 2p, berpindah ke keadaan tereksitasi 1s2-2s1-2p3. Pencampuran empat AO terluar dari atom karbon tereksitasi (satu orbital 2s dan tiga orbital 2p) menghasilkan empat orbital hibrida sp ekivalen. Mereka memiliki bentuk volume delapan, salah satu bilahnya jauh lebih besar dari yang lain. Karena tolakan timbal balik, AO hibrida sp3 diarahkan di ruang angkasa ke simpul tetrahedron dan sudut di antara mereka sama dengan 109,5° (pengaturan yang paling menguntungkan). Setiap orbital hibrida dalam atom diisi dengan satu elektron. Atom karbon dalam keadaan hibridisasi sp3 memiliki konfigurasi elektron 1s2(2sp3)4.

Keadaan hibridisasi seperti itu adalah karakteristik atom karbon dalam hidrokarbon jenuh (alkana) dan, karenanya, dalam radikal alkil turunannya. hibridisasi sp2. Sebagai hasil dari hibridisasi sp2, karena pencampuran satu 2s- dan dua 2p-AO dari atom karbon tereksitasi, tiga orbital hibrid sp2 ekivalen terbentuk, terletak pada bidang yang sama pada sudut 120'. 2p-AO yang tidak terhibridisasi berada pada bidang tegak lurus. Atom karbon dalam keadaan hibridisasi sp2 memiliki konfigurasi elektron 1s2-(2sp2)3-2p1. Atom karbon yang demikian merupakan ciri dari hidrokarbon tak jenuh (alkena), serta beberapa gugus fungsi, seperti karbonil, karboksil, dan lain-lain. Sebagai hasil dari hibridisasi sp karena pencampuran satu orbital 2s dan satu 2p dari atom karbon tereksitasi, dua AO hibrid sp ekivalen terbentuk, terletak secara linier pada sudut 180°. Dua 2p-AO yang tersisa tidak terhibridisasi terletak di bidang yang saling tegak lurus. Atom karbon dalam keadaan hibridisasi sp memiliki konfigurasi elektron 1s2-(2sp)2-2p2. Atom semacam itu ditemukan dalam senyawa yang memiliki ikatan rangkap tiga, misalnya, dalam alkuna, nitril. Atom unsur lain juga bisa berada dalam keadaan hibridisasi. Misalnya, atom nitrogen dalam ion amonium NH4+ dan, karenanya, alkilamonium RNН3+ berada dalam keadaan hibridisasi sp3; dalam hibridisasi pirol dan piridin - sp2; dalam nitril - hibridisasi sp.



Terdiri dari satu sigma dan satu pi-bond, triple - dari satu sigma- dan dua pi-bond ortogonal.

Konsep ikatan sigma dan pi dikembangkan oleh Linus Pauling pada tahun 30-an abad terakhir.

Konsep L. Pauling tentang ikatan sigma dan pi menjadi bagian integral dari teori ikatan valensi. Saat ini, animasi gambar hibridisasi orbital atom telah dikembangkan.

Namun, L. Pauling sendiri tidak puas dengan deskripsi ikatan sigma dan pi. Pada simposium kimia organik teoretis yang didedikasikan untuk mengenang F. A. Kekule (London, September 1958), ia meninggalkan deskripsi , , mengusulkan dan mendukung teori ikatan kimia melengkung. Teori baru dengan jelas memperhitungkan arti fisik dari ikatan kimia kovalen.

YouTube ensiklopedis

1 / 3

Pi-ikatan dan orbital sp2 hibridisasi

Struktur atom karbon. Sigma - dan pi-bonds. Hibridisasi. Bagian 1

Kimia. Ikatan kimia kovalen dalam senyawa organik. Pusat Pembelajaran Online Foxford

Subtitle

Dalam video terakhir, kami berbicara tentang ikatan sigma. Biarkan saya menggambar 2 inti dan orbital. Inilah orbital hibrida sp3 atom ini, sebagian besar di sini. Dan di sini juga, orbital sp3-hibrida. Ini sebagian kecil, ini sebagian besar. Sebuah ikatan sigma terbentuk di mana orbital tumpang tindih. Bagaimana jenis koneksi lain dapat dibentuk di sini? Ini akan membutuhkan beberapa penjelasan. Ini adalah ikatan sigma. Ini terbentuk ketika 2 orbital tumpang tindih pada sumbu yang menghubungkan inti atom. Jenis ikatan lain dapat dibentuk oleh dua orbital p. Saya akan menggambar inti dari 2 atom dan masing-masing satu orbital p. Berikut adalah inti. Sekarang saya akan menggambar orbital. Orbital P seperti halter. Saya akan menarik mereka sedikit lebih dekat satu sama lain. Berikut adalah orbital p dalam bentuk halter. Ini adalah salah satu orbital p atom. Aku akan menggambar lebih banyak darinya. Berikut adalah salah satu orbital p. Seperti ini. Dan atom ini juga memiliki orbital p yang sejajar dengan yang sebelumnya. Katakanlah seperti ini. Seperti ini. Seharusnya mengoreksinya. Dan orbital ini tumpang tindih. Itu dia. 2 orbital p sejajar satu sama lain. Di sini orbital sp3 hibrida diarahkan satu sama lain. Dan ini paralel. Jadi orbital p sejajar satu sama lain. Mereka tumpang tindih di sini, atas dan bawah. Ini adalah ikatan-P. saya akan menandatangani. Ini adalah ikatan 1 P. Itu ditulis dengan satu huruf kecil Yunani "P". Yah, atau lebih: "Koneksi-P." Dan ikatan - P ini terbentuk karena tumpang tindih orbital p. Ikatan sigma adalah ikatan tunggal biasa, dan ikatan P ditambahkan padanya untuk membentuk ikatan rangkap dua dan rangkap tiga. Untuk pemahaman yang lebih baik, pertimbangkan molekul etilen. Molekulnya tersusun seperti ini. 2 karbon dihubungkan oleh ikatan rangkap, ditambah 2 hidrogen masing-masing. Untuk lebih memahami pembentukan ikatan, kita perlu menggambar orbital di sekitar atom karbon. Jadi begitulah... Pertama saya akan menggambar orbital hibrida sp2. Saya akan menjelaskan apa yang terjadi. Dalam kasus metana, 1 atom karbon terikat pada 4 atom hidrogen, sehingga membentuk struktur tetrahedral tiga dimensi, seperti ini. Atom ini diarahkan pada kita. Atom ini terletak di bidang halaman. Atom ini terletak di belakang bidang halaman, Dan yang satu ini menempel. Ini adalah metana. Atom karbon membentuk orbital hibrid sp3, yang masing-masing membentuk ikatan sigma tunggal dengan satu atom hidrogen. Sekarang mari kita tulis konfigurasi elektron atom karbon dalam molekul metana. Mari kita mulai dengan 1s2. Selanjutnya harus 2s2 dan 2p2, tetapi ternyata semuanya lebih menarik. Melihat. Ada 2 elektron pada orbital 1s, dan alih-alih orbital 2s dan 2p dengan total 4 elektron, mereka akan memiliki orbital hibrida sp3: ini satu, ini yang kedua, ini orbital hibrida sp3 ketiga dan yang keempat. Sebuah atom karbon terisolasi memiliki orbital 2s dan 3 orbital 2p sepanjang sumbu x, sepanjang sumbu y, dan sepanjang sumbu z. Dalam video terakhir, kami melihat bahwa mereka bercampur untuk membentuk ikatan dalam molekul metana dan elektron didistribusikan seperti ini. Ada 2 atom karbon dalam molekul etilen, dan pada akhirnya jelas bahwa ini adalah alkena dengan ikatan rangkap. Dalam situasi ini, konfigurasi elektronik karbon terlihat berbeda. Ini orbital 1s, dan masih penuh. Memiliki 2 elektron. Dan untuk elektron kulit kedua, saya akan mengambil warna yang berbeda. Jadi apa yang ada di cangkang kedua? Tidak ada orbital s dan p di sini, karena 4 elektron ini harus dibuat tidak berpasangan untuk membentuk ikatan. Setiap atom karbon membentuk 4 ikatan dengan 4 elektron. 1,2,3,4. Tetapi sekarang orbital s tidak berhibridisasi dengan 3 orbital p, tetapi dengan 2 di antaranya. Berikut adalah orbital 2sp2. Orbital S bercampur dengan 2 orbital p. 1s dan 2p. Dan satu orbital p tetap sama. Dan orbital p yang tersisa ini bertanggung jawab atas pembentukan ikatan-P. Kehadiran ikatan-P mengarah pada fenomena baru. Fenomena kurangnya rotasi di sekitar sumbu komunikasi. Sekarang Anda akan mengerti. Saya akan menggambar kedua atom karbon dalam volume. Sekarang Anda akan mengerti segalanya. Saya akan mengambil warna yang berbeda untuk ini. Berikut adalah atom karbon. Inilah intinya. Saya akan menandainya dengan huruf C, itu karbon. Pertama datang orbital 1s, bola kecil ini. Lalu ada orbital hibrida 2sp2. Mereka terletak di bidang yang sama, membentuk segitiga, sumur, atau "Pasifik". Saya akan menunjukkannya dalam skala. Orbital ini menunjuk ke sini. Yang ini diarahkan ke sana. Mereka memiliki bagian kedua yang kecil, tetapi saya tidak akan menggambarnya, karena lebih mudah. Mereka mirip dengan orbital p, tetapi salah satu bagiannya jauh lebih besar daripada yang kedua. Dan yang terakhir ada di sini. Ini terlihat seperti lencana Mercedes jika Anda menggambar lingkaran di sini. Ini adalah atom karbon kiri. Ia memiliki 2 atom hidrogen. Berikut adalah 1 atom. Itu dia, di sini. Dengan satu elektron per orbital 1s. Ini adalah atom hidrogen kedua. Atom ini akan berada di sini. Dan sekarang atom karbon yang tepat. Sekarang kita menggambarnya. Saya akan menggambar atom karbon berdekatan. Ini adalah atom karbon. Ini adalah orbital 1s-nya. Ini memiliki konfigurasi elektronik yang sama. 1s orbital sekitar dan orbital hibrida yang sama. Dari semua orbital kulit kedua, saya menggambar 3 ini. Saya belum menggambar orbital P. Tapi aku akan. Saya akan menggambar koneksinya terlebih dahulu. Yang pertama adalah ikatan yang dibentuk oleh orbital sp2-hibrida. Saya akan melukis dengan warna yang sama. Ikatan ini dibentuk oleh orbital sp2-hibrida. Dan ini adalah ikatan sigma. Orbital tumpang tindih pada sumbu ikatan. Semuanya sederhana di sini. Dan ada 2 atom hidrogen: satu ikatan di sini, ikatan kedua di sini. Orbital ini sedikit lebih besar karena lebih dekat. Dan atom hidrogen ini ada di sini. Dan itu juga ikatan sigma, jika Anda perhatikan. Orbital S tumpang tindih dengan sp2, tumpang tindih terletak pada sumbu yang menghubungkan inti kedua atom. Satu ikatan sigma, yang lain. Inilah atom hidrogen lain, juga dihubungkan oleh ikatan sigma. Semua ikatan pada gambar adalah ikatan sigma. Sia-sia saya menandatanganinya. Saya akan menandainya dengan huruf Yunani kecil "sigma". Dan di sini juga. Jadi tautan ini, tautan ini, tautan ini, tautan ini, tautan ini adalah tautan sigma. Dan bagaimana dengan orbital p yang tersisa dari atom-atom ini? Mereka tidak berbaring di bidang tanda Mercedes, mereka menempel ke atas dan ke bawah. Saya akan mengambil warna baru untuk orbital ini. Misalnya, ungu. Berikut adalah orbital p. Hal ini diperlukan untuk menggambar lebih banyak, sangat besar. Secara umum, orbital p tidak terlalu besar, tetapi saya menggambarnya seperti ini. Dan orbital p ini terletak, misalnya, di sepanjang sumbu z, dan orbital lainnya terletak pada bidang xy. Sumbu z naik turun. Bagian bawah juga harus tumpang tindih. Saya akan menggambar lebih banyak dari mereka. Seperti ini dan seperti ini. Ini adalah orbital p dan mereka tumpang tindih. Ini adalah bagaimana hubungan ini terbentuk. Ini adalah komponen kedua dari ikatan rangkap. Dan di sini perlu untuk menjelaskan sesuatu. Ini adalah ikatan-P, dan itu juga. Itu semua ikatan P yang sama. j Bagian kedua dari ikatan rangkap. Apa berikutnya? Dengan sendirinya, itu lemah, tetapi dalam kombinasi dengan ikatan sigma, itu membawa atom lebih dekat daripada ikatan sigma biasa. Oleh karena itu, ikatan rangkap lebih pendek dari ikatan sigma tunggal. Sekarang kesenangan dimulai. Jika ada satu ikatan sigma, kedua kelompok atom dapat berputar di sekitar sumbu ikatan. Untuk rotasi di sekitar sumbu ikatan, ikatan tunggal cocok. Tetapi orbital ini sejajar satu sama lain dan tumpang tindih, dan ikatan-P ini tidak memungkinkan rotasi. Jika salah satu dari kelompok atom ini berputar, yang lain berputar bersamanya. Ikatan P adalah bagian dari ikatan rangkap, dan ikatan rangkap bersifat kaku. Dan 2 atom hidrogen ini tidak dapat berotasi secara terpisah dari 2 atom lainnya. Lokasi mereka relatif satu sama lain adalah konstan. Itulah yang terjadi. Saya harap Anda sekarang memahami perbedaan antara ikatan sigma dan p. Untuk pemahaman yang lebih baik, mari kita ambil contoh asetilena. Ini mirip dengan etilen, tetapi memiliki ikatan rangkap tiga. Satu atom hidrogen di setiap sisi. Jelas, ikatan ini adalah ikatan sigma yang dibentuk oleh orbital sp. Orbital 2s berhibridisasi dengan salah satu orbital p, orbital hibrida sp yang dihasilkan membentuk ikatan sigma, ini dia. 2 ikatan yang tersisa adalah ikatan P. Bayangkan orbital p lain menunjuk pada kita, dan di sini satu lagi, bagian kedua mereka diarahkan menjauh dari kita, dan mereka tumpang tindih, dan di sini satu atom hidrogen. Mungkin saya harus membuat video tentang itu. Saya harap saya tidak terlalu membingungkan Anda.

Gagasan tentang mekanisme pembentukan ikatan kimia, menggunakan contoh molekul hidrogen, juga berlaku untuk molekul lain. Teori ikatan kimia, yang dibuat atas dasar ini, disebut metode ikatan valensi. (MVS).

Ketentuan dasar:

1) ikatan kovalen terbentuk sebagai hasil dari tumpang tindih dua awan elektron dengan putaran yang berlawanan arah, dan awan elektron bersama yang terbentuk milik dua atom;

2) ikatan kovalen semakin kuat, semakin banyak awan elektron yang saling tumpang tindih. Tingkat tumpang tindih awan elektron tergantung pada ukuran dan kepadatannya;

3) pembentukan molekul disertai dengan kompresi awan elektron dan penurunan ukuran molekul dibandingkan dengan ukuran atom;

4) elektron s- dan p dari tingkat energi luar dan elektron d dari tingkat energi pra-eksternal mengambil bagian dalam pembentukan ikatan.

Dalam molekul klorin, masing-masing atomnya memiliki tingkat eksternal lengkap delapan elektron s 2 p 6, dan dua di antaranya (pasangan elektron) sama-sama dimiliki oleh kedua atom. Tumpang tindih awan elektron selama pembentukan molekul ditunjukkan pada gambar.

Skema pembentukan ikatan kimia dalam molekul klorin Cl 2 (a) dan hidrogen klorida HCl (b)

Ikatan kimia di mana garis yang menghubungkan inti atom adalah sumbu simetri dari awan elektron ikatan disebut sigma (σ)-ikatan. Itu terjadi ketika "frontal" tumpang tindih orbital atom. Ikatan dengan orbital s-s yang tumpang tindih dalam molekul H2; Orbital p-p pada molekul Cl2 dan orbital s-p pada molekul HCl adalah ikatan sigma. Kemungkinan "lateral" tumpang tindih orbital atom. Ketika tumpang tindih awan p-elektron berorientasi tegak lurus terhadap sumbu ikatan, mis. sepanjang sumbu y dan z, dua area tumpang tindih terbentuk, terletak di kedua sisi sumbu ini.

Ikatan kovalen ini disebut pi(p)-ikatan. Tumpang tindih awan elektron selama pembentukan ikatan lebih sedikit. Selain itu, area tumpang tindih terletak lebih jauh dari inti daripada dalam pembentukan ikatan-σ. Karena alasan ini, ikatan kurang kuat daripada ikatan . Oleh karena itu, energi ikatan rangkap lebih kecil dari dua kali energi ikatan tunggal, yang selalu merupakan ikatan . Selain itu, ikatan-σ memiliki simetri aksial, silinder dan merupakan badan revolusi di sekitar garis yang menghubungkan inti atom. Sebaliknya, ikatan tidak memiliki simetri silinder.

Ikatan tunggal selalu merupakan ikatan murni atau hibrida. Ikatan rangkap terdiri dari satu ikatan - dan satu ikatan yang terletak tegak lurus satu sama lain. Ikatan lebih kuat dari ikatan . Dalam senyawa dengan ikatan rangkap, selalu ada satu ikatan dan satu atau dua ikatan .