Metode ikatan valensi (pasangan elektron terlokalisasi) menyatakan bahwa setiap pasangan atom dalam suatu molekul disatukan oleh satu atau lebih pasangan elektron yang digunakan bersama. Oleh karena itu, ikatan kimianya tampak seperti dua elektron dan dua pusat, yaitu. terlokalisasi di antara dua atom. Dalam rumus struktur senyawa ditandai dengan tanda hubung:

H-Cl, H-H, H-O-H

Mari kita pertimbangkan secara terang Metode VS, fitur komunikasi seperti saturasi, directivity, dan polarisasi.

Valensi atom - ditentukan oleh jumlah elektron tidak berpasangan (valensi) yang dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Valensi dinyatakan dalam bilangan bulat kecil dan sama dengan jumlah ikatan kovalen. Valensi unsur, yang diwujudkan dalam senyawa kovalen, sering disebut kovalensi. Beberapa atom mempunyai valensi yang bervariasi, misalnya karbon dalam keadaan dasar mempunyai 2 elektron tidak berpasangan dan akan mempunyai dua valensi. Ketika sebuah atom tereksitasi, dua elektron berpasangan lainnya dapat menguap dan kemudian atom karbon akan menjadi bervalensi empat:

Eksitasi atom ke keadaan valensi baru memerlukan pengeluaran energi, yang dikompensasi oleh energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan.

Arah ikatan kovalen

Tumpang tindih awan dapat terjadi dengan berbagai cara karena bentuknya yang berbeda. Membedakan σ-, π- dan δ- koneksi.

Sigma - komunikasi terbentuk ketika awan tumpang tindih sepanjang garis yang melewati inti atom. Ikatan pi terjadi ketika awan tumpang tindih di kedua sisi garis yang menghubungkan inti atom. Koneksi Delta - dilakukan ketika keempat bilah awan d - elektron yang terletak pada bidang paralel saling tumpang tindih.

σ– ikatan dapat terjadi bila tumpang tindih sepanjang garis yang menghubungkan inti atom pada orbital berikut: S— S -, S— R-, R– R-, D— D-orbital, serta D— S-, D— R– orbital. σ– ikatan memiliki sifat koneksi dua pusat yang terlokalisasi, memang seperti itu.

π– ikatan dapat dibentuk dengan tumpang tindih pada kedua sisi garis yang menghubungkan inti atom dari orbital berikut: R—R-, R—D-, D—D-, F—P-, F—D- Dan F—F— orbital.

Jadi, S- elemen hanya mampu membentuk σ– obligasi, R- elemen - ikatan σ– dan π–, D- elemen - ikatan σ–, π– dan δ‑, A F- elemen - ikatan σ–, π–, δ. Ketika ikatan π- dan σ terbentuk bersama, diperoleh ikatan rangkap. Jika dua muncul secara bersamaan ikatan π–dan σ, maka terbentuklah ikatan rangkap tiga. Banyaknya ikatan yang terbentuk antar atom disebut multiplisitas ikatan.

Saat membentuk koneksi menggunakan S— orbital, karena bentuknya yang bulat, tidak ada arah preferensi dalam ruang untuk pembentukan ikatan kovalen yang paling menguntungkan. Dalam hal R– orbital, kerapatan elektron tidak merata, sehingga ada arah tertentu yang kemungkinan besar terbentuknya ikatan kovalen.

Hibridisasi orbital atom

Mari kita lihat sebuah contoh. Bayangkan empat atom hidrogen bergabung dengan atom karbon membentuk molekul metana CH 4 .

Gambar tersebut menunjukkan apa yang terjadi, tetapi tidak menjelaskan bagaimana mereka berperilaku S— Dan R— orbital selama pembentukan senyawa tersebut. Meskipun R- sebuah orbital memiliki dua bagian yang berotasi relatif satu sama lain, tetapi hanya dapat membentuk satu ikatan. Akibatnya, kita dapat berasumsi bahwa dalam molekul metana, satu atom hidrogen ditambahkan ke 2 S— orbital karbon, sisanya - ke 2 R— orbital. Kemudian, tiap atom hidrogen akan membentuk sudut 90° satu sama lain, namun tidak demikian. Elektron saling tolak menolak dan bergerak menjauh dalam jarak yang lebih jauh. Apa yang sebenarnya terjadi?

Akibatnya, semua orbital digabungkan, disusun ulang dan membentuk 4 ekuivalen hibrida orbital yang diarahkan ke simpul tetrahedron. Masing-masing orbital hibrid mengandung kontribusi tertentu 2 S— orbital dan beberapa kontribusinya 2 R— orbital. Karena 4 orbital hibrid dibentuk oleh satu 2 S— dan tiga 2 R- orbital, maka metode hibridisasi ini disebut sp 3 -hibridisasi.

sp 3 -hibridisasi orbital dalam molekul metana

Seperti dapat dilihat dari gambar, konfigurasi orbital hibrid memungkinkan empat atom hidrogen membentuk ikatan kovalen dengan atom karbon, dan orbital akan terletak pada sudut 109,5° relatif satu sama lain.

Jenis hibridisasi yang sama terdapat pada molekul seperti NH 3, H 2 O. Salah satunya sp 3 -hibrida orbital, dalam molekul NH 3 terdapat pasangan elektron bebas, dan tiga orbital lainnya digunakan untuk berikatan dengan atom hidrogen. Dalam molekul H 2 O, dua orbital hibrid atom oksigen ditempati oleh pasangan elektron bebas, dan dua lainnya digunakan untuk berikatan dengan atom hidrogen.

Jumlah orbital hibrid ditentukan oleh jumlah ikatan tunggal, serta jumlah pasangan elektron bebas dalam molekul. Elektron ini berada dalam orbital hibrid. Ketika orbital non-hibrid dari dua atom tumpang tindih, ikatan rangkap akan terbentuk. Misalnya, dalam molekul etilen, ikatannya diwujudkan sebagai berikut:

sp 2 -hibridisasi atom etilen

Susunan datar dari tiga ikatan di sekitar setiap atom karbon menunjukkan bahwa dalam kasus ini, sp 2 -hibridisasi ( orbital hibrid dibentuk oleh satu 2 S— dan dua 2 R- orbital ). Pada saat yang sama satu 2 R— orbitalnya tetap tidak terpakai (non-hibrida). Orbital-orbital tersebut akan ditempatkan pada sudut 120° relatif satu sama lain.

Dengan cara yang sama, ikatan rangkap tiga terbentuk dalam molekul asetilena. Dalam hal ini hal itu terjadi sp-hibridisasi atom, yaitu orbital hibrid dibentuk oleh satu 2 S— dan satu 2 R- orbital, dan dua 2 R— orbital adalah non-hibrid. Orbital-orbital tersebut terletak pada sudut 180° relatif satu sama lain

Di bawah ini adalah contoh susunan geometri orbital hibrid.

Kumpulan orbital atom	Kumpulan orbital hibrid	Susunan geometris orbital hibrid	Contoh
s, hal	sp	Linier (sudut 180°)	Be(CH 3) 2, HgCl 2 MgBr 2, CaH 2, BaF 2, C 2 H 2
s, hal, hal	sp 2	Segitiga datar (sudut 120°)	BF 3, GaCl 3, InBr 3, TeI 3, C 2 H 4
s, hal, hal, hal	sp 3	Tetrahedral (sudut 109,5°)	CH 4, AsCl 4 -, TiCl 4, SiCl 4, GeF 4
s, hal, hal, d	sp 2 d	Persegi datar (sudut 90°)	Ni(CO) 4 , 2 —
s,p,p,p,d	sp 3d	Trigonal-bipiramidal (sudut 120° dan 90°)	PF 5, PCl 5, AsF 5
s,p,p,p,d,d	sp 3 hari 2	Oktahedral (sudut 90°)	SF 6, Fe(CN) 6 3-, CoF 6 3-

Kategori,

Model atom karbon

Elektron valensi atom karbon terletak pada satu orbital 2s dan dua orbital 2p. Orbital 2p terletak pada sudut 90° satu sama lain, dan orbital 2s memiliki simetri bola. Dengan demikian, susunan orbital atom karbon di ruang angkasa tidak menjelaskan terjadinya sudut ikatan 109,5°, 120°, dan 180° pada senyawa organik.

Untuk mengatasi kontradiksi ini, konsep tersebut diperkenalkan hibridisasi orbital atom. Untuk memahami sifat dari ketiga pilihan susunan ikatan atom karbon, perlu dipahami ketiga jenis hibridisasi.

Kemunculan konsep hibridisasi kita berhutang budi kepada Linus Pauling, yang melakukan banyak hal untuk pengembangan teori ikatan kimia.

Konsep hibridisasi menjelaskan bagaimana atom karbon mengubah orbitalnya membentuk senyawa. Di bawah ini kita akan membahas proses transformasi orbital langkah demi langkah. Perlu diingat bahwa pembagian proses hibridisasi ke dalam tahapan atau fase sebenarnya tidak lebih dari sebuah teknik mental yang memungkinkan penyajian konsep yang lebih logis dan mudah diakses. Namun demikian, kesimpulan tentang orientasi spasial ikatan atom karbon yang pada akhirnya akan kita peroleh sepenuhnya konsisten dengan keadaan sebenarnya.

Konfigurasi elektronik atom karbon dalam keadaan dasar dan keadaan tereksitasi

Gambar di sebelah kiri menunjukkan konfigurasi elektron atom karbon. Kami hanya tertarik pada nasib elektron valensi. Sebagai hasil dari langkah pertama, yang disebut kegembiraan atau promosi, salah satu dari dua elektron 2s berpindah ke orbital 2p yang kosong. Pada tahap kedua, proses hibridisasi yang sebenarnya terjadi, yang secara konvensional dapat dibayangkan sebagai pencampuran satu orbital s dan tiga orbital p dan pembentukan empat orbital baru yang identik, yang masing-masing mempertahankan sifat-sifat s. -orbital sebesar seperempat dan properti sebesar tiga perempat orbital p. Orbital baru ini disebut sp 3 -hibrida. Di sini superskrip 3 tidak menunjukkan jumlah elektron yang menempati orbital, tetapi jumlah orbital p yang ikut serta dalam hibridisasi. Orbital hibrid diarahkan ke simpul tetrahedron, yang pusatnya adalah atom karbon. Setiap orbital hibrid sp 3 mengandung satu elektron. Elektron ini berpartisipasi dalam tahap ketiga dalam pembentukan ikatan dengan empat atom hidrogen, membentuk sudut ikatan 109,5°.

sp3 - hibridisasi. Molekul metana.

Pembentukan molekul planar dengan sudut ikatan 120° ditunjukkan pada gambar di bawah. Di sini, seperti dalam kasus hibridisasi sp 3, langkah pertama adalah eksitasi. Pada tahap kedua, satu orbital 2s dan dua orbital 2p berpartisipasi dalam hibridisasi, membentuk tiga orbital Shal 2 -hibrida orbital-orbital yang terletak pada bidang yang sama dan membentuk sudut 120° satu sama lain.

Pembentukan tiga orbital hibrid sp2

Satu orbital p tetap tidak terhibridisasi dan terletak tegak lurus terhadap bidang orbital hibrid sp 2. Kemudian (langkah ketiga) dua orbital hibrid sp 2 dari dua atom karbon menggabungkan elektron untuk membentuk ikatan kovalen. Ikatan seperti itu, yang terbentuk akibat tumpang tindih dua orbital atom sepanjang garis yang menghubungkan inti atom, disebut ikatan σ.

Pembentukan ikatan sigma dan pi pada molekul etilen

Tahap keempat adalah pembentukan ikatan kedua antara dua atom karbon. Ikatan ini terbentuk sebagai hasil tumpang tindih tepi orbital 2p tak terhibridisasi yang saling berhadapan dan disebut ikatan π. Orbital molekul baru adalah kombinasi dua daerah yang ditempati oleh elektron ikatan π - di atas dan di bawah ikatan σ. Kedua ikatan (σ dan π) bersama-sama membentuk ikatan rangkap antar atom karbon. Dan terakhir, langkah terakhir kelima adalah pembentukan ikatan antara atom karbon dan hidrogen menggunakan elektron dari empat orbital hibrid sp 2 yang tersisa.

Ikatan rangkap pada molekul etilen

Jenis hibridisasi ketiga dan terakhir diilustrasikan dengan contoh molekul paling sederhana yang mengandung ikatan rangkap tiga, yaitu molekul asetilena. Langkah pertama adalah mengeksitasi atom, sama seperti sebelumnya. Pada tahap kedua, terjadi hibridisasi satu orbital 2s dan satu orbital 2p dengan terbentuknya dua orbital Sp-hibrida orbital yang terletak pada sudut 180°. Dan dua orbital 2p yang diperlukan untuk pembentukan dua ikatan π tetap tidak berubah.

Pembentukan dua orbital hibrid sp

Langkah selanjutnya adalah pembentukan ikatan σ antara dua atom karbon hibridisasi sp, kemudian terbentuk dua ikatan π. Satu ikatan σ dan dua ikatan π antara dua atom karbon membentuk satu ikatan ikatan rangkap tiga. Akhirnya, ikatan terbentuk dengan dua atom hidrogen. Molekul asetilena mempunyai struktur linier, keempat atomnya terletak pada satu garis lurus.

Kami telah menunjukkan bagaimana tiga tipe utama geometri molekul dalam kimia organik muncul sebagai akibat dari berbagai transformasi orbital atom karbon.

Dua metode dapat diusulkan untuk menentukan jenis hibridisasi berbagai atom dalam suatu molekul.

Metode 1. Metode paling umum, cocok untuk molekul apa pun. Berdasarkan ketergantungan sudut ikatan pada hibridisasi:

a) sudut ikatan 109,5°, 107° dan 105° menunjukkan hibridisasi sp 3;

b) sudut ikatan sekitar 120° -sp 2 -hibridisasi;

c) hibridisasi sudut ikatan 180°-sp.

Metode 2. Cocok untuk sebagian besar molekul organik. Karena jenis ikatan (tunggal, rangkap dua, rangkap tiga) dikaitkan dengan geometri, jenis hibridisasi atom tertentu dapat ditentukan berdasarkan sifat ikatannya:

a) semua koneksi sederhana – sp 3 -hibridisasi;

b) satu ikatan rangkap – sp 2 -hibridisasi;

c) satu ikatan rangkap tiga - hibridisasi sp.

Hibridisasi adalah operasi mental untuk mengubah orbital atom biasa (yang paling menguntungkan secara energi) menjadi orbital baru, yang geometrinya sesuai dengan geometri molekul yang ditentukan secara eksperimental.

Topik Pengkode Ujian Negara Bersatu: Ikatan kimia kovalen, ragamnya dan mekanisme pembentukannya. Ciri-ciri ikatan kovalen (polaritas dan energi ikatan). Ikatan ionik. Sambungan logam. Ikatan hidrogen

Ikatan kimia intramolekul

Pertama, mari kita lihat ikatan yang timbul antar partikel dalam molekul. Koneksi seperti itu disebut intramolekul.

Ikatan kimia antar atom unsur kimia mempunyai sifat elektrostatis dan terbentuk karena interaksi elektron eksternal (valensi)., pada tingkat yang lebih atau kurang dipegang oleh inti bermuatan positif atom yang terikat.

Konsep kuncinya di sini adalah ELEKTRONEGATIVITAS. Hal inilah yang menentukan jenis ikatan kimia antar atom dan sifat-sifat ikatan tersebut.

adalah kemampuan suatu atom untuk menarik (menahan) luar(valensi) elektron. Keelektronegatifan ditentukan oleh derajat tarik-menarik elektron terluar ke inti dan terutama bergantung pada jari-jari atom dan muatan inti.

Keelektronegatifan sulit ditentukan dengan jelas. L. Pauling menyusun tabel keelektronegatifan relatif (berdasarkan energi ikatan molekul diatomik). Unsur yang paling elektronegatif adalah fluor dengan makna 4 .

Penting untuk dicatat bahwa dalam sumber yang berbeda Anda dapat menemukan skala dan tabel nilai keelektronegatifan yang berbeda. Hal ini tidak perlu dikhawatirkan, karena pembentukan ikatan kimia berperan atom, dan kira-kira sama di sistem mana pun.

Jika salah satu atom pada ikatan kimia A:B menarik elektron lebih kuat, maka pasangan elektron akan bergerak ke arahnya. Lebih perbedaan keelektronegatifan atom, semakin besar pergeseran pasangan elektronnya.

Jika keelektronegatifan atom-atom yang berinteraksi sama atau kira-kira sama: EO(A)≈EO(B), maka pasangan elektron yang sama tidak berpindah ke atom mana pun: J: B. Koneksi ini disebut kovalen nonpolar.

Jika keelektronegatifan atom-atom yang berinteraksi berbeda, tetapi tidak terlalu besar (perbedaan keelektronegatifan kira-kira 0,4 hingga 2: 0,4<ΔЭО<2 ), kemudian pasangan elektron dipindahkan ke salah satu atom. Koneksi ini disebut polar kovalen .

Jika keelektronegatifan atom-atom yang berinteraksi berbeda secara signifikan (perbedaan keelektronegatifan lebih besar dari 2: ΔEO>2), kemudian salah satu elektron hampir seluruhnya berpindah ke atom lain, dengan pembentukan ion. Koneksi ini disebut ionik.

Jenis dasar ikatan kimia − kovalen, ionik Dan logam komunikasi. Mari kita lihat lebih dekat.

Ikatan kimia kovalen

Ikatan kovalen – itu adalah ikatan kimia , terbentuk karena pembentukan pasangan elektron bersama A:B . Apalagi dua atom tumpang tindih orbital atom. Ikatan kovalen dibentuk oleh interaksi atom-atom dengan perbedaan keelektronegatifan yang kecil (biasanya antara dua non-logam) atau atom dari satu unsur.

Sifat dasar ikatan kovalen

• fokus,
• saturasi,
• polaritas,
• kemampuan polarisasi.

Sifat ikatan ini mempengaruhi sifat kimia dan fisik suatu zat.

Arah komunikasi mencirikan struktur kimia dan bentuk zat. Sudut antara dua ikatan disebut sudut ikatan. Misalnya, dalam molekul air sudut ikatan H-O-H adalah 104,45 o, maka molekul air bersifat polar, dan dalam molekul metana sudut ikatan H-C-H adalah 108 o 28′.

Saturasi adalah kemampuan atom untuk membentuk ikatan kimia kovalen dalam jumlah terbatas. Banyaknya ikatan yang dapat dibentuk suatu atom disebut.

Polaritas Ikatan terjadi karena distribusi kerapatan elektron yang tidak merata antara dua atom yang keelektronegatifannya berbeda. Ikatan kovalen dibagi menjadi polar dan nonpolar.

Polarisasi koneksi adalah kemampuan elektron ikatan untuk bergeser di bawah pengaruh medan listrik eksternal(khususnya, medan listrik partikel lain). Polarisabilitas bergantung pada mobilitas elektron. Semakin jauh elektron dari inti, semakin mobile elektron tersebut, sehingga molekul semakin terpolarisasi.

Ikatan kimia kovalen nonpolar

Ada 2 jenis ikatan kovalen – KUTUB Dan NON-POlar .

Contoh . Mari kita perhatikan struktur molekul hidrogen H2. Setiap atom hidrogen pada tingkat energi terluarnya membawa 1 elektron tidak berpasangan. Untuk menampilkan atom, kami menggunakan struktur Lewis - ini adalah diagram struktur tingkat energi terluar suatu atom, ketika elektron ditunjukkan dengan titik. Model struktur titik Lewis cukup membantu ketika menangani unsur periode kedua.

H. + . H = H:H

Jadi, molekul hidrogen memiliki satu pasangan elektron bersama dan satu ikatan kimia H–H. Pasangan elektron ini tidak berpindah ke atom hidrogen mana pun, karena Atom hidrogen memiliki keelektronegatifan yang sama. Koneksi ini disebut kovalen nonpolar .

Ikatan kovalen nonpolar (simetris). adalah ikatan kovalen yang dibentuk oleh atom-atom dengan keelektronegatifan yang sama (biasanya bukan logam yang sama) dan, oleh karena itu, dengan distribusi kerapatan elektron yang seragam di antara inti atom.

Momen dipol ikatan non-polar adalah 0.

Contoh: H 2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Ikatan kimia kovalen polar

Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang terjadi antara atom yang mempunyai keelektronegatifan berbeda (biasanya, berbagai non-logam) dan dikarakterisasi pemindahan pasangan elektron bersama ke atom yang lebih elektronegatif (polarisasi).

Kerapatan elektron bergeser ke atom yang lebih elektronegatif - oleh karena itu, muatan parsial negatif (δ-) muncul pada atom tersebut, dan muatan parsial positif (δ+, delta +) muncul pada atom yang kurang elektronegatif.

Semakin besar perbedaan keelektronegatifan atom, semakin tinggi polaritas koneksi dan banyak lagi momen dipol . Gaya tarik menarik tambahan bekerja antara molekul tetangga dan muatan yang berlawanan tanda, yang semakin meningkat kekuatan komunikasi.

Polaritas ikatan mempengaruhi sifat fisik dan kimia senyawa. Mekanisme reaksi dan bahkan reaktivitas ikatan tetangga bergantung pada polaritas ikatan. Polaritas koneksi sering kali menentukan polaritas molekul dan dengan demikian secara langsung mempengaruhi sifat fisik seperti titik didih dan titik leleh, kelarutan dalam pelarut polar.

Contoh: HCl, CO2, NH3.

Mekanisme pembentukan ikatan kovalen

Ikatan kimia kovalen dapat terjadi melalui 2 mekanisme:

1. Mekanisme pertukaran pembentukan ikatan kimia kovalen adalah ketika setiap partikel menyediakan satu elektron tidak berpasangan untuk membentuk pasangan elektron yang sama:

A . + . B= SEBUAH:B

2. Pembentukan ikatan kovalen adalah mekanisme di mana salah satu partikel menyediakan pasangan elektron bebas, dan partikel lainnya menyediakan orbital kosong untuk pasangan elektron ini:

A: + B= SEBUAH:B

Dalam hal ini, salah satu atom menyediakan pasangan elektron bebas ( penyumbang), dan atom lainnya menyediakan orbital kosong untuk pasangan tersebut ( akseptor). Akibat terbentuknya kedua ikatan tersebut, energi elektron berkurang, yaitu. ini bermanfaat bagi atom.

Ikatan kovalen yang dibentuk oleh mekanisme donor-akseptor tidak berbeda dalam sifat dari ikatan kovalen lain yang dibentuk oleh mekanisme pertukaran. Pembentukan ikatan kovalen melalui mekanisme donor-akseptor merupakan ciri khas atom dengan jumlah elektron yang banyak pada tingkat energi terluar (donor elektron), atau sebaliknya, dengan jumlah elektron yang sangat sedikit (akseptor elektron). Kemampuan valensi atom dibahas lebih rinci di bagian terkait.

Ikatan kovalen dibentuk melalui mekanisme donor-akseptor:

- dalam sebuah molekul karbon monoksida CO(ikatan dalam molekul rangkap tiga, 2 ikatan terbentuk melalui mekanisme pertukaran, satu melalui mekanisme donor-akseptor): C≡O;

- V ion amonium NH 4 +, dalam ion amina organik, misalnya, pada ion metilammonium CH 3 -NH 2 + ;

- V senyawa kompleks, ikatan kimia antara atom pusat dan gugus ligan, misalnya pada natrium tetrahidroksoaluminat, ikatan Na antara ion aluminium dan hidroksida;

- V asam nitrat dan garamnya- nitrat: HNO 3, NaNO 3, dalam beberapa senyawa nitrogen lainnya;

- dalam sebuah molekul ozon O3.

Ciri-ciri dasar ikatan kovalen

Ikatan kovalen biasanya terbentuk antara atom bukan logam. Ciri-ciri utama ikatan kovalen adalah panjang, energi, multiplisitas dan arah.

Banyaknya ikatan kimia

Banyaknya ikatan kimia - Ini jumlah pasangan elektron bersama antara dua atom dalam suatu senyawa. Banyaknya suatu ikatan dapat ditentukan dengan cukup mudah dari nilai atom-atom yang membentuk molekul tersebut.

Misalnya , dalam molekul hidrogen H 2 multiplisitas ikatannya adalah 1, karena Setiap hidrogen hanya memiliki 1 elektron tidak berpasangan pada tingkat energi terluarnya, sehingga terbentuklah satu pasangan elektron bersama.

Dalam molekul oksigen O2, multiplisitas ikatannya adalah 2, karena Setiap atom pada tingkat energi terluar memiliki 2 elektron tidak berpasangan: O=O.

Dalam molekul nitrogen N2, multiplisitas ikatannya adalah 3, karena antara setiap atom terdapat 3 elektron tidak berpasangan pada tingkat energi terluar, dan atom-atom tersebut membentuk 3 pasangan elektron yang sama N≡N.

Panjang ikatan kovalen

Panjang ikatan kimia adalah jarak antara pusat inti atom yang membentuk ikatan. Itu ditentukan dengan metode fisik eksperimental. Panjang ikatan dapat diperkirakan dengan menggunakan aturan aditif, yang menyatakan bahwa panjang ikatan pada molekul AB kira-kira sama dengan setengah jumlah panjang ikatan pada molekul A 2 dan B 2:

Panjang ikatan kimia dapat diperkirakan secara kasar dengan jari-jari atom membentuk ikatan, atau oleh multiplisitas komunikasi, jika jari-jari atomnya tidak jauh berbeda.

Dengan bertambahnya jari-jari atom yang membentuk ikatan, panjang ikatan akan bertambah.

Misalnya

Ketika multiplisitas ikatan antar atom meningkat (jari-jari atomnya tidak berbeda atau hanya berbeda sedikit), panjang ikatan akan berkurang.

Misalnya . Pada deret: C–C, C=C, C≡C, panjang ikatannya berkurang.

Energi komunikasi

Ukuran kekuatan ikatan kimia adalah energi ikatan. Energi komunikasi ditentukan oleh energi yang dibutuhkan untuk memutuskan suatu ikatan dan melepaskan atom-atom yang membentuk ikatan tersebut pada jarak yang sangat jauh satu sama lain.

Ikatan kovalen adalah sangat tahan lama. Energinya berkisar dari beberapa puluh hingga beberapa ratus kJ/mol. Semakin tinggi energi ikatan maka semakin besar kekuatan ikatannya, begitu pula sebaliknya.

Kekuatan ikatan kimia bergantung pada panjang ikatan, polaritas ikatan, dan multiplisitas ikatan. Semakin panjang suatu ikatan kimia, semakin mudah putusnya, dan semakin rendah energi ikatannya, semakin rendah kekuatannya. Semakin pendek ikatan kimianya, semakin kuat, dan semakin besar energi ikatannya.

Misalnya, pada rangkaian senyawa HF, HCl, HBr dari kiri ke kanan, kekuatan ikatan kimianya berkurang, Karena Panjang koneksi bertambah.

Ikatan kimia ionik

Ikatan ionik adalah ikatan kimia berdasarkan tarikan elektrostatik ion.

Ion terbentuk dalam proses penerimaan atau sumbangan elektron oleh atom. Misalnya, atom dari semua logam dengan lemah menahan elektron dari tingkat energi terluar. Oleh karena itu, atom logam dicirikan oleh sifat restoratif- kemampuan untuk menyumbangkan elektron.

Contoh. Atom natrium mengandung 1 elektron pada tingkat energi 3. Dengan melepaskannya dengan mudah, atom natrium membentuk ion Na+ yang jauh lebih stabil, dengan konfigurasi elektron gas mulia neon Ne. Ion natrium mengandung 11 proton dan hanya 10 elektron, sehingga muatan total ion tersebut adalah -10+11 = +1:

+11Tidak) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Tidak +) 2 ) 8

Contoh. Sebuah atom klor pada tingkat energi terluarnya mengandung 7 elektron. Untuk memperoleh konfigurasi atom argon inert Ar yang stabil, klor perlu memperoleh 1 elektron. Setelah menambahkan elektron, ion klorin stabil yang terdiri dari elektron terbentuk. Muatan total ion adalah -1:

+17Kl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Kl — ) 2 ) 8 ) 8

Catatan:

• Sifat ion berbeda dengan sifat atom!
• Ion stabil tidak hanya dapat terbentuk atom, tetapi juga kelompok atom. Contoh: ion amonium NH 4 +, ion sulfat SO 4 2-, dll. Ikatan kimia yang dibentuk oleh ion-ion tersebut juga dianggap ionik;
• Ikatan ionik biasanya terbentuk antara satu sama lain logam Dan bukan logam(golongan non-logam);

Ion-ion yang dihasilkan tertarik akibat gaya tarik listrik: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Mari kita rangkum secara visual perbedaan antara jenis ikatan kovalen dan ionik:

Ikatan kimia logam

Sambungan logam adalah hubungan yang terbentuk secara relatif elektron bebas di antara ion logam, membentuk kisi kristal.

Atom logam biasanya terletak pada tingkat energi terluar satu hingga tiga elektron. Jari-jari atom logam, pada umumnya, besar - oleh karena itu, atom logam, tidak seperti non-logam, melepaskan elektron terluarnya dengan mudah, mis. merupakan agen pereduksi kuat

Interaksi antarmolekul

Secara terpisah, ada baiknya mempertimbangkan interaksi yang timbul antara molekul individu dalam suatu zat - interaksi antarmolekul . Interaksi antarmolekul adalah jenis interaksi antara atom netral di mana tidak ada ikatan kovalen baru yang muncul. Kekuatan interaksi antar molekul ditemukan oleh Van der Waals pada tahun 1869, dan dinamai menurut namanya pasukan Van dar Waals. Pasukan Van der Waals terbagi menjadi orientasi, induksi Dan menyebar . Energi interaksi antarmolekul jauh lebih kecil dibandingkan energi ikatan kimia.

Kekuatan orientasi tarik-menarik terjadi antar molekul polar (interaksi dipol-dipol). Gaya-gaya ini terjadi antara molekul-molekul polar. Interaksi induktif adalah interaksi antara molekul polar dan molekul non-polar. Molekul nonpolar terpolarisasi karena aksi molekul polar, yang menghasilkan gaya tarik elektrostatik tambahan.

Jenis khusus interaksi antarmolekul adalah ikatan hidrogen. - ini adalah ikatan kimia antarmolekul (atau intramolekul) yang muncul antara molekul yang memiliki ikatan kovalen sangat polar - H-F, H-O atau H-N. Jika ada ikatan seperti itu dalam suatu molekul, maka antar molekul akan ada kekuatan atraktif tambahan .

Mekanisme pendidikan ikatan hidrogen sebagian bersifat elektrostatis dan sebagian lagi bersifat donor-akseptor. Dalam hal ini, donor pasangan elektron adalah atom dari unsur yang sangat elektronegatif (F, O, N), dan akseptornya adalah atom hidrogen yang terikat pada atom tersebut. Ikatan hidrogen dicirikan oleh fokus di luar angkasa dan kejenuhan

Ikatan hidrogen dapat ditunjukkan dengan titik: H ··· O. Semakin besar elektronegativitas atom yang terikat pada hidrogen, dan semakin kecil ukurannya, semakin kuat ikatan hidrogennya. Ini tipikal terutama untuk koneksi fluor dengan hidrogen , serta untuk oksigen dan hidrogen , lebih sedikit nitrogen dengan hidrogen .

Ikatan hidrogen terjadi antara zat-zat berikut:

— hidrogen fluorida HF(gas, larutan hidrogen fluorida dalam air - asam fluorida), air H 2 O (uap, es, air cair):

— larutan amonia dan amina organik- antara molekul amonia dan air;

— senyawa organik yang mempunyai ikatan O-H atau N-H: alkohol, asam karboksilat, amina, asam amino, fenol, anilin dan turunannya, protein, larutan karbohidrat - monosakarida dan disakarida.

Ikatan hidrogen mempengaruhi sifat fisik dan kimia suatu zat. Dengan demikian, daya tarik tambahan antar molekul menyulitkan zat untuk mendidih. Zat dengan ikatan hidrogen menunjukkan peningkatan titik didih yang tidak normal.

Misalnya Sebagai aturan, dengan peningkatan berat molekul, peningkatan titik didih zat diamati. Namun pada beberapa zat H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te kita tidak mengamati perubahan linier pada titik didih.

Yaitu, di titik didih air sangat tinggi - tidak kurang dari -61 o C, seperti yang ditunjukkan garis lurus kepada kita, tetapi lebih dari itu, +100 o C. Anomali ini dijelaskan oleh adanya ikatan hidrogen antar molekul air. Oleh karena itu, dalam kondisi normal (0-20 o C) airnya cairan berdasarkan keadaan fase.

Keanggotaan zat dalam kelompok hidrokarbon jenuh ditentukan oleh sifat strukturnya. Mari kita perhatikan struktur hidrokarbon paling sederhana - metana.

Metana CH 4 adalah gas yang tidak berwarna dan tidak berbau, hampir dua kali lebih ringan dari udara. Ini terbentuk di alam sebagai hasil pembusukan sisa-sisa organisme tumbuhan dan hewan tanpa akses udara. Oleh karena itu, dapat ditemukan misalnya di perairan rawa dan tambang batu bara. Metana terkandung dalam jumlah yang signifikan dalam gas alam, yang kini banyak digunakan sebagai bahan bakar dalam kehidupan sehari-hari dan industri.

Pada molekul metana, ikatan kimia atom hidrogen dengan atom karbon bersifat kovalen. Jika pasangan awan elektron yang tumpang tindih selama pembentukan ikatan ditandai dengan dua titik atau garis valensi, maka struktur metana dapat dinyatakan dengan rumus:

Atau

Ketika studi tentang struktur spasial molekul mulai berkembang dalam kimia organik, ditemukan bahwa molekul metana sebenarnya berbentuk tetrahedral, dan tidak datar, seperti yang kita gambarkan di atas kertas.

Mari kita cari tahu mengapa molekul metana berbentuk tetrahedron. Kita tentunya harus mulai dari struktur atom karbon. Namun di sini kita dihadapkan pada kontradiksi. Atom karbon memiliki empat elektron valensi, dua di antaranya berpasangan elektron s, dan tidak dapat membentuk ikatan kimia dengan atom hidrogen. Ikatan kimia hanya dapat dibentuk melalui dua elektron p yang tidak berpasangan. Tapi molekul metana seharusnya memiliki rumus bukan CH 4, tapi CH 2, dan itu tidak benar. Kontradiksi ini dihilangkan dengan interpretasi pembentukan ikatan kimia berikut ini.

Ketika atom karbon berinteraksi dengan atom hidrogen, elektron s pada lapisan terluar di dalamnya menguap, salah satunya menggantikan elektron p ketiga dan selama pergerakannya membentuk awan berbentuk angka delapan volumetrik. , tegak lurus terhadap awan dua elektron p lainnya. Dalam hal ini, atom, seperti yang mereka katakan, memasuki keadaan tereksitasi. Sekarang keempat elektron valensi menjadi tidak berpasangan, mereka dapat membentuk empat ikatan kimia. Namun kontradiksi baru muncul. Tiga elektron p harus membentuk tiga ikatan kimia dengan atom hidrogen dalam arah yang saling tegak lurus, yaitu pada sudut 90°, dan atom hidrogen keempat dapat bergabung dalam arah yang berubah-ubah, karena awan elektron s berbentuk bola dan ini obligasi, Tentu saja, sifat-sifatnya akan berbeda. Sementara itu, diketahui bahwa semua ikatan C-H pada molekul metana adalah identik dan terletak pada sudut 109°28". Gagasan hibridisasi awan elektron membantu menyelesaikan kontradiksi ini.

Selama pembentukan ikatan kimia, awan semua elektron valensi atom karbon (satu elektron s dan tiga elektron p) sejajar dan menjadi identik. Pada saat yang sama, mereka mengambil bentuk delapan volumetrik yang asimetris, memanjang ke arah simpul tetrahedron (distribusi kerapatan elektron yang asimetris berarti bahwa kemungkinan menemukan elektron di satu sisi inti lebih besar daripada di sisi lain).

Sudut antara sumbu awan elektron hibrid ternyata sama dengan 109°28", yang memungkinkan awan tersebut, yang bermuatan sama, menjauh satu sama lain sebanyak mungkin. Karena memanjang hingga ke puncak tetrahedron, awan tersebut dapat secara signifikan tumpang tindih dengan awan elektron atom hidrogen, yang menyebabkan pelepasan energi yang lebih besar dan pembentukan ikatan kimia yang kuat dengan sifat yang identik (Gbr. A).

DEFINISI

metana- perwakilan paling sederhana dari kelas hidrokarbon jenuh (struktur molekul ditunjukkan pada Gambar 1). Ini adalah gas yang tidak berwarna, ringan, mudah terbakar, tidak berbau dan hampir tidak larut dalam air.

Titik didihnya -161,5 o C, suhu pemadatannya -182,5 o C. Campuran metana dengan udara sangat mudah meledak (terutama dengan perbandingan 1:10).

Beras. 1. Struktur molekul metana.

Produksi metana

Metana cukup umum di alam. Ini adalah komponen utama gas alam dari ladang gas (hingga 97%), dan ditemukan dalam jumlah besar dalam gas minyak bumi terkait (yang dikeluarkan selama produksi minyak), serta dalam gas oven kokas. Gas ini dilepaskan dari dasar rawa, kolam dan perairan yang tergenang, yang terbentuk selama penguraian sisa-sisa tanaman tanpa akses udara, itulah sebabnya metana disebut juga gas rawa. Terakhir, metana terus terakumulasi di tambang batu bara, yang disebut fireamp.

Metode sintetik untuk memproduksi metana menunjukkan hubungan antara zat anorganik dan zat organik. Kita dapat membedakan metode industri (1, 2, 3) dan laboratorium (4, 5) untuk produksinya:

C + 2H 2 →CH 4 (kat = Ni, t 0) (1);

CO + 3H 2 → CH 4 + H 2 O (kat = Ni, t = 200 - 300 o C) (2);

CO 2 + 4H 2 → CH 4 + 2H 2 O (kat, t 0) (3);

Al 4 C 3 + 12H 2 O → CH 4 + 4Al(OH) 3 (4);

CH 3 COONa + NaOH → CH 4 + Na 2 CO 3 (5).

Sifat kimia metana

Metana adalah senyawa organik dengan reaktif rendah. Jadi, dalam kondisi normal tidak bereaksi dengan asam pekat, alkali cair dan pekat, logam alkali, halogen (kecuali fluor), kalium permanganat dan kalium dikromat dalam lingkungan asam.

Semua transformasi kimia karakteristik metana terjadi dengan pemutusan ikatan C-H:

• halogenasi (SR)

CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl ( hν);

• nitrasi (SR)

CH 4 + HONO 2 (encer) → CH 3 -NO 2 + H 2 O (t 0);

• sulfoklorinasi (SR)

CH 4 + SO 2 + Cl 2 → CH 3 -SO 2 Cl + HCl ( hν);

Bedakan antara oksidasi metana katalitik (garam tembaga dan mangan digunakan sebagai katalis) (1, 2, 3) dan lengkap (pembakaran) (4):

2CH 4 + O 2 → 2CH 3 OH (p, t 0) (1);

CH 4 + O 2 → HC(O)H + H 2 O (NO, t 0) (2);

2CH 4 + 3O 2 → 2HCOOH + 2H 2 O (kat = Pt, t 0) (3);

CH 4 + 2O 2 →CO 2 + 2H 2 O + Q (4).

Konversi metana dengan uap air dan karbon dioksida juga dapat diklasifikasikan menurut metode oksidasinya:

CH 4 + H 2 O →CO + 3H 2 (kat = Ni, t = 800 o C);

CH 4 + CO 2 → 2CO + 2H 2.

Perengkahan metana adalah metode pemrosesan kimia minyak dan fraksinya yang paling penting untuk mendapatkan produk dengan berat molekul lebih rendah - minyak pelumas, bahan bakar motor, dll., serta bahan baku untuk industri kimia dan petrokimia:

2CH 4 → HC≡CH + 3H 2 (t = 1500 o C).

Penerapan metana

Metana membentuk bahan mentah untuk proses industri kimia terpenting untuk produksi karbon dan hidrogen, asetilena, senyawa organik yang mengandung oksigen - alkohol, aldehida, asam.

Contoh pemecahan masalah

CONTOH 1

CONTOH 2

Latihan	Hitung volume klorin dan metana, direduksi hingga kondisi normal, yang diperlukan untuk memperoleh karbon tetraklorida seberat 38,5 g.
Larutan	Mari kita tulis persamaan reaksi klorinasi metana menjadi karbon tetraklorida (reaksi terjadi di bawah pengaruh radiasi UV): CH 4 + 4Cl 2 = CCl 4 + 4HCl. Mari kita hitung jumlah zat karbon tetraklorida (massa molar - 154 g/mol): n(CCl 4) = m (CCl 4) / M (CCl 4); n(CCl 4) = 38,5 / 154 = 0,25 mol. Menurut persamaan reaksi n(CCl 4) : n(CH 4) = 1:1, yaitu n(CCl 4) = n(CH 4) = 0,25 mol. Maka volume metana akan sama dengan: V(CH 4) = n(CH 4) × Vm; V(CH 4) = 0,25 × 22,4 = 5,6 liter. Dengan menggunakan persamaan reaksi, kita mencari jumlah klorin. n(CCl 4) : n(Cl 2) = 1:4, yaitu n(Cl 2) = 4 × n(CCl 4) = 4 × 0,25 = 1 mol. Maka volume klorin akan sama dengan: V(Cl 2) = n(Cl 2) × V m; V(Cl 2) = 1 × 22,4 = 22,4 liter.
Menjawab	Volume klorin dan metana masing-masing adalah 22,4 dan 5,6 liter.