Metode ikatan valensi (BC) menganggap ikatan kimia sebagai akibat dari tarikan inti dua atom ke satu atau lebih pasangan elektron yang umum bagi mereka. Ikatan dua elektron dan dua pusat (binuklir) semacam itu, yang terletak di antara dua atom, disebut kovalen.
Pada prinsipnya, dua mekanisme untuk pembentukan ikatan kovalen dimungkinkan: 1) pasangan elektron dari dua atom di bawah kondisi orientasi yang berlawanan dari putarannya; 2) interaksi donor-akseptor, di mana pasangan elektron siap pakai dari salah satu atom (donor) menjadi umum dengan adanya orbital bebas atom lain (akseptor).
Alasan pembentukan semua jenis ikatan kimia adalah penurunan energi sistem yang menyertai proses ini. Perbedaan antara energi keadaan awal dan akhir disebut energi ikat (E CB) dan ditentukan oleh jumlah panas yang dilepaskan selama pembentukannya. Secara eksperimental, lebih mudah untuk menemukan nilai ini dengan jumlah energi yang dihabiskan untuk memutuskan ikatan ini. Energi ikatan kimia diperkirakan pada nilai orde 125-1050 kJ/mol.
Jarak antara inti dua atom, di mana gaya tarik menarik seimbang dengan gaya tolak menolak dan sistem memiliki energi minimum, disebut keseimbangan atau panjang ikatan d. Panjang ikatan dan energi bergantung pada multiplisitasnya, yang ditentukan oleh jumlah pasangan elektron yang mengikat dua atom. Dengan peningkatan multiplisitas, panjang ikatan berkurang dan energinya meningkat, misalnya, nilai-nilai ini untuk ikatan -С 1 С=С 1 =С, masing-masing, adalah (dalam nm dan kJ) 0,154 dan 548, 0,155 dan 598, 0,120 dan 838. Sebaliknya, peningkatan jari-jari atom yang membentuk ikatan menyebabkan peningkatan panjangnya dan penurunan energi.
Dalam banyak kasus, jumlah elektron yang tidak berpasangan dalam suatu atom kurang dari jumlah ikatan yang terbentuk olehnya. Hal ini dijelaskan oleh fakta bahwa ketika sebuah atom tereksitasi, satu atau lebih pasangan elektron terputus, diikuti oleh transisi satu elektron dari masing-masing ke orbital bebas dan energetik yang dapat diakses dari sublevel yang lebih tinggi. Proses seperti itu disebut promosi, dan energi yang dihabiskan untuk ini adalah energi promosi E prom. Untuk atom belerang, selain keadaan dasar (2), dua keadaan tereksitasi S(4) dan S(6) dimungkinkan karena transisi masing-masing satu atau dua elektron ke orbital 3d.
Sifat ikatan kovalen: saturasi, directivity dan polarisasi.
Kejenuhan ikatan kovalen disebabkan oleh kemampuan valensi atom yang terbatas, mis. kemampuan mereka untuk membentuk jumlah ikatan yang ditentukan secara ketat, yang biasanya berkisar dari 1 hingga 6. Jumlah total orbital valensi dalam sebuah atom, mis. yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan kimia menentukan kovalensi maksimum yang mungkin dari unsur tersebut. Jumlah orbital yang telah digunakan untuk menentukan kovalensi suatu unsur dalam senyawa tertentu.
Jika sebuah atom membentuk semua ikatan hanya karena pasangan elektron, maka orang biasanya hanya berbicara tentang valensinya, yang ditentukan oleh jumlah orbital satu elektron atau jumlah elektron yang tidak berpasangan dari atomnya dalam keadaan dasar atau keadaan tereksitasi.
Sifat partisipasi setiap jenis AO dalam pembentukan ikatan (fungsi berpasangan, donor dan akseptor) digambarkan secara grafis dengan tanda-tanda:
Unsur-unsur periode ke-2 dari sistem periodik hanya memiliki 4 AO valensi (satu 2S- dan tiga 2P), oleh karena itu kovalensi maksimumnya adalah 4. Jumlah elektron valensi dalam atom-atom unsur yang terletak di sebelah kiri karbon lebih kecil dari jumlah elektron valensinya. jumlah AO, dan dalam atom unsur yang terletak di sebelah kanan sebaliknya, lebih banyak. Oleh karena itu, yang pertama dapat menjadi akseptor, sedangkan yang kedua dapat menjadi donor pasangan elektron. Dalam keadaan valensi biasanya, atom karbon memiliki 4 elektron tidak berpasangan, yang bertepatan dengan jumlah valensi AO, sehingga tidak membentuk ikatan pada organisme donor-akseptor.
Orientasi ikatan kovalen adalah hasil dari keinginan atom untuk membentuk ikatan terkuat karena kerapatan elektron tertinggi di antara inti. Ini dicapai dengan orientasi spasial tumpang tindih awan elektron, yang bertepatan dengan miliknya. Pengecualian adalah awan s-elektron, karena bentuk bolanya membuat semua arah menjadi setara. Untuk awan elektron p dan d, tumpang tindih dilakukan di sepanjang sumbu di mana mereka diperpanjang, dan ikatan yang terbentuk dalam hal ini disebut ikatan . Ikatan memiliki simetri aksial, dan kedua atom dapat berotasi sepanjang garis ikatan, mis. garis imajiner yang melewati inti atom yang terikat secara kimia. Ini tidak termasuk kemungkinan pembentukan isomer spasial.
Setelah pembentukan ikatan antara dua atom, untuk sisa awan elektron dengan bentuk yang sama dan dengan bilangan kuantum utama yang sama, hanya ada kemungkinan tumpang tindih lateral pada kedua sisi garis ikatan, yang melaluinya satu pesawat nodal lewat dalam kasus ini. Akibatnya, ikatan terbentuk. Jadi, setiap ikatan rangkap selalu hanya mengandung satu ikatan . Contohnya adalah molekul nitrogen. Jumlah ikatan yang membentuk atom pusat dalam molekul atau ion kompleks menentukan nilai bilangan koordinasinya. Misalnya, dalam molekul NH 3 dan ion NH 4 + untuk atom nitrogen, itu sama dengan tiga.
Pembentukan ikatan menetapkan posisi spasial atom relatif satu sama lain, oleh karena itu jumlah ikatan dan sudut antara garis ikatan, yang disebut valensi, menentukan konfigurasi geometris spasial molekul dan ion kompleks, yang tercermin dalam model geometris yang sesuai.
Ikatan yang dibentuk oleh atom karena orbital dengan nilai yang berbeda harus secara energetik tidak sama, yang, bagaimanapun, tidak dikonfirmasi oleh eksperimen. Kontradiksi dihilangkan dengan gagasan hibridisasi (L. Pauling), yang menurutnya, ketika ikatan terbentuk, orbital dengan simetri yang berbeda bercampur dan berubah menjadi AO hibrida dengan bentuk yang sama dan energi rata-rata yang sama, yang memastikan kesetaraan dari ikatan yang mereka bentuk. Kemungkinan hibridisasi ditentukan oleh tiga kondisi:
1. perbedaan kecil dalam energi AO awal, dengan peningkatan perbedaan ini, stabilitas keadaan hibridnya dan kekuatan ikatan yang dibentuk olehnya berkurang;
2. kerapatan awan elektron yang cukup, yang ditentukan oleh nilai bilangan kuantum utama;
3. tingkat tumpang tindih yang cukup dari AO hibrida dengan orbital atom lain selama pembentukan ikatan, yang memperbaiki keadaan hibrida dan membuatnya lebih stabil.
Jumlah orbital hibrida sama dengan jumlah orbital asli. Mereka dapat ditemukan dengan metode kombinasi linier (penjumlahan dan pengurangan) dari AO awal (LCAO). Semakin besar kontribusi AO terhadap fungsi gelombang awal, semakin mirip orbital hibridanya. Bentuk orbital hibrid yang asimetris disebabkan oleh fakta bahwa, di satu sisi, dari inti, kerapatan elektron meningkat karena penambahan fungsi gelombang dengan tanda yang sama, dan di sisi lain, berkurang karena penambahan fungsi yang sama dengan tanda yang berbeda, yang setara dengan pengurangannya. Bentuk orbital hibrida ini bermanfaat untuk pembentukan ikatan yang lebih kuat.
Posisi spasial relatif orbital hibrid dalam sebuah atom ditentukan oleh korelasi muatan dan spin elektron, yang menurutnya elektron dengan spin paralel cenderung terpisah sejauh mungkin, yang mengurangi gaya tolak dan dengan demikian menurunkan energi sistem. . Dalam kasus dua orbital hibrid, posisi mereka di sepanjang satu garis lurus dengan orientasi dalam arah yang berlawanan akan menjadi yang paling menguntungkan secara energi, yang menentukan konfigurasi linier dari molekul yang sesuai.
Hibridisasi Sp 2 menghasilkan tiga orbital hibrida, yang diarahkan dari pusat ke simpul segitiga beraturan dan sudut ikatan dalam hal ini adalah 120 0 . Hibridisasi orbital valensi tersebut dilakukan dalam molekul BF 3 dan BCl 3.
Empat orbital hibrida Sp 3 diarahkan ke simpul tetrahedron beraturan pada sudut 109 0 . Contoh molekul tetrahedral adalah CH 4 , CCl 4 dan ion NH 4 +.
Hibridisasi dapat melibatkan tidak hanya satu elektron, tetapi juga AO dua elektron. Dalam hal ini, jumlah orbital yang tidak dibagi tetap pada orbital hibrida, yaitu. tidak mengambil bagian dalam pembentukan ikatan, pasangan elektron (EP), yang berada di AO asli. AO bebas dan AO satu elektron yang membentuk ikatan tidak ikut serta dalam hibridisasi.
Konfigurasi geometris molekul sepenuhnya ditentukan oleh jenis hibridisasi orbital atom pusat hanya dengan syarat bahwa semua AO hibrida berpartisipasi dalam pembentukan ikatan. Jika pasangan elektron yang tidak digunakan bersama tetap pada setidaknya salah satu dari mereka, maka konfigurasi yang ditentukan oleh jenis hibridisasi direalisasikan secara tidak lengkap. Jadi, dengan adanya jenis hibridisasi Sp3 yang sama, tergantung pada jumlah pasangan elektron bebas, empat konfigurasi geometrik molekul yang berbeda dimungkinkan, seperti yang ditunjukkan pada Tabel 2.
Meja 2
Kemungkinan konfigurasi geometrik molekul selama Sp 3 - hibridisasi
Molekul dengan ikatan rangkap mengandung ikatan , yang, tanpa berpartisipasi dalam hibridisasi dan tanpa mempengaruhi konfigurasi geometris molekul, menstabilkan keadaan hibrid atom. Jumlah semua ikatan dalam suatu molekul sama dengan multiplisitas ikatan dikurangi satu (satu ikatan ). Jumlah ikatan ditentukan oleh jumlah total ikatan tunggal dan ganda. Jadi, dalam molekul POCI 3 terdapat satu ikatan rangkap dan tiga ikatan tunggal, sehingga mengandung 3δ dan satu ikatan .
Untuk menentukan jenis hibridisasi, perlu diketahui jumlah orbital hibridisasi atom pusat. Itu dapat ditemukan dengan mengurangkan dari jumlah total valensi AOs dengan jumlah satu elektron yang membentuk ikatan . Dalam skema konfigurasi elektronik, mereka dihitung dari kanan ke kiri, karena ikatan terbentuk, pertama-tama, -, dan kemudian p-AO. Semua orbital valensi yang tersisa berpartisipasi dalam hibridisasi.
Kehadiran pasangan elektron yang tidak digunakan bersama dalam molekul mempengaruhi besarnya sudut ikatan. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa gaya tolak-menolak lebih besar daripada antara pasangan elektron pengikatan (BPs) yang relatif tetap. Menurut gaya tolak menolak, pasangan elektron dapat diatur dalam urutan berikut:
NP - NP > NP-SP > SP-SP. Akibatnya, NP, sampai batas tertentu, memberi tekanan pada pasangan elektron ikatan, yang menyebabkan penurunan sudut ikatan. Semakin besar jumlah NP, semakin kuat efeknya. Jadi, pada molekul NH 3, satu NP mengurangi sudut tetrahedral (~ 109 0) menjadi 107 0, dan pada molekul H 2 O 2NP, sudut tersebut direduksi menjadi 104,5 0. Panjang ikatan tunggal dan ganda antara atom pusat dan atom identik lainnya ternyata sama menurut data percobaan. Hal ini dapat dijelaskan dengan delokalisasi ikatan , yaitu distribusi seragam mereka di antara semua ikatan, yang ditunjukkan dalam rumus dengan garis putus-putus.
Dalam kasus ini, multiplisitas ikatan dinyatakan sebagai bilangan pecahan, dalam ion sulfat sama dengan 1,5. Ini sesuai dengan panjang ikatan yang ditemukan secara eksperimental (0,149 nm), yang nilainya menengah antara sederhana (0,160 nm) dan ganda (0,143 nm). Bersamaan dengan delokalisasi ikatan , delokalisasi muatan juga terjadi, oleh karena itu, dalam ion asam okso, mereka tidak terkonsentrasi pada atom oksigen, tetapi didistribusikan secara merata di seluruh volume seluruh ion.
Polarisabilitas dianggap berdasarkan gagasan bahwa ikatan kovalen dapat bersifat non-polar (kovalen murni) atau polar. Dalam kasus pertama, ikatan terbentuk antara atom yang identik, dan distribusi kerapatan elektron yang simetris di ruang internuklear mengarah pada kebetulan pusat gravitasi muatan positif dan negatif. Ikatan polar terbentuk ketika kerapatan elektron antar inti bergeser ke atom dengan elektronegativitas yang lebih tinggi. Maka pusat gravitasi (+) dan (-) muatan tidak bertepatan dan sebuah sistem (dipol listrik) muncul dari dua muatan yang sama besarnya, tetapi berlawanan tanda muatan (δ + dan -), jarak antara keduanya adalah disebut panjang dipol . Derajat polaritas koneksi semacam itu diperkirakan dengan nilai momen listrik dipol , sama dengan produk muatan absolut elektron (q = 1,60∙10 -19 C) dengan panjang dipol: = q∙ . Jadi, jika (Н-СI)=0,022 nm atau 22∙10 -12 m, maka (Н-СI)=1,60∙10 -19 22∙10 -12 = 3,52∙10 -30 C m.
Secara eksperimental, momen listrik dipol biasanya ditentukan dan panjang dipol ditemukan darinya: = / q.
Momen dipol adalah besaran vektor, yaitu ditandai dengan directivity (kondisional dari muatan positif ke negatif).
Momen listrik dipol molekul ditentukan oleh jumlah geometris (vektor) momen dipol ikatan. Misalnya, dari molekul CO 2 linier adalah: (CO) + (CO) \u003d 0 atau untuk molekul air di mana ikatan H-O diarahkan pada sudut 104,5 0, μ \u003d 6,13 10 - 30 Cl∙m.
Polarisabilitas ikatan kovalen adalah kemampuannya untuk menjadi polar atau lebih polar di bawah aksi medan listrik eksternal. Momen konstan dipol kopling kutub n dalam medan listrik menjadi lebih besar dengan nilai i sama dengan momen waktu dipol induksi atau induksi: =μ n + i .
Peran medan listrik eksternal dapat dimainkan oleh partikel bermuatan yang merupakan bagian dari senyawa itu sendiri (ion atau atom dengan muatan efektif yang besar).
Efek polarisasi ion menyebabkan deformasi kulit elektron tetangganya, yang semakin besar, semakin besar kemampuan polarisasinya, mis. kapasitas untuk deformasi tersebut. Semakin besar muatan ion dan semakin kecil jari-jarinya, semakin besar efek polarisasinya dan semakin rendah polarisasi sebenarnya.
Pembentukan kation dan anion dari atom masing-masing disertai dengan penurunan dan peningkatan jari-jari. Misalnya, r (Na)= 0,189 dan r (Na +)= 0,098 nm; r (Cl)= 0,099 dan r (Cl -)= 0,181 nm. Hubungan ini mengarah pada fakta bahwa interaksi ion terutama disertai dengan polarisasi anion oleh kation. Untuk anion kompleks, karena jari-jari efektifnya yang besar, efek polarisasi dan polarisasi intrinsik relatif kecil dan biasanya tidak diperhitungkan.
Menurut meningkatnya kekuatan aksi polarisasi, semua kation dapat dikelompokkan menjadi tiga kelompok:
1. Kation dengan lapisan elektron terluar yang stabil lengkap dari jenis gas mulia;
2. Kation dengan lapisan elektron terluar yang tidak lengkap - ion elemen (Cr 3+, Fe 2+, Fe 3+, Mn 2+, dll.), ion elemen p (TI +, Pb 2+, Bi 3+ dan lainnya);
3. Kation dengan lapisan 18 elektron (Ag + , Zn 2+ , TI 3+ dll.). Beberapa ion dari golongan terakhir, misalnya Hg 2+, mudah terdeformasi, dan kemudian anion terpolarisasi menginduksi dipol di dalamnya, yang, pada gilirannya, meningkatkan deformasi kulit elektron anion, yang disebut polarisasi tambahan. memengaruhi.
Ketentuan dasar metode VS.
1. Ikatan kimia tunggal dibentuk oleh dua elektron dengan spin berlawanan milik atom yang berbeda. Koneksi terbentuk karena tumpang tindih fungsi gelombangnya dan pembentukan pasangan elektron yang sama. Akibatnya, zona peningkatan muatan negatif muncul di antara inti atom, karena waktu tinggal elektron di wilayah ini lebih lama daripada di titik lain dalam ruang molekul. Pembentukan pasangan elektron yang sama menyebabkan penurunan energi total sistem secara keseluruhan dan pembentukan ikatan kovalen.
2. Sambungan berorientasi pada ruang dan terletak pada arah dimana kemungkinan terjadinya tumpang tindih fungsi gelombang maksimum.
3. Dari dua orbital atom, ikatan yang lebih kuat dibentuk oleh ikatan yang lebih tumpang tindih dengan orbital atom kedua. Semakin besar tumpang tindih orbital, semakin banyak energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan, semakin kuat ikatannya.
Ciri-ciri ikatan kovalen.
1. Energi ikatan E St, kJ/mol.
2. Polaritas komunikasi.
3. Saturasi ikatan.
Mari kita pertimbangkan mereka secara lebih rinci.
Energi komunikasi.
Ketahanan molekul diatomik untuk meluruh menjadi atom dicirikan oleh nilai energi disosiasinya, atau kekuatan ikatan. Dalam molekul hidrogen, energi ikat secara numerik sama dengan energi yang dilepaskan selama pembentukan molekul H2 dari atom H + H = H 2 + 432 kJ. Energi yang sama harus dikeluarkan untuk memutuskan ikatan H 2 = H + H 432 kJ.
Dalam molekul komposisi AB n pelepasan berturut-turut dari atom "B" disertai dengan pengeluaran energi yang tidak merata.
Misalnya, nilai energi (kJ/mol) dari eliminasi berturut-turut atom hidrogen dari molekul metana berbeda secara signifikan:
Dalam hal ini, energi ikatan C-H didefinisikan sebagai nilai rata-rata energi yang dikeluarkan pada semua tahap: CH 4 =C+4H; =1660kJ/mol;
E(С−Н) = 1660 / 4 = 415 kJ/mol.
Energi ikat pasangan atom tertentu, misalnya C-H, bergantung pada molekul mana pasangan ini termasuk. Namun, perubahan energi ini dalam molekul yang berbeda kecil. Ini menegaskan asumsi bahwa pasangan elektron yang mengikat atom terlokalisasi di antara atom.
Jika kita membandingkan energi ikatan C-H dalam banyak molekul, maka nilai rata-ratanya akan sama dengan 413 kJ / mol, yang tidak terlalu berbeda dengan yang dihitung untuk ikatan C-H dalam molekul CH 4 (415 kJ / mol).
Semakin tinggi energi ikatan kimia, semakin kuat ikatannya. Ikatan dianggap kuat atau kuat jika energinya melebihi 500 kJ/mol (misalnya, 942 kJ/mol untuk N 2), lemah - jika energinya kurang dari 100 kJ/mol (misalnya, 69 kJ/mol untuk NO 2). Jika selama interaksi atom energi yang dilepaskan kurang dari 15 kJ/mol, maka dianggap tidak terbentuk ikatan kimia, tetapi interaksi antarmolekul diamati (misalnya, 2 kJ/mol untuk Xe 2). Kekuatan ikatan biasanya menurun dengan bertambahnya panjang (Tabel 4.1).
Tabel 4.1
Nilai panjang ikatan dan energi untuk asam hidrohalat
Ikatan tunggal selalu lebih lemah daripada ikatan rangkap - ikatan rangkap dua dan rangkap tiga antara atom yang sama.
Polaritas komunikasi
Jika ikatan kovalen dibentuk oleh dua atom dari unsur yang sama, maka kerapatan elektron total terletak secara simetris mutlak di bidang kedua inti. Jika pasangan yang sama mengikat atom dari dua unsur yang berbeda, maka kerapatan elektron tidak simetris. Ini bias terhadap atom dari unsur yang lebih elektronegatif. Akibatnya, muatan negatif (sebagian) berlebih diinduksi pada atom ini, dan muatan positif parsial diinduksi pada atom yang berlawanan. Akibatnya, dua kutub bermuatan berlawanan terbentuk dalam molekul. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan atom, semakin polar ikatannya.
Molekul polar yang memiliki kutub positif dan negatif yang terpisah dalam ruang disebut DIPOLES. Jarak antara kutub dalam dipol disebut garis bujur ( L).
Produk dari muatan salah satu kutub dan panjang dipol disebut momen dipol (Cl∙m).
μ = Z∙L.(4.1)
Momen dipol merupakan besaran vektor. Dalam kimia, arah momen dipol diambil dari kutub positif ke negatif. Misalnya, dalam molekul hidrogen klorida, kelebihan (+) terkonsentrasi pada atom hidrogen, dan kelebihan (-) H + → Cl - terkonsentrasi pada atom klor. Untuk molekul poliatomik, momen dipol dapat dihitung sebagai jumlah vektor momen dipol ikatan individu, dengan mengabaikan pengaruh timbal baliknya. Momen ikatan individu dapat memperkuat atau mengimbangi satu sama lain, mengubah momen total.
Misalnya, molekul BeCl 2 dan CO 2 linier adalah non-polar. Meskipun masing-masing ikatan bersifat polar. Molekul-molekul ini termasuk molekul metana CH 4 dan sulfur heksafluorida SF 6, di mana momen dipol ikatan individu
mengkompensasi satu sama lain dan momen dipol total molekul adalah nol.
Dalam kasus yang membatasi, pasangan elektron bersama sepenuhnya terlokalisasi di salah satu atom. Akibatnya, dua ion bermuatan berlawanan terbentuk. Sebuah atom yang kehilangan elektron berubah menjadi kation (A+), dan atom yang menangkap elektron asing berubah menjadi anion (A-). Sebagai hasil dari daya tarik timbal balik dari dua partikel bermuatan berlawanan, ikatan ionik muncul.
Ikatan ionik terbentuk karena gaya tarik elektrostatik antara partikel dengan muatan yang berlawanan tanda, yang terbentuk karena transfer satu atau lebih elektron dari satu atom ke atom lainnya. Menurut teori Kossel (1916), atom dari setiap unsur, masuk ke dalam senyawa, kehilangan atau memperoleh jumlah elektron yang sesuai, berusaha untuk memperoleh kulit elektron dari atom gas mulia terdekat (dalam sistem periodik). n 2 atau n 2 np 6. Sebagai hasil dari penambahan atau kehilangan elektron, masing-masing anion atau kation terbentuk.
Misalnya, untuk kristal ionik NaCl, pembentukan ion Na + dan Cl - dari atom netral menunjukkan bahwa atom natrium kehilangan elektron, dan atom klorin memperolehnya. Akibatnya, Na + (2 s 2 2p 6 – Kulit Ne) dan Cl - (3 s 2 3p 6 – kulit Ar). Ion-ion ini membentuk struktur tiga dimensi yang teratur di dalam kristal.
Ion-ion dalam kristal berada dalam posisi setimbang, sehingga gaya tarik Coulomb di antara mereka harus dikompensasikan dengan gaya tolak kulit elektronnya.
Diketahui bahwa ikatan ion sempurna tidak ada. Bahkan dalam senyawa-senyawa yang biasanya disebut sebagai ionik, tidak ada transfer elektron yang lengkap dari satu atom ke atom lainnya. Elektron selalu sebagian tetap umum digunakan.
Misalnya, ikatan dalam litium fluorida adalah 80% ionik dan 20% kovalen. Untuk alasan ini, lebih tepat untuk berbicara tentang tingkat ionisitas ikatan kimia.
Ikatan ionik dominan muncul hanya jika atom-atom yang berinteraksi (misalnya, natrium dan klor) sangat berbeda dalam energi ionisasi dan afinitas elektron (logam-nonlogam).
Interaksi antara kation dan anion dalam kristal ionik tidak bergantung pada arah, sehingga ikatan ion dikatakan tidak searah. Setiap kation dapat menarik sejumlah anion, dan sebaliknya. Untuk alasan ini, ikatan ion bersifat non-directional dan tak jenuh, dan jumlah interaksi antara ion dalam keadaan padat hanya terbatas.
ukuran kristal. Oleh karena itu, "molekul" senyawa ionik harus dianggap sebagai keseluruhan kristal.
Untuk alasan ini, kristal ionik sangat keras dan rapuh dan memiliki energi kisi yang tinggi.
Jika Anda mencoba mendeformasi kisi ionik, maka salah satu lapisan akan bergeser relatif terhadap yang lain sampai ion bermuatan serupa terlalu dekat satu sama lain. Hal ini menyebabkan peningkatan tajam dalam gaya tolak, dan kisi dengan cepat dihancurkan.
Saturasi komunikasi
Ikatan kovalen adalah jenis ikatan kimia paling umum yang terjadi pada senyawa dari berbagai jenis. Merupakan kebiasaan untuk membedakan dua mekanisme yang mungkin untuk pembentukannya: mekanisme pertukaran, ketika masing-masing atom yang berinteraksi memasok satu elektron, dan mekanisme donor-akseptor, jika pasangan elektron ditransfer ke penggunaan umum satu atom (donor) ke atom lain (akseptor) yang memiliki orbital elektron bebas.
1. Mekanisme pertukaran A ∙ + ∙ B = A : PADA
2. Mekanisme donor-akseptor A + : B = A : PADA
Molekul hidrogen adalah contoh paling sederhana dari pembentukan ikatan kovalen melalui mekanisme pertukaran.
Dalam kerangka gagasan Lewis tentang mekanisme pertukaran, valensi suatu unsur ditentukan oleh jumlah pasangan elektron umum yang dibentuk oleh atom dalam suatu molekul.
Dalam beberapa kasus, kedua elektron selama pembentukan ikatan kovalen hanya disuplai oleh salah satu atom. Itu disebut valensi donor. Setelah ikatan semacam itu terbentuk, ia menjadi tidak dapat dibedakan dari ikatan kovalen lainnya. Ikatan donor-akseptor diwujudkan dalam banyak molekul dan ion.
Selama pembentukan ion amonium NH 4 + dan molekul BF 3 NH 3, atom nitrogen dalam molekul amonia NH 3 memiliki 2 non-ikatan S 2 pasangan elektron. Ion hidrogen H + - bebas 1 S orbital, dan atom boron dalam molekul BF 3 bebas 2 R orbit.
H++ : NH 3 → H : N H F 3 B + : NH3 → BF3 : NH3
Dalam ion NH 4 +, ion H + berfungsi sebagai akseptor, dan dalam molekul BF 3 NH 3, itu adalah atom boron (B). Atom nitrogen, yang merupakan bagian dari molekul amonia, dalam kedua kasus bertindak sebagai donor.
Interaksi donor-akseptor antara molekul yang berbeda dapat disertai dengan pembentukan senyawa kompleks:
1С1 3 + : NH 3 \u003d [A1 (NH 3)] C1 3
Atom nitrogen dalam NH 3 memiliki pasangan elektron bebas dan berperan sebagai donor, dan atom A1 pada molekul A1C1 3 memiliki orbital bebas dan berperan sebagai akseptor.
Semua ini menunjukkan bahwa valensi atom tidak hanya bergantung pada jumlah elektron yang tidak berpasangan, tetapi juga pada keberadaan orbital kosong dan jumlah pasangan elektron yang tidak digunakan bersama.
Dalam ion NH 4 +, semua ikatan atom nitrogen pusat N-H, meskipun asalnya berbeda, adalah setara dan tidak dapat dibedakan, yang dengan jelas membuktikan sifat ikatan kovalen dan donor-akseptor yang sama.
Ikatan yang dibentuk oleh mekanisme donor-akseptor biasanya terbentuk setelah atom donor menggunakan elektron yang tidak berpasangan untuk membentuk ikatan melalui mekanisme pertukaran. Ini dijelaskan oleh fakta bahwa selama pembentukan pasangan elektron yang sama dengan partisipasi elektron dari atom lain, tingkat valensi atom donor jenuh, sementara keelektronegatifannya menurun dan lebih mudah melepaskan pasangan non-ikatannya untuk pembentukan ikatan melalui mekanisme donor-akseptor.
Orbital akseptor bebas dicirikan oleh nilai energi yang sangat rendah. Ini menjelaskan kecenderungan mereka untuk diisi dengan elektron menurut mekanisme donor-akseptor. Interaksi donor-akseptor mendasari proses seperti polimerisasi beberapa molekul selama transisi dari gas ke keadaan cair, pembentukan senyawa kompleks, dan hidrolisis anion.
arah komunikasi
Pembentukan ikatan kovalen adalah hasil dari tumpang tindih awan elektron valensi (orbital atom AO), yang dicirikan oleh orientasi tertentu dalam ruang, dan oleh karena itu ikatan kovalen memiliki arah yang ditentukan secara ketat.
Arah ikatan kovalen dicirikan oleh sudut valensi - sudut antara garis yang menghubungkan pusat atom yang terikat. Dengan sendirinya, rumus grafik suatu molekul atau ion tidak membawa informasi tentang sudut ikatan. Misalnya, pada ion 2−, sudut ikatan antara ikatan S-O sama dengan 109,5 o, dan pada ion 2− Pd-Cl - 90 o; molekul BF 3 berbentuk segitiga datar, NF 3 berbentuk piramida, dan C1F 3 berbentuk T, meskipun ketiga molekul terakhir memiliki komposisi AF 3.
Kombinasi panjang ikatan dan sudut ikatan dalam suatu molekul menentukan struktur keseimbangan spasialnya, di mana terdapat persamaan gaya.
daya tarik dan tolakan, dan yang menyediakan struktur spasial yang optimal dan nilai minimum energi molekul.
Tumpang tindih orbital atom di sepanjang garis yang menghubungkan inti atom mengarah pada pembentukan ikatan . Hanya satu ikatan yang mungkin terjadi antara dua atom dalam partikel kimia. Semua ikatan memiliki simetri aksial terhadap sumbu internuklear.
Fragmen partikel kimia dapat berputar di sekitar sumbu internuklear tanpa melanggar tingkat tumpang tindih orbital atom yang membentuk ikatan .
Seperangkat ikatan - yang terarah dan sangat berorientasi pada ruang menciptakan struktur spasial partikel.
Beras. 4.2. Skema pembentukan ikatan dengan partisipasi elektron dari berbagai jenis
Dengan tambahan tumpang tindih orbital atom tegak lurus terhadap garis yang menghubungkan inti atom yang berinteraksi, ikatan terbentuk, di mana r-r, p - d dan DD-orbital (Gbr. 4.3).
Dengan munculnya ikatan yang tidak memiliki simetri aksial, rotasi bebas fragmen partikel kimia di sekitar ikatan menjadi tidak mungkin, karena akan menyebabkan putusnya ikatan .
Banyaknya ikatan yang terbentuk antar atom disebut beragam, atau urutan komunikasi, dan ditentukan oleh jumlah pasangan elektron yang sama .
Telah ditemukan bahwa jarak rata-rata antara atom-atom yang terikat (panjang ikatan) berkurang dengan bertambahnya jumlah pasangan elektron bersama.
Beras. 4.3. Skema pembentukan ikatan dengan partisipasi elektron dari berbagai jenis
Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa kerapatan elektron antara dua inti bermuatan positif meningkat, akibatnya gaya tarik antara inti juga meningkat, dan, akibatnya, meningkat energi ikat(Tabel 4.2).
2. Sebagai akibat dari tumpang tindih AO, muncul pasangan elektron yang umum untuk dua atom dengan spin antiparalel (yaitu, berlawanan tanda), yang memberikan satu ikatan kimia.
3. Selama interaksi, AO dapat mengalami hibridisasi (dalam hal ini, GAO diperoleh - orbital atom hibrid).
Faktanya, MVS adalah versi yang lebih sempurna dari teori ikatan kovalen. Dalam MVS, ikatan kimia juga dapat dibentuk dengan dua cara:
1. Mekanisme pertukaran
2. Mekanisme donor-akseptor
Ikatan yang dibentuk oleh atom yang sama dengan cara yang berbeda sama sekali tidak dapat dibedakan satu sama lain. Jadi, molekul hidrogen dapat diperoleh baik melalui pertukaran maupun dengan mekanisme donor-akseptor:
MVS memberikan interpretasi yang jelas dan tepat tentang konsep valensi. Valensi- ini adalah jumlah AO atom tertentu yang mengambil bagian dalam tumpang tindih dengan AO atom lain melalui mekanisme pertukaran atau donor-akseptor.
Atom dapat membentuk ikatan baik dalam keadaan normal (tidak tereksitasi) maupun dalam keadaan tereksitasi. Transisi atom ke keadaan tereksitasi dikaitkan dengan lompatan elektron valensi dari satu sublevel valensi ke sublevel valensi lainnya. Dalam hal ini, sejumlah tambahan elektron tidak berpasangan muncul dan kemungkinan valensi atom meningkat sesuai dengan mekanisme pertukaran.
Contoh: atom fosfor dalam keadaan normal memiliki struktur elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 atau [ Tidak] 3s 2 3p 3. Elektron valensi fosfor ( 3s 2 3p 3) didistribusikan pada orbital valensi sebagai berikut:
Atom fosfor yang tidak tereksitasi dapat membentuk 3 ikatan melalui mekanisme pertukaran dan 1 ikatan oleh mekanisme donor-akseptor (karena sepasang elektron 3s 2). Oleh karena itu, atom fosfor semacam itu mungkin memiliki valensi III atau IV.
Atom fosfor tereksitasi ( R *) dapat membentuk 5 ikatan melalui mekanisme pertukaran, yaitu, valensinya adalah V. Dan, memang, fosfor dalam senyawanya menunjukkan valensi III ( PH 3- fosfin), IV ( P- ion fosfonium), V ( H3PO4- asam fosfat). Valensi lain untuk fosfor tidak seperti biasanya.
Jika atom tidak mengalami hibridisasi selama interaksi kimia, maka deskripsi pembentukan ikatan dari posisi MHS dilakukan sebagai berikut:
a) diagram orbital pembentukan ikatan disusun;
b) tumpang tindih orbital dalam ruang digambarkan secara skematis.
Contoh: molekul Cl 2 .
Diagram ini menunjukkan bahwa dalam sebuah molekul Cl2 ada satu ikatan kovalen yang dibentuk oleh mekanisme pertukaran. Rumus grafik dari molekul ini adalah: Cl - Cl.
Struktur spasial molekul Cl2(hanya ditampilkan 3p- orbital):
Menurut jenis tumpang tindih orbital, ikatan-s, ikatan-p dan ikatan-d dibedakan.
s - ikatan terbentuk pada tumpang tindih orbital "frontal", mis. maksimum tumpang tindih AO berada pada garis lurus yang menghubungkan inti atom. s - koneksi adalah yang terkuat. Itu dapat dibentuk oleh orbital yang tumpang tindih dalam bentuk apa pun:
Dalam kasus ikatan-p, maksima tumpang tindih AO terletak di 2 daerah yang terletak pada bidang yang melewati inti atom:
Dalam kasus ikatan-d, maksima tumpang tindih AO terletak di 4 daerah yang terletak pada 2 bidang yang saling tegak lurus yang melewati inti atom. Hubungan jenis ini hanya dapat terjadi ketika tumpang tindih d- dan f- orbital dan telah dipelajari sangat sedikit.
Upaya untuk menggunakan MVS dalam versi paling sederhana yang dijelaskan di atas untuk menggambarkan struktur kimia sebagian besar molekul yang terdiri dari 3 atom atau lebih tidak berhasil. Dalam banyak kasus, teori tidak cocok dengan data eksperimen sama sekali. Untuk menghilangkan kontradiksi ini, teori hibridisasi dikembangkan.
Hibridisasi adalah penataan ulang AO yang dalam yang terjadi ketika atom berpindah dari keadaan normal ke keadaan tereksitasi. Dalam hal ini, AO diubah menjadi GAO (orbital atom hibrida). GAO berbeda tajam dari AO asli dalam hal energi, bentuk, dan orientasi dalam ruang. Pada saat yang sama, GAO dari satu atom benar-benar identik dalam energi dan bentuk satu sama lain.
Contoh : sp 3- hibridisasi atom karbon:
Semua GAO berbentuk seperti dumbbell asimetris (yaitu diperpanjang dalam satu arah). Hanya orbital dari sublevel valensi yang dapat mengalami hibridisasi. Selama hibridisasi dari n AO diperoleh n GAO. GAO berpartisipasi dalam pembentukan hanya ikatan-s, dan ikatan ini lebih kuat dari ikatan-s serupa yang melibatkan AO non-hibrida.
Saat ini, sekitar 20 jenis hibridisasi telah ditemukan dalam berbagai zat. Tetapi paling sering ada 6 jenis hibridisasi:
| Jenis hibridisasi | Lokasi bersama GAO di luar angkasa | Bentuk struktural |
| sp | ||
| sp 2 | ||
| sp 3 | ||
| sp 3 d 1 | ||
| sp 3 d 2 | ||
| spd 2 |
Kehadiran hibridisasi dan jenisnya dalam satu atau lain atom dalam suatu molekul secara umum tidak dapat diprediksi.
Untuk mengatasi masalah ini dengan jelas, dalam banyak kasus Anda perlu tahu:
1. Berapa banyak ikatan antara setiap pasangan atom (ikatan pertama selalu ikatan s, ikatan kedua dan ketiga selalu ikatan p).
2. Berapa sudut ikatan (sudut antar ikatan) atau setidaknya berapa momen dipol molekul (jumlah momen dipol ikatan).
Contoh 1 . Diketahui bahwa molekul CCl 4 non-polar (½m½ = 0). Sudut antar tautan C - Cl adalah sama dan sama dengan 109°28¢. Semua koneksi C-Cl identik dalam panjang dan energi. Semua data ini mendukung fakta bahwa karbon dalam molekul ini dalam keadaan sp3- hibridisasi.
Jadi diagram orbital terlihat seperti ini:
Struktur ruang CCl 4- atom Cl membentuk bentuk yang teratur (tetrahedron). Tidak ada yang bisa dikatakan tentang kemungkinan hibridisasi atom klorin, karena data awal tidak cukup untuk ini.
Contoh 2 . Molekul H 2 O bersifat polar (çm ¹ 0), sudut antara ikatan H-O adalah 105°30¢. Hidrogen tidak dapat berhibridisasi karena hanya memiliki satu orbital valensi. Oksigen dapat dihibridisasi (maka sudut antara ikatan harus 90°) atau memiliki salah satu dari 3 jenis hibridisasi (yang lain tidak mungkin karena kurangnya valensi d dan f- orbital): sp- hibridisasi (sudut ikatan 180°), sp 2- hibridisasi (120°), sp 3- hibridisasi (109°28¢).
Karena sudut ikatan dalam molekul air paling dekat dengan itu untuk kasus ini sp3- hibridisasi, diagram orbital molekul ini adalah sebagai berikut:
Sudut ikatan dalam molekul seperti itu berbeda dari sudut tetrahedral standar (109°28¢) karena fakta bahwa HAO oksigen tidak sama: dua di antaranya mengikat (mengambil bagian dalam pembentukan ikatan DIA), dan dua tidak mengikat:
Orbital atom oksigen non-ikatan saling tolak kuat, dan ini mengarah pada fakta bahwa sudut ikatan dalam molekul air adalah 5 ° lebih kecil dari standar untuk sp 3 - hibridisasi.
Contoh 3: Molekul CO2 non-polar (çm = 0). Ini cukup untuk menggambarkan struktur molekul ini. Setiap koneksi C - O bersifat polar karena atom karbon dan oksigen sangat berbeda keelektronegatifannya. Untuk molekul secara keseluruhan menjadi nonpolar, perlu bahwa ikatan C - O memiliki sudut ikatan 180°:
Ketika menambahkan 2 vektor dengan panjang yang sama dan berlawanan arah, diperoleh nol. Sudut 180 ° sesuai dengan sp-hibridisasi atom karbon Oleh karena itu mengikuti diagram orbital.
Dasar-dasar metode VS dikembangkan pada tahun 1927 oleh Walter Geitler ( Heitler) dan Fritz London ( London). Partikel model untuk metode ini adalah molekul hidrogen H 2 . Ketika membangun fungsi gelombang suatu molekul dalam metode ikatan valensi, dianggap bahwa: 1) atom-atom dalam molekul mempertahankan individualitasnya - setiap elektron milik inti atomnya, 2) fungsi gelombang elektron dari atom A (Y A) dan atom B (Y B) diketahui - orbital atom, 3) diyakini bahwa partikel (elektron dan inti atom) tidak dapat dibedakan.
Persamaan Schrödinger untuk molekul hidrogen. Mari kita buat persamaan Schrödinger untuk molekul hidrogen. Energi potensial yang termasuk di dalamnya termasuk jumlah energi interaksi elektrostatik semua partikel satu sama lain (dua elektron -e dan dua inti + e). Dari gambar. 3.3 dapat dilihat bahwa energi potensial total terdiri dari dua istilah positif: energi tolak-menolak elektron dan inti antara mereka dan empat negatif - energi tarik elektron ke inti:
Di mana r AB ; r 12 - jarak antara inti atom A dan B dan antara elektron pertama dan kedua; r A1; r A2 adalah jarak antara inti atom A dan elektron pertama dan kedua; r B1; r B2 adalah jarak antara inti atom B dan elektron pertama dan kedua.
Beras. 3-3 Skema interaksi elektrostatik elektron dan inti dalam molekul hidrogen
Dengan demikian, persamaan Schrödinger untuk molekul hidrogen memiliki bentuk
Solusi analitik dari persamaan ini praktis tidak mungkin, oleh karena itu, menemukan energi ikatan kimia D E(r) dan fungsi gelombang elektron, yang menunjukkan distribusi kerapatan elektron dalam molekul, dihasilkan dengan metode perkiraan.
Fungsi pendekatan pertama. Karena probabilitas menemukan elektron dalam volume dasar sebanding dengan fungsi Y, dan menurut kondisi metode VS, atom mempertahankan orbital atomnya selama pembentukan ikatan, maka, dalam pendekatan pertama, fungsi menggambarkan keadaan elektron dalam molekul hidrogen dapat direpresentasikan sebagai produk dari fungsi gelombang elektron dalam atom hidrogen terisolasi yang terpisah:
,
di mana Y 1 adalah fungsi yang menggambarkan keadaan elektron dalam molekul hidrogen; Y (1) adalah fungsi yang menggambarkan keadaan elektron 1 milik atom (Y 1s adalah fungsi keadaan dasar atom hidrogen); Y (2) adalah fungsi yang menggambarkan keadaan elektron 2 milik atom (Y 1s).
Karena elektron dan inti atom pada dasarnya tidak dapat dibedakan, tidak masalah yang mana di antara mereka yang akan ditempatkan pada inti tertentu. Oleh karena itu, perlu untuk membuat fungsi kedua:
.
Fungsi pertama menganggap 1 elektron milik atom A, dan 2 milik atom B, fungsi kedua, sebaliknya, menganggap 2 elektron milik atom A, dan 1 milik atom B. Kedua fungsi tersebut merupakan solusi persamaan Schrödinger. Untuk mempermudah penyajian, faktor normalisasi diambil sama dengan satu.
Perhitungan menggunakan fungsi-fungsi ini secara kualitatif menggambarkan molekul hidrogen dengan benar, tetapi nilai energi dan panjang ikatan sangat berbeda dari nilai yang ditentukan secara eksperimental.
Perkiraan yang lebih akurat untuk fungsi gelombang sebenarnya adalah kombinasi linier dari fungsi pertama dan kedua:
Arti fisik dari kedua fungsi ini adalah sebagai berikut: Y S– fungsi simetris – sesuai dengan kasus ketika elektron dalam molekul hidrogen memiliki nilai tanda bilangan kuantum spin yang berbeda, – spin elektron antiparalel. kamu TETAPI- fungsi antisimetris – menggambarkan keadaan ketika kedua elektron memiliki nilai bilangan spin yang sama - spin elektron sejajar.
Perubahan energi sistem dua atom hidrogen yang berinteraksi dijelaskan oleh ekspresi
- untuk fungsi simetris,
– untuk fungsi antisimetris,
Q- "Coulomb integral", yang mencirikan perubahan energi sistem karena interaksi elektrostatik elektron dan inti satu sama lain. Saya- "pertukaran integral", integral yang mencirikan penurunan energi sistem karena elektron tidak dapat dibedakan; S– “integral tumpang tindih”, yang mencirikan perubahan energi sistem karena tumpang tindih orbital atom.
Untuk memperjelas arti fisik dari integral ini, kami menganalisis ekspresinya.
"Tumpang Tindih Integral"
mencirikan wilayah ruang orbital atom yang tumpang tindih.
"Integral Coulomb"
menunjukkan perubahan energi sistem sebagai akibat dari gaya tolak menolak inti satu sama lain (suku pertama jumlah), elektron (suku kedua) dan gaya tarik elektron ke inti atom non-sendiri " (suku ketiga dan keempat). Dua integral terakhir adalah sama karena atom-atomnya sama. Arti fisik dari integral sudah jelas: y i 2 dVj adalah peluang menemukan j-elektron dalam volume dasar ruang, e xy saya 2 dVj adalah jumlah biaya. Menurut hukum Coulomb, energi interaksi elektrostatik berbanding lurus dengan produk dari besar muatan dan berbanding terbalik dengan jarak antara mereka.
Energi tarik-menarik elektron ke inti "atom sendiri" adalah energi atom yang tidak berinteraksi ( E 0) - tidak diperhitungkan dalam energi ikatan kimia (energi total molekul hidrogen E= 2× E 0+D E(r)).
"Pertukaran Integral"
S- "tumpang tindih integral".
"Integral pertukaran" mirip dengan "integral Coulomb", tetapi alih-alih kuadrat fungsi gelombang untuk elektron yang diberikan, ada produk dari fungsi gelombang atom yang berbeda, yang memberinya karakter yang agak abstrak - "non -interaksi elektrostatik klasik". Energi sistem berubah karena elektron tidak dapat dibedakan, yaitu kemungkinan penggantian satu elektron dengan yang lain menyebabkan perubahan energi sistem.
Di kejauhan r®¥ Integral Coulomb, pertukaran, dan tumpang tindih cenderung nol: Q®0, Saya®0 dan S®0. Pada jarak yang dekat dengan panjang ikatan, integral Coulomb dan pertukaran negatif Q<0; Saya<0, причем ½Q½<½Saya; pada r®0 mereka menjadi positif. Integral tumpang tindih selalu positif dan kurang dari satu: £0 S<1.
Dalam kasus fungsi simetris (putaran elektron antiparalel), ketergantungan D E(r) ada minimum (sumur potensial), dan kerapatan elektron antara atom meningkat - ikatan kimia terbentuk, molekul stabil (Gbr. 3.4).
|
|||
Beras. 3-4 Ketergantungan perubahan energi molekul dan distribusi kerapatan elektron dalam molekul hidrogen dalam kasus menggambarkan sistem simetris (Y S) dan fungsi antisimetris (Y SEBUAH)
Dalam kasus fungsi antisimetris (putaran elektron paralel), minimum dalam ketergantungan D E(r) tidak ada, kerapatan elektron antara inti sama dengan nol - ikatan tidak terbentuk.
Contoh. Energi dan panjang ikatan dalam molekul hidrogen, ditentukan secara eksperimental dan dihitung dengan mempertimbangkan berbagai faktor yang memperumit bentuk eksplisit dari fungsi gelombang:
Berdasarkan ide-ide yang dikembangkan dalam perhitungan molekul hidrogen, prinsip dasar(postulat) metode ikatan valensi, yang memungkinkan menggambarkan pembentukan ikatan kimia kovalen dalam molekul yang lebih kompleks:
1. Ikatan kimia tunggal dibentuk oleh pasangan elektron yang sama dengan putaran berlawanan (antiparalel).
2. Pasangan elektron yang sama terlokalisasi (terkonsentrasi) antara atom dalam arah tumpang tindih maksimum orbital atom.
3. Energi ikat hanya ditentukan oleh gaya interaksi elektrostatik elektron dan inti dan bergantung pada jumlah tumpang tindih orbital.
Dengan demikian, jumlah ikatan (valensi) yang dapat dibentuk oleh suatu atom ditentukan oleh jumlah elektron yang tidak berpasangan pada tingkat energi terluar atom dalam keadaan dasar atau keadaan tereksitasi. Ikatan kovalen memiliki sifat kejenuhan(sebuah atom dapat membentuk ikatan kovalen tunggal dalam jumlah terbatas). Ikatan kimia kovalen memiliki sifat fokus(Lokasi dalam ruang pasangan elektron yang sama ditentukan oleh orientasi spasial orbital valensi yang tumpang tindih). Atom-atom disusun sedemikian rupa sehingga tumpang tindih orbital valensi maksimum. Dari dua ikatan, yang lebih kuat adalah di mana tumpang tindih orbital valensi lebih besar.
Teori mekanika kuantum pertama dari ikatan dua elektron adalah teori molekul hidrogen, yang diajukan oleh W. G. Geitler dan F. London pada tahun 1927. Teori ini pada tahun 1930-an. dikembangkan oleh L. K. Pauling dan peneliti lain menjadi teori ikatan kimia yang komprehensif, yang disebut dengan metode ikatan valensi (MVS).
MVS berasal dari ketentuan berikut:
- 1) ikatan kovalen kimia terbentuk karena pasangan dua elektron bebas yang memiliki spin berlawanan dan milik atom yang berbeda;
- 2) ketika ikatan kimia terbentuk, orbital atom dari atom yang berinteraksi tumpang tindih, kerapatan elektron meningkat di ruang internuklear, atom tertarik satu sama lain, yang mengarah pada penurunan energi potensial sistem, ketika a molekul terbentuk, struktur elektronik atom penyusunnya pada dasarnya dipertahankan, dengan pengecualian kulit terluar;
- 3) ikatan kovalen diarahkan pada tumpang tindih terbesar orbital atom.
Semua ikatan kimia dalam sebuah molekul dapat direpresentasikan sebagai ikatan dua pusat dua elektron yang tetap (terlokalisasi). Setiap ikatan seperti itu dalam skema digambarkan oleh garis pendek, dan struktur elektronik molekul terlihat seperti serangkaian skema valensi (VS) yang berbeda, sehubungan dengan itu metode ini juga disebut metode pasangan elektron terlokalisasi.
Jadi, hidrogen adalah sistem dua elektron dan dua proton. Jika dua atom hidrogen terpisah agak jauh, maka dalam MVS, ketika membangun fungsi gelombang elektron, molekul melanjutkan dari fungsi gelombang elektron atom penyusunnya. Menunjukkan fungsi gelombang elektron atom terisolasi H TETAPI dan H b melalui |/ L(1) dan |/ B(2) dengan demikian, kami memperoleh ekspresi untuk fungsi gelombang dari sistem molekuler:
Karena elektron di N.; tidak dapat dibedakan, maka tidak ada alasan untuk percaya bahwa dalam molekul ini elektron 1 milik inti atom Hl, dan elektron 2 milik inti atom Hg. Akibatnya, distribusi terbalik juga kemungkinan; oleh karena itu, persamaan (4.1) setara dengan persamaan
Menurut Heitler dan London, fungsi gelombang dari molekul hidrogen adalah kombinasi linier dari fungsi G ( dan |/. ; :
Selain struktur kovalen (I), untuk molekul H2, keberadaan dua struktur ionik (II) dan (III) juga dapat diasumsikan, yang masing-masing dapat dicirikan oleh fungsi gelombang / 3 dan / 4:
Keberadaan struktur (II) dan (III) dimungkinkan dengan syarat elektron digeser ke arah atom TETAPI(I) dan atom PADA(AKU AKU AKU).
Fungsi gelombang untuk struktur ion dapat ditulis sebagai:
Pada akhirnya, fungsi gelombang total molekul H2, dengan mempertimbangkan semua struktur, dapat direpresentasikan sebagai:
Persamaan (4.5) memperhitungkan semua skema valensi untuk molekul hidrogen secara bersamaan, sehingga fungsi |/ 1b adalah superposisi struktur (I), (II), dan (III). Oleh karena itu, konsep resonansi menjadi penting: jika sebuah molekul dapat diwakili oleh dua atau lebih struktur, hanya berbeda dalam distribusi elektron, itu. struktur, di mana inti atom disusun dengan cara yang sama, maka resonansi menjadi mungkin.
Molekul adalah hibrida dari struktur-struktur ini dan tidak dapat diwakili secara memuaskan oleh salah satu dari mereka. Setiap struktur resonansi berkontribusi pada hibrida, yang lebih stabil daripada struktur mana pun yang berpartisipasi dalam resonansi. Harus diperhitungkan bahwa konsep resonansi muncul sebagai konsekuensi dari konstruksi fungsi gelombang di MHS.
Ketika ikatan terbentuk, elektron harus berada di antara inti atom, mis. di daerah pengikatan. Ketika elektron berada di luar daerah pengikatan, maka disebut anti-ikatan, atau melonggarkan, dan ikatan tidak terbentuk. Karena dalam keadaan mengikat, elektron ditarik ke dalam daerah antara inti, dan dalam keadaan melonggarkan elektron terdorong keluar, fungsi gelombang H 2 dilambangkan dengan / +, dan fungsi |/ menggambarkan keadaan lepas. Oleh karena itu, persamaan (4.3) dapat ditulis sebagai dua ekspresi independen:
Dari persamaan (4.6) jelas bahwa permutasi koordinat elektronik (1) dan (2) tidak mempengaruhi tanda fungsi |/ + . Fungsi seperti itu disebut simetris. Dalam persamaan (4.7), permutasi koordinat elektron menyebabkan perubahan fungsi u/_. Oleh karena itu, fungsi |/_ disebut antisimetris (Gbr. 4.11).
Beras. 4.11.
Untuk |/ +, elektron dalam atom dicirikan oleh bilangan kuantum spin yang berbeda, yaitu memiliki punggung antiparalel. Fungsi gelombang simetris dan antisimetris sesuai dengan distribusi yang berbeda dari awan elektron di H2 antara inti atom. Jadi, dalam fungsi gelombang simetris, ada spin elektron antiparalel, sehingga fungsi gelombangnya dijumlahkan (lihat rumus (4.6)), yang, pada gilirannya, menyebabkan peningkatan kerapatan elektron di antara inti. Akibatnya, ketika / + terjadi, maka ada tumpang tindih fungsi gelombang elektron, atau, seperti yang mereka katakan sebaliknya, tumpang tindih awan elektron.
Untuk fungsi gelombang antisimetris, elektron dicirikan oleh spin paralel; oleh karena itu, penurunan kerapatan elektron antara inti atom diamati, yang menunjukkan bahwa tidak ada kemungkinan pembentukan ikatan kimia. Dalam hal ini, kerapatan elektron antara inti turun menjadi nol.
Karena teori ikatan valensi didasarkan pada konsep pembentukan ikatan kovalen sebagai akibat dari tumpang tindih orbital atom, kriteria tumpang tindih positif orbital atom sangat berharga untuk menetapkan kemungkinan pembentukan ikatan (lihat rumus ( 4.6), (4.7)).
Orbitalnya disebut tumpang tindih, jika atom-atom yang berinteraksi begitu dekat sehingga salah satu orbital memiliki amplitudo yang signifikan dalam ruang yang sama untuk kedua atom. Tergantung pada sifat orbital, jumlah tumpang tindih bisa positif, negatif, atau nol (Gambar 4.12).
Tumpang tindih positif terjadi ketika daerah yang tumpang tindih dari kedua orbital memiliki tanda yang sama; nilai tumpang tindih negatif terjadi jika daerah tumpang tindih kedua orbital memiliki tanda yang berlawanan. Jika ada area tumpang tindih negatif dan positif yang benar-benar sama, maka, secara umum, tumpang tindih nol adalah karakteristik. Di area
Beras. 4.12.
tumpang tindih positif, kerapatan elektron antara inti atom meningkat, sehingga daya tarik inti ke elektron pengikat berlaku atas tolakan timbal balik dan interaksi pengikatan terjadi.
Tumpang tindih positif dari dua orbital harus dianggap sebagai yang baru, yang disebut orbital molekul(MO). Dengan tumpang tindih negatif, kerapatan elektron antara inti atom yang berinteraksi berkurang, sehingga tolakan antar inti meningkat, yang menyebabkan tolakan berlebihan di antara mereka. Ketika tumpang tindih adalah nol, tidak ada penurunan atau peningkatan kerapatan elektron di antara atom-atom, akibatnya tidak ada tolakan atau daya tarik tambahan. Keadaan seperti itu disebut interaksi yang tidak mengikat.
