Ikatan kovalen adalah jenis ikatan kimia yang paling umum yang terjadi ketika berinteraksi dengan nilai elektronegativitas yang sama atau serupa.

Ikatan kovalen adalah ikatan antar atom yang menggunakan pasangan elektron bersama.

Sejak penemuan elektron, banyak upaya telah dilakukan untuk mengembangkan teori elektronik tentang ikatan kimia. Yang paling sukses adalah karya Lewis (1916), yang mengusulkan untuk mempertimbangkan pembentukan ikatan sebagai konsekuensi dari penampilan pasangan elektron yang umum untuk dua atom. Untuk melakukan ini, setiap atom memberikan jumlah elektron yang sama dan mencoba untuk mengelilingi dirinya dengan oktet atau elektron ganda, karakteristik konfigurasi elektronik eksternal dari gas inert. Secara grafis, pembentukan ikatan kovalen akibat elektron yang tidak berpasangan menurut metode Lewis digambarkan dengan titik-titik yang menunjukkan elektron terluar atom.

Pembentukan ikatan kovalen menurut teori Lewis

Mekanisme pembentukan ikatan kovalen

Tanda utama ikatan kovalen adalah adanya pasangan elektron yang sama milik kedua atom yang terhubung secara kimia, karena keberadaan dua elektron di medan aksi dua inti secara energetik lebih menguntungkan daripada keberadaan setiap elektron di medan atom. nukleusnya sendiri. Munculnya ikatan pasangan elektron yang sama dapat terjadi melalui mekanisme yang berbeda, lebih sering melalui pertukaran, dan terkadang melalui donor-akseptor.

Menurut prinsip mekanisme pertukaran untuk pembentukan ikatan kovalen, masing-masing atom yang berinteraksi memasok jumlah elektron yang sama dengan putaran antiparalel untuk pembentukan ikatan. Sebagai contoh:

Skema umum pembentukan ikatan kovalen: a) melalui mekanisme pertukaran; b) menurut mekanisme donor-akseptor

Menurut mekanisme donor-akseptor, ikatan dua elektron muncul selama interaksi berbagai partikel. Salah satunya adalah pendonor TETAPI: memiliki pasangan elektron yang tidak digunakan bersama (yaitu, satu yang dimiliki hanya oleh satu atom), dan yang lainnya adalah akseptor PADA memiliki orbital kosong.

Partikel yang menyediakan ikatan dua elektron (pasangan elektron yang tidak digunakan bersama) disebut donor, dan partikel dengan orbital bebas yang menerima pasangan elektron ini disebut akseptor.

Mekanisme pembentukan ikatan kovalen karena awan dua elektron dari satu atom dan orbital kosong yang lain disebut mekanisme donor-akseptor.

Ikatan donor-akseptor disebut semipolar, karena muatan positif efektif parsial + muncul pada atom donor (karena pasangan elektronnya yang tidak terbagi menyimpang darinya), dan pada atom akseptor muatan negatif efektif parsial - (karena fakta bahwa ada pergeseran arah pasangan elektron donor yang tidak terbagi).

Contoh donor pasangan elektron sederhana adalah ion H . — , yang memiliki pasangan elektron yang tidak digunakan bersama. Sebagai hasil dari penambahan ion hidrida negatif ke molekul yang atom pusatnya memiliki orbital bebas (ditunjukkan sebagai sel kuantum kosong dalam diagram), misalnya, 3 , ion kompleks kompleks 4 terbentuk — bermuatan negatif (N — + VN 3 [VN 4] -):

Akseptor pasangan elektron adalah ion hidrogen, atau hanya proton H +. Keterikatannya pada molekul yang atom pusatnya memiliki pasangan elektron yang tidak digunakan bersama, misalnya, ke NH 3, juga mengarah pada pembentukan ion kompleks NH 4 +, tetapi dengan muatan positif:

Metode ikatan valensi

Pertama teori mekanika kuantum ikatan kovalen diciptakan oleh Heitler dan London (pada tahun 1927) untuk menggambarkan molekul hidrogen, dan kemudian diterapkan oleh Pauling pada molekul poliatomik. Teori ini disebut metode ikatan valensi, yang pokok-pokoknya dapat diringkas sebagai berikut:

• setiap pasangan atom dalam molekul disatukan oleh satu atau lebih pasangan elektron bersama, dengan orbital elektron dari atom yang berinteraksi tumpang tindih;
• kekuatan ikatan tergantung pada tingkat tumpang tindih orbital elektron;
• syarat untuk pembentukan ikatan kovalen adalah kebalikan dari putaran elektron; karena ini, orbital elektron umum muncul dengan kerapatan elektron tertinggi di ruang internuklear, yang memastikan daya tarik inti bermuatan positif satu sama lain dan disertai dengan penurunan energi total sistem.

Hibridisasi orbital atom

Terlepas dari kenyataan bahwa elektron orbital s-, p- atau d, yang memiliki bentuk dan orientasi yang berbeda dalam ruang, berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kovalen, dalam banyak senyawa ikatan ini setara. Untuk menjelaskan fenomena ini, konsep "hibridisasi" diperkenalkan.

Hibridisasi adalah proses pencampuran dan penyelarasan orbital dalam bentuk dan energi, di mana kerapatan elektron orbital dengan energi yang sama didistribusikan kembali, sebagai akibatnya mereka menjadi setara.

Ketentuan utama teori hibridisasi:

1. Selama hibridisasi, bentuk awal dan orbital saling berubah, sedangkan orbital hibridisasi baru terbentuk, tetapi dengan energi dan bentuk yang sama, menyerupai angka delapan yang tidak beraturan.
2. Jumlah orbital hibridisasi sama dengan jumlah orbital keluaran yang terlibat dalam hibridisasi.
3. Orbital dengan energi yang sama (orbital s dan p dari tingkat energi luar dan orbital d dari tingkat luar atau awal) dapat berpartisipasi dalam hibridisasi.
4. Orbital hibridisasi lebih memanjang ke arah pembentukan ikatan kimia dan oleh karena itu memberikan tumpang tindih yang lebih baik dengan orbital atom tetangga, sebagai hasilnya, menjadi lebih kuat daripada orbital non-hibrida individu yang terbentuk karena elektron.
5. Karena pembentukan ikatan yang lebih kuat dan distribusi kerapatan elektron yang lebih simetris dalam molekul, perolehan energi diperoleh, yang lebih dari mengkompensasi konsumsi energi yang diperlukan untuk proses hibridisasi.
6. Orbital hibridisasi harus diorientasikan dalam ruang sedemikian rupa untuk memastikan pemisahan timbal balik maksimum satu sama lain; dalam hal ini, energi tolakan adalah yang terkecil.
7. Jenis hibridisasi ditentukan oleh jenis dan jumlah orbital keluar dan perubahan ukuran sudut ikatan, serta konfigurasi spasial molekul.

Bentuk orbital hibridisasi dan sudut valensi (sudut geometris antara sumbu simetri orbital) tergantung pada jenis hibridisasi: a) hibridisasi sp; b) hibridisasi sp2; c) hibridisasi sp3

Selama pembentukan molekul (atau fragmen individu molekul), jenis hibridisasi berikut paling sering terjadi:

Skema umum hibridisasi sp

Ikatan yang terbentuk dengan partisipasi elektron orbital sp-hibridisasi juga ditempatkan pada sudut 180 0, yang mengarah pada bentuk molekul yang linier. Jenis hibridisasi ini diamati pada halida unsur-unsur golongan kedua (Be, Zn, Cd, Hg), yang atom-atomnya dalam keadaan valensi memiliki elektron s dan p yang tidak berpasangan. Bentuk linier juga merupakan karakteristik molekul unsur lain (0=C=0,HC≡CH), di mana ikatan dibentuk oleh atom hibridisasi sp.

Skema hibridisasi orbital atom sp 2 dan bentuk segitiga datar dari molekul, yang disebabkan oleh hibridisasi orbital atom sp 2

Jenis hibridisasi ini paling khas untuk molekul elemen-p dari kelompok ketiga, yang atom-atomnya dalam keadaan tereksitasi memiliki struktur elektronik eksternal ns 1 np 2, di mana n adalah jumlah periode di mana elemen tersebut berada. Jadi, dalam molekul F 3 , BCl 3 , AlF 3 dan ikatan lainnya terbentuk karena orbital hibridisasi sp 2 dari atom pusat.

Skema hibridisasi sp 3 orbital atom

Menempatkan orbital hibridisasi atom pusat pada sudut 109 0 28` menyebabkan bentuk molekul tetrahedral. Ini sangat khas untuk senyawa jenuh karbon tetravalen CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 dan alkana lainnya. Contoh senyawa unsur lain dengan struktur tetrahedral akibat hibridisasi sp 3 orbital valensi atom pusat adalah ion: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

Skema umum hibridisasi sp 3d

Jenis hibridisasi ini paling sering ditemukan pada halida non-logam. Contohnya adalah struktur fosfor klorida PCl 5 , selama pembentukan di mana atom fosfor (P ... 3s 2 3p 3) pertama kali masuk ke keadaan tereksitasi (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), dan kemudian mengalami hibridisasi s 1 p 3 d - lima orbital satu elektron menjadi ekuivalen dan berorientasi dengan ujungnya yang memanjang ke sudut bipiramid trigonal mental. Ini menentukan bentuk molekul PCl 5, yang terbentuk ketika lima orbital hibridisasi s 1 p 3 d tumpang tindih dengan orbital 3p dari lima atom klorin.

1. sp - Hibridisasi. Ketika satu s-i digabungkan dengan satu orbital p, dua orbital sp-hibridisasi muncul, terletak secara simetris pada sudut 180 0 .
2. sp 2 - Hibridisasi. Kombinasi satu s- dan dua orbital p mengarah pada pembentukan ikatan hibridisasi sp 2 yang terletak pada sudut 120 0, sehingga molekul berbentuk segitiga beraturan.
3. sp 3 - Hibridisasi. Kombinasi empat orbital - satu s- dan tiga p mengarah ke sp 3 - hibridisasi, di mana empat orbital hibridisasi berorientasi simetris dalam ruang ke empat simpul tetrahedron, yaitu pada sudut 109 0 28 `.
4. sp 3 d - Hibridisasi. Kombinasi satu s-, tiga p- dan satu d-orbital memberikan hibridisasi sp 3 d, yang menentukan orientasi spasial lima orbital hibridisasi sp 3 d ke simpul bipiramid trigonal.
5. Jenis hibridisasi lainnya. Dalam kasus hibridisasi sp 3 d 2, enam orbital hibridisasi sp 3 d 2 diarahkan ke simpul oktahedron. Orientasi tujuh orbital ke simpul bipiramid pentagonal sesuai dengan hibridisasi sp 3 d 3 (atau kadang-kadang sp 3 d 2 f) dari orbital valensi atom pusat molekul atau kompleks.

Metode hibridisasi orbital atom menjelaskan struktur geometris sejumlah besar molekul, namun, menurut data eksperimental, molekul dengan nilai sudut ikatan yang sedikit berbeda lebih sering diamati. Misalnya, dalam molekul CH 4, NH 3 dan H 2 O, atom pusat berada dalam keadaan hibridisasi sp 3, sehingga dapat diperkirakan bahwa sudut ikatan di dalamnya sama dengan sudut tetrahedral (~ 109,5 0). Secara eksperimental telah ditetapkan bahwa sudut ikatan dalam molekul CH 4 sebenarnya adalah 109,5 0 . Namun, dalam molekul NH 3 dan H 2 O, nilai sudut ikatan menyimpang dari yang tetrahedral: adalah 107,3 ​​0 pada molekul NH 3 dan 104,5 0 pada molekul H 2 O. Penyimpangan tersebut dijelaskan oleh adanya pasangan elektron tak terbagi pada atom nitrogen dan oksigen. Orbital dua elektron, yang berisi pasangan elektron yang tidak digunakan bersama, karena kepadatannya yang meningkat, menolak orbital valensi satu elektron, yang menyebabkan penurunan sudut ikatan. Pada atom nitrogen dalam molekul NH 3, dari empat orbital hibridisasi sp 3, tiga orbital satu elektron membentuk ikatan dengan tiga atom H, dan orbital keempat berisi pasangan elektron yang tidak digunakan bersama.

Pasangan elektron tidak terikat yang menempati salah satu orbital hibridisasi sp 3 yang diarahkan ke simpul tetrahedron, menolak orbital satu elektron, menyebabkan distribusi kerapatan elektron yang asimetris di sekitar atom nitrogen, dan sebagai akibatnya, menekan sudut ikatan menjadi 107,3 ​​0 . Gambar serupa tentang penurunan sudut ikatan dari 109,5 0 menjadi 107 0 sebagai akibat dari aksi pasangan elektron atom N yang tidak digunakan juga diamati pada molekul NCl 3.

Penyimpangan sudut ikatan dari tetrahedral (109,5 0) dalam molekul: a) NH3; b) NCl3

Pada atom oksigen dalam molekul H2O, empat orbital hibridisasi sp3 memiliki dua orbital satu elektron dan dua orbital dua elektron. Orbital hibridisasi satu elektron berpartisipasi dalam pembentukan dua ikatan dengan dua atom H, dan dua pasangan dua elektron tetap tidak terbagi, yaitu hanya milik atom H. Hal ini meningkatkan asimetri distribusi kerapatan elektron di sekitar atom O dan mengurangi sudut ikatan dibandingkan dengan yang tetrahedral menjadi 104,5 0 .

Akibatnya, jumlah pasangan elektron atom pusat yang tidak terikat dan penempatannya dalam orbital hibridisasi mempengaruhi konfigurasi geometrik molekul.

Sifat-sifat ikatan kovalen

Ikatan kovalen memiliki seperangkat sifat spesifik yang menentukan fitur atau karakteristik spesifiknya. Ini, selain karakteristik yang sudah dianggap "energi ikatan" dan "panjang ikatan", termasuk: sudut ikatan, saturasi, directivity, polaritas, dan sejenisnya.

1. Sudut valensi- ini adalah sudut antara sumbu ikatan yang berdekatan (yaitu, garis bersyarat yang ditarik melalui inti atom yang terhubung secara kimia dalam suatu molekul). Nilai sudut ikatan tergantung pada sifat orbital, jenis hibridisasi atom pusat, pengaruh pasangan elektron yang tidak berbagi yang tidak berpartisipasi dalam pembentukan ikatan.

2. Saturasi. Atom memiliki kemampuan untuk membentuk ikatan kovalen, yang dapat terbentuk, pertama, menurut mekanisme pertukaran karena elektron yang tidak berpasangan dari atom yang tidak tereksitasi dan karena elektron yang tidak berpasangan yang muncul sebagai akibat dari eksitasinya, dan kedua, menurut mekanisme donor-akseptor. Namun, jumlah total ikatan yang dapat dibentuk atom terbatas.

Saturasi adalah kemampuan atom suatu unsur untuk membentuk sejumlah ikatan kovalen tertentu dengan atom lain dalam jumlah terbatas.

Jadi, periode kedua, yang memiliki empat orbital pada tingkat energi eksternal (satu s- dan tiga p-), membentuk ikatan, yang jumlahnya tidak melebihi empat. Atom-atom unsur periode lain dengan jumlah orbital yang besar pada tingkat terluar dapat membentuk lebih banyak ikatan.

3. Orientasi. Menurut metode, ikatan kimia antara atom disebabkan oleh tumpang tindih orbital, yang, kecuali orbital s, memiliki orientasi tertentu dalam ruang, yang mengarah ke arah ikatan kovalen.

Orientasi ikatan kovalen adalah pengaturan kerapatan elektron antara atom, yang ditentukan oleh orientasi spasial orbital valensi dan memastikan tumpang tindih maksimumnya.

Karena orbital elektronik memiliki bentuk yang berbeda dan orientasi yang berbeda dalam ruang, tumpang tindih timbal baliknya dapat diwujudkan dalam berbagai cara. Tergantung pada ini, ikatan -, - dan dibedakan.

Ikatan sigma (ikatan ) adalah tumpang tindih orbital elektron di mana kerapatan elektron maksimum terkonsentrasi di sepanjang garis imajiner yang menghubungkan dua inti.

Ikatan sigma dapat dibentuk oleh dua elektron s, satu elektron s dan satu elektron p, dua elektron p, atau dua elektron d. Ikatan seperti itu dicirikan oleh adanya satu wilayah orbital elektron yang tumpang tindih, selalu tunggal, yaitu, hanya dibentuk oleh satu pasangan elektron.

Berbagai bentuk orientasi spasial orbital "murni" dan orbital hibridisasi tidak selalu memungkinkan kemungkinan tumpang tindih orbital pada sumbu ikatan. Tumpang tindih orbital valensi dapat terjadi di kedua sisi sumbu ikatan - yang disebut tumpang tindih "lateral", yang paling sering terjadi selama pembentukan ikatan .

Pi-ikatan (π-ikatan) adalah tumpang tindih orbital elektron, di mana kerapatan elektron maksimum terkonsentrasi pada kedua sisi garis yang menghubungkan inti atom (yaitu, dari sumbu ikatan).

Ikatan pi dapat dibentuk oleh interaksi dua orbital p paralel, dua orbital d, atau kombinasi orbital lain yang sumbunya tidak bertepatan dengan sumbu ikatan.

Skema untuk pembentukan ikatan-π antara atom A dan B bersyarat dalam tumpang tindih lateral orbital elektron

4. Multiplisitas. Karakteristik ini ditentukan oleh jumlah pasangan elektron umum yang mengikat atom. Ikatan kovalen dalam multiplisitas bisa tunggal (sederhana), rangkap dua dan rangkap tiga. Ikatan antara dua atom yang menggunakan satu pasangan elektron yang sama disebut ikatan tunggal (sederhana), dua pasangan elektron - ikatan rangkap, tiga pasangan elektron - ikatan rangkap tiga. Jadi, dalam molekul hidrogen H 2, atom-atom dihubungkan oleh ikatan tunggal (H-H), dalam molekul oksigen O 2 - ganda (B \u003d O), dalam molekul nitrogen N 2 - tiga kali lipat (N≡N). Yang paling penting adalah banyaknya ikatan dalam senyawa organik - hidrokarbon dan turunannya: dalam etana C 2 H 6 ikatan tunggal (C-C) terjadi antara atom C, dalam etilena C 2 H 4 - ganda (C \u003d C) dalam asetilen C 2 H 2 - rangkap tiga (C C)(C≡C).

Multiplisitas ikatan mempengaruhi energi: dengan peningkatan multiplisitas, kekuatannya meningkat. Peningkatan multiplisitas menyebabkan penurunan jarak antar inti (panjang ikatan) dan peningkatan energi ikat.

Multiplisitas ikatan antar atom karbon: a) ikatan tunggal pada etana H3C-CH3; b) ikatan ganda + dalam etilen H2C = CH2; c) ikatan rangkap tiga +π+π dalam asetilena HC≡CH

5. Polaritas dan polarisasi. Kerapatan elektron dari ikatan kovalen dapat ditempatkan secara berbeda di ruang internuklear.

Polaritas adalah sifat ikatan kovalen, yang ditentukan oleh lokasi kerapatan elektron dalam ruang antar inti relatif terhadap atom-atom yang terhubung.

Tergantung pada lokasi kerapatan elektron di ruang internuklear, ikatan kovalen polar dan non-polar dibedakan. Ikatan non-polar adalah ikatan di mana awan elektron bersama terletak secara simetris terhadap inti atom yang terhubung dan sama-sama dimiliki oleh kedua atom.

Molekul dengan jenis ikatan ini disebut non-polar atau homonuklear (yaitu, yang mencakup atom dari satu unsur). Ikatan non-polar muncul sebagai aturan dalam molekul homonuklear (H 2, Cl 2, N 2, dll.) atau, lebih jarang, dalam senyawa yang dibentuk oleh atom unsur dengan nilai elektronegativitas yang sama, misalnya, carborundum SiC. Ikatan polar (atau heteropolar) adalah ikatan di mana awan elektron bersama tidak simetris dan bergeser ke salah satu atom.

Molekul dengan ikatan polar disebut polar, atau heteronuklear. Dalam molekul dengan ikatan polar, pasangan elektron umum bergeser ke arah atom dengan elektronegativitas yang lebih tinggi. Akibatnya, muatan negatif parsial tertentu (δ-) muncul pada atom ini, yang disebut efektif, dan atom dengan elektronegativitas yang lebih rendah memiliki muatan positif parsial dengan besaran yang sama, tetapi berlawanan tanda (δ+). Sebagai contoh, secara eksperimental telah ditetapkan bahwa muatan efektif pada atom hidrogen dalam molekul hidrogen klorida HCl adalah H=+0,17, dan pada atom klor δCl=-0,17 dari muatan elektron absolut.

Untuk menentukan ke arah mana kerapatan elektron dari ikatan kovalen polar akan bergeser, perlu untuk membandingkan elektron dari kedua atom. Dalam rangka meningkatkan elektronegativitas, unsur-unsur kimia yang paling umum ditempatkan dalam urutan berikut:

Molekul polar disebut dipol - sistem di mana pusat gravitasi muatan positif inti dan muatan negatif elektron tidak bertepatan.

Dipol adalah suatu sistem yang merupakan kumpulan muatan listrik dua titik, yang besarnya sama dan berlawanan tanda, terletak pada jarak tertentu satu sama lain.

Jarak antara pusat-pusat tarik-menarik disebut panjang dipol dan dilambangkan dengan huruf l. Polaritas molekul (atau ikatan) secara kuantitatif dicirikan oleh momen dipol , yang dalam kasus molekul diatomik sama dengan produk panjang dipol dan nilai muatan elektron: =el.

Dalam satuan SI, momen dipol diukur dalam [C × m] (Coulomb meter), tetapi lebih sering menggunakan satuan di luar sistem [D] (debye): 1D = 3,33 10 -30 C × m. momen dipol molekul kovalen bervariasi dalam 0-4 D, dan ionik - 4-11D. Semakin panjang dipol, semakin polar molekulnya.

Awan elektron gabungan dalam sebuah molekul dapat digantikan oleh medan listrik eksternal, termasuk medan molekul atau ion lain.

Polarisabilitas adalah perubahan polaritas ikatan sebagai akibat perpindahan elektron yang membentuk ikatan di bawah aksi medan listrik eksternal, termasuk medan gaya partikel lain.

Polarisabilitas molekul tergantung pada mobilitas elektron, yang semakin kuat, semakin besar jarak dari inti. Selain itu, polarisasi tergantung pada arah medan listrik dan pada kemampuan awan elektron untuk berubah bentuk. Di bawah aksi medan eksternal, molekul non-polar menjadi polar, dan molekul polar menjadi lebih polar, yaitu, dipol diinduksi dalam molekul, yang disebut dipol tereduksi atau terinduksi.

Skema pembentukan dipol yang diinduksi (direduksi) dari molekul nonpolar di bawah aksi medan gaya partikel polar - dipol

Tidak seperti yang permanen, dipol induksi muncul hanya di bawah aksi medan listrik eksternal. Polarisasi dapat menyebabkan tidak hanya polarisasi ikatan, tetapi juga pemutusannya, di mana transisi pasangan elektron pengikat ke salah satu atom terjadi dan ion bermuatan negatif dan positif terbentuk.

Polaritas dan polarisasi ikatan kovalen menentukan reaktivitas molekul terhadap reagen polar.

Sifat senyawa dengan ikatan kovalen

Zat dengan ikatan kovalen dibagi menjadi dua kelompok yang tidak sama: molekul dan atom (atau non-molekul), yang jauh lebih kecil daripada yang molekul.

Senyawa molekul dalam kondisi normal dapat berada dalam berbagai keadaan agregasi: dalam bentuk gas (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), cairan yang mudah menguap (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) atau zat kristal padat, yang sebagian besar, bahkan dengan pemanasan yang sangat sedikit, dapat dengan cepat meleleh dan menyublim dengan mudah (S 8, P 4, I 2, gula C 12 H 22 O 11, "es kering" CO 2).

Titik leleh, sublimasi, dan titik didih yang rendah dari zat molekuler dijelaskan oleh gaya interaksi antarmolekul yang sangat lemah dalam kristal. Itu sebabnya kristal molekul tidak dicirikan oleh kekuatan, kekerasan, dan konduktivitas listrik yang tinggi (es atau gula). Selain itu, zat dengan molekul polar memiliki titik leleh dan titik didih yang lebih tinggi daripada zat dengan molekul non-polar. Beberapa dari mereka larut dalam atau pelarut polar lainnya. Dan zat dengan molekul non-polar, sebaliknya, larut lebih baik dalam pelarut non-polar (benzena, karbon tetraklorida). Jadi, yodium, yang molekulnya non-polar, tidak larut dalam air polar, tetapi larut dalam CCl 4 non-polar dan alkohol dengan polaritas rendah.

Zat non-molekul (atom) dengan ikatan kovalen (berlian, grafit, silikon Si, kuarsa SiO 2 , carborundum SiC dan lain-lain) membentuk kristal yang sangat kuat, kecuali grafit, yang memiliki struktur berlapis. Misalnya, kisi kristal intan adalah kerangka tiga dimensi reguler di mana setiap atom karbon hibridisasi sp 3 dihubungkan ke empat atom C tetangga dengan ikatan . Faktanya, seluruh kristal berlian adalah satu molekul besar dan sangat kuat. Kristal silikon Si, yang banyak digunakan dalam elektronik radio dan teknik elektronik, memiliki struktur yang serupa. Jika kita mengganti setengah atom C dalam intan dengan atom Si, tanpa mengganggu struktur rangka kristal, kita mendapatkan kristal karborundum - silikon karbida SiC - zat yang sangat keras yang digunakan sebagai bahan abrasif. Dan jika atom O dimasukkan di antara masing-masing dua atom Si dalam kisi kristal silikon, maka struktur kristal kuarsa SiO 2 terbentuk - juga zat yang sangat padat, berbagai di antaranya juga digunakan sebagai bahan abrasif.

Kristal berlian, silikon, kuarsa, dan struktur serupa adalah kristal atom, mereka adalah "supermolekul" yang sangat besar, sehingga rumus strukturalnya tidak dapat digambarkan secara penuh, tetapi hanya sebagai fragmen terpisah, misalnya:

Kristal berlian, silikon, kuarsa

Kristal non-molekul (atom), yang terdiri dari atom dari satu atau dua elemen yang saling berhubungan oleh ikatan kimia, termasuk dalam zat tahan api. Temperatur leleh yang tinggi disebabkan oleh kebutuhan untuk menghabiskan sejumlah besar energi untuk memutuskan ikatan kimia yang kuat selama peleburan kristal atom, dan bukan interaksi antarmolekul yang lemah, seperti dalam kasus zat molekuler. Untuk alasan yang sama, banyak kristal atom tidak meleleh ketika dipanaskan, tetapi terurai atau segera berubah menjadi uap (sublimasi), misalnya, grafit menyublim pada 3700 o C.

Zat non-molekul dengan ikatan kovalen tidak larut dalam air dan pelarut lain, kebanyakan tidak menghantarkan arus listrik (kecuali grafit, yang memiliki konduktivitas listrik, dan semikonduktor - silikon, germanium, dll.).

Ikatan kovalen(dari bahasa Latin "dengan" bersama dan "vales" valid) dilakukan oleh pasangan elektron milik kedua atom. Terbentuk di antara atom-atom nonlogam.

Keelektronegatifan non-logam cukup besar, sehingga dalam interaksi kimia dua atom non-logam, transfer elektron lengkap dari satu ke yang lain (seperti dalam kasus) tidak mungkin. Dalam hal ini, penyatuan elektron diperlukan untuk dilakukan.

Sebagai contoh, mari kita bahas interaksi atom hidrogen dan klorin:

H 1s 1 - satu elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 hal6 3 s2 3 p5 - tujuh elektron di tingkat terluar

Masing-masing dari dua atom tidak memiliki satu elektron untuk memiliki kulit elektron terluar yang lengkap. Dan masing-masing atom mengalokasikan "untuk penggunaan umum" satu elektron. Dengan demikian, aturan oktet terpenuhi. Cara terbaik untuk mewakili ini adalah dengan rumus Lewis:

Pembentukan ikatan kovalen

Elektron bersama sekarang milik kedua atom. Atom hidrogen memiliki dua elektron (miliknya sendiri dan elektron bersama dari atom klor), dan atom klor memiliki delapan elektron (miliknya sendiri ditambah elektron bersama dari atom hidrogen). Kedua elektron bersama ini membentuk ikatan kovalen antara atom hidrogen dan klorin. Partikel yang terbentuk dari ikatan dua atom disebut molekul.

Ikatan kovalen non polar

Ikatan kovalen dapat terbentuk antara dua sama atom. Sebagai contoh:

Diagram ini menjelaskan mengapa hidrogen dan klorin ada sebagai molekul diatomik. Berkat pemasangan dan sosialisasi dua elektron, dimungkinkan untuk memenuhi aturan oktet untuk kedua atom.

Selain ikatan tunggal, ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga dapat dibentuk, seperti misalnya pada molekul oksigen O2 atau nitrogen N2. Atom nitrogen masing-masing memiliki lima elektron valensi, sehingga diperlukan tiga elektron lagi untuk melengkapi kulitnya. Ini dicapai dengan berbagi tiga pasang elektron, seperti yang ditunjukkan di bawah ini:

Senyawa kovalen biasanya berupa gas, cairan, atau padatan dengan titik leleh yang relatif rendah. Salah satu pengecualian langka adalah berlian, yang meleleh di atas 3.500 °C. Hal ini disebabkan oleh struktur berlian, yang merupakan kisi kontinu dari atom karbon yang terikat secara kovalen, dan bukan kumpulan molekul individu. Faktanya, kristal berlian apa pun, terlepas dari ukurannya, adalah satu molekul besar.

Ikatan kovalen terjadi ketika elektron dari dua atom bukan logam bergabung bersama. Struktur yang dihasilkan disebut molekul.

Ikatan kovalen polar

Dalam kebanyakan kasus, dua atom yang terikat secara kovalen memiliki berbeda keelektronegatifan dan elektron bersama tidak dimiliki oleh dua atom secara merata. Sebagian besar waktu mereka lebih dekat ke satu atom daripada yang lain. Dalam molekul hidrogen klorida, misalnya, elektron yang membentuk ikatan kovalen terletak lebih dekat ke atom klor, karena elektronegativitasnya lebih tinggi daripada hidrogen. Namun, perbedaan dalam kemampuan untuk menarik elektron tidak begitu besar sehingga terjadi transfer elektron yang lengkap dari atom hidrogen ke atom klorin. Oleh karena itu, ikatan antara atom hidrogen dan klorin dapat dilihat sebagai persilangan antara ikatan ionik (transfer elektron lengkap) dan ikatan kovalen non-polar (susunan simetris dari sepasang elektron antara dua atom). Muatan parsial pada atom dilambangkan dengan huruf Yunani . Koneksi seperti itu disebut kovalen polar ikatan, dan molekul hidrogen klorida dikatakan polar, yaitu memiliki ujung bermuatan positif (atom hidrogen) dan ujung bermuatan negatif (atom klorin).

Tabel di bawah ini mencantumkan jenis utama ikatan dan contoh zat:

Mekanisme pertukaran dan donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen

1) Mekanisme pertukaran. Setiap atom menyumbangkan satu elektron yang tidak berpasangan ke pasangan elektron yang sama.

2) Mekanisme donor-akseptor. Satu atom (donor) menyediakan pasangan elektron, dan atom lain (akseptor) menyediakan orbital kosong untuk pasangan ini.

Pembentukan senyawa kimia disebabkan oleh munculnya ikatan kimia antara atom dalam molekul dan kristal.

Ikatan kimia adalah ikatan timbal balik antara atom dalam molekul dan kisi kristal sebagai akibat dari aksi gaya tarik listrik antara atom.

IKATAN KOVALEN.

Ikatan kovalen terbentuk karena pasangan elektron umum yang muncul di kulit atom yang terikat. Itu dapat dibentuk oleh atom-atom dari unsur yang sama, dan kemudian non-polar; misalnya, ikatan kovalen seperti itu ada dalam molekul gas unsur tunggal H2, O2, N2, Cl2, dll.

Ikatan kovalen dapat dibentuk oleh atom-atom dari unsur-unsur berbeda yang memiliki sifat kimia yang serupa, dan kemudian ikatan itu kutub; misalnya, ikatan kovalen seperti itu ada dalam molekul H2O, NF3, CO2. Ikatan kovalen terbentuk antara atom-atom unsur,

Karakteristik kuantitatif ikatan kimia. Energi komunikasi. Panjang tautan. Polaritas ikatan kimia. Sudut valensi. Muatan efektif pada atom dalam molekul. Momen dipol ikatan kimia. Momen dipol molekul poliatomik. Faktor-faktor yang menentukan besarnya momen dipol molekul poliatomik.

Sifat-sifat ikatan kovalen . Karakteristik kuantitatif penting dari ikatan kovalen adalah energi ikatan, panjangnya, dan momen dipol.

Energi ikatan- energi yang dilepaskan selama pembentukannya, atau diperlukan untuk memisahkan dua atom yang terikat. Energi ikatan mencirikan kekuatannya.

Panjang tautan adalah jarak antara pusat atom terikat. Semakin pendek panjangnya, semakin kuat ikatan kimianya.

Momen dipol ikatan(m) - nilai vektor yang mencirikan polaritas ikatan.

Panjang vektor sama dengan produk dari panjang ikatan l dan muatan efektif q, yang diperoleh atom ketika kerapatan elektron bergeser: | saya | = lhq. Vektor momen dipol diarahkan dari muatan positif ke negatif. Dengan penambahan vektor momen dipol semua ikatan, momen dipol molekul diperoleh.

Karakteristik ikatan dipengaruhi oleh multiplisitasnya:

Energi ikatan meningkat berturut-turut;

Panjang ikatan tumbuh dalam urutan terbalik.

Energi ikatan(untuk keadaan sistem tertentu) adalah perbedaan antara energi keadaan di mana bagian-bagian penyusun sistem sangat jauh satu sama lain dan berada dalam keadaan diam aktif dan energi total keadaan terikat dari sistem:

di mana E adalah energi ikat komponen dalam sistem N komponen (partikel), i adalah energi total komponen ke-i dalam keadaan tidak terikat (partikel yang jauh tak terhingga dalam keadaan diam), dan E adalah energi total dari sistem terikat. Untuk sistem yang terdiri dari partikel-partikel diam pada tak terhingga, energi ikat dianggap sama dengan nol, yaitu, ketika keadaan terikat terbentuk, energi dilepaskan. Energi ikat sama dengan kerja minimum yang harus dikeluarkan untuk menguraikan sistem menjadi partikel penyusunnya.

Ini mencirikan stabilitas sistem: semakin tinggi energi ikat, semakin stabil sistem. Untuk elektron valensi (elektron kulit elektron terluar) dari atom netral dalam keadaan dasar, energi ikat bertepatan dengan energi ionisasi, untuk ion negatif, dengan afinitas elektron. Energi ikatan kimia molekul diatomik sesuai dengan energi disosiasi termalnya, yang berada pada orde ratusan kJ/mol. Energi ikat hadron inti atom ditentukan terutama oleh interaksi yang kuat. Untuk inti ringan adalah ~0,8 MeV per nukleon.

Panjang ikatan kimia adalah jarak antara inti atom yang terikat secara kimia. Panjang ikatan kimia adalah besaran fisika penting yang menentukan dimensi geometrik ikatan kimia dan luasnya dalam ruang. Berbagai metode digunakan untuk menentukan panjang ikatan kimia. Difraksi elektron gas, spektroskopi gelombang mikro, spektrum Raman dan spektrum IR resolusi tinggi digunakan untuk memperkirakan panjang ikatan kimia molekul terisolasi dalam fase uap (gas). Diyakini bahwa panjang ikatan kimia adalah kuantitas aditif yang ditentukan oleh jumlah jari-jari kovalen atom-atom yang membentuk ikatan kimia.

Polaritas ikatan kimia- karakteristik ikatan kimia, yang menunjukkan perubahan distribusi kerapatan elektron di ruang sekitar inti dibandingkan dengan distribusi kerapatan elektron dalam atom netral yang membentuk ikatan ini. Dimungkinkan untuk mengukur polaritas ikatan dalam molekul. Kesulitan penilaian kuantitatif yang akurat terletak pada kenyataan bahwa polaritas ikatan tergantung pada beberapa faktor: pada ukuran atom dan ion dari molekul penghubung; dari jumlah dan sifat ikatan yang telah dimiliki atom-atom penghubung sebelum interaksi yang diberikan; pada jenis struktur dan bahkan pada fitur cacat pada kisi kristalnya. Perhitungan semacam itu dilakukan dengan berbagai metode, yang umumnya memberikan hasil (nilai) yang kurang lebih sama.

Misalnya, untuk HCl, ditemukan bahwa setiap atom dalam molekul ini memiliki muatan yang sama dengan 0,17 muatan seluruh elektron. Pada atom hidrogen +0,17, dan pada atom klorin -0,17. Muatan efektif yang disebut pada atom paling sering digunakan sebagai ukuran kuantitatif polaritas ikatan. Muatan efektif didefinisikan sebagai perbedaan antara muatan elektron yang terletak di beberapa wilayah ruang dekat nukleus dan muatan nukleus. Namun, ukuran ini hanya memiliki arti [relatif] bersyarat dan perkiraan, karena tidak mungkin untuk memilih dengan jelas suatu daerah dalam molekul yang secara eksklusif dimiliki oleh satu atom tunggal, dan dalam kasus beberapa ikatan, pada ikatan tertentu.

Sudut valensi- sudut yang dibentuk oleh arah ikatan kimia (kovalen) yang berasal dari satu atom. Pengetahuan tentang sudut ikatan diperlukan untuk menentukan geometri molekul. Sudut valensi tergantung baik pada karakteristik individu dari atom yang melekat dan pada hibridisasi orbital atom dari atom pusat. Untuk molekul sederhana, sudut ikatan, serta parameter geometris molekul lainnya, dapat dihitung dengan metode kimia kuantum. Secara eksperimental, mereka ditentukan dari nilai momen inersia molekul yang diperoleh dengan menganalisis spektrum rotasinya. Sudut ikatan molekul kompleks ditentukan dengan metode analisis struktur difraksi.

BIAYA EFEKTIF DARI ATOM, mencirikan perbedaan antara jumlah elektron milik atom tertentu dalam suatu kimia. Kom., dan jumlah elektron bebas. atom. Untuk perkiraan E. z. sebuah. model yang digunakan di mana kuantitas yang ditentukan secara eksperimental disajikan sebagai fungsi dari muatan titik yang tidak dapat terpolarisasi yang terlokalisasi pada atom; misalnya, momen dipol molekul diatomik dianggap sebagai produk dari E. z. sebuah. untuk jarak antar atom. Dalam batas-batas model serupa E. z. sebuah. dapat dihitung dengan menggunakan data optik. atau spektroskopi sinar-x.

Momen dipol molekul.

Ikatan kovalen ideal hanya ada pada partikel yang terdiri dari atom identik (H2, N2, dll.). Jika ikatan terbentuk antara atom yang berbeda, maka kerapatan elektron bergeser ke salah satu inti atom, yaitu ikatan terpolarisasi. Polaritas suatu ikatan dicirikan oleh momen dipolnya.

Momen dipol molekul sama dengan jumlah vektor momen dipol ikatan kimianya. Jika ikatan polar terletak secara simetris dalam molekul, maka muatan positif dan negatif saling mengimbangi, dan molekul secara keseluruhan adalah nonpolar. Ini terjadi, misalnya, dengan molekul karbon dioksida. Molekul poliatomik dengan susunan ikatan polar yang asimetris umumnya bersifat polar. Ini berlaku khususnya untuk molekul air.

Nilai momen dipol molekul yang dihasilkan dapat dipengaruhi oleh pasangan elektron bebas. Dengan demikian, molekul NH3 dan NF3 memiliki geometri tetrahedral (dengan memperhitungkan pasangan elektron bebas). Derajat ionisitas ikatan nitrogen-hidrogen dan nitrogen-fluorin masing-masing adalah 15 dan 19%, dan panjangnya masing-masing adalah 101 dan 137 pm. Berdasarkan hal tersebut dapat disimpulkan bahwa momen dipol NF3 lebih besar. Namun, eksperimen menunjukkan sebaliknya. Dengan prediksi momen dipol yang lebih akurat, arah momen dipol pasangan elektron bebas harus diperhitungkan (Gbr. 29).

Konsep hibridisasi orbital atom dan struktur spasial molekul dan ion. Keunikan distribusi kerapatan elektron orbital hibrid. Jenis utama hibridisasi: sp, sp2, sp3, dsp2, sp3d, sp3d2. Hibridisasi yang melibatkan pasangan elektron bebas.

HIBRIDISASI ORBITA ATOM.

Untuk menjelaskan struktur beberapa molekul dalam metode VS, digunakan model hibridisasi orbital atom (AO). Untuk beberapa unsur (berilium, boron, karbon), elektron s dan p mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kovalen. Elektron ini terletak pada AO yang berbeda dalam bentuk dan energi. Meskipun demikian, ikatan yang terbentuk dengan partisipasinya ternyata setara dan terletak secara simetris.

Pada molekul BeC12, BC13 dan CC14, misalnya, sudut ikatan C1-E-C1 adalah 180, 120, dan 109,28 o. Nilai dan energi dari panjang ikatan E-C1 adalah sama untuk masing-masing molekul ini. Prinsip hibridisasi orbital adalah bahwa AO awal dari bentuk dan energi yang berbeda, ketika dicampur, menghasilkan orbital baru dengan bentuk dan energi yang sama. Jenis hibridisasi atom pusat menentukan bentuk geometris molekul atau ion yang dibentuk olehnya.

Mari kita perhatikan struktur molekul dari sudut pandang hibridisasi orbital atom.

Bentuk spasial molekul.

Rumus Lewis mengatakan banyak tentang struktur elektronik dan stabilitas molekul, tetapi sejauh ini mereka tidak dapat mengatakan apa-apa tentang struktur spasial mereka. Dalam teori ikatan kimia, ada dua pendekatan yang baik untuk menjelaskan dan memprediksi geometri molekul. Mereka berada dalam kesepakatan yang baik satu sama lain. Pendekatan pertama disebut teori tolakan pasangan elektron valensi (OVEP). Meskipun namanya "mengerikan", esensi dari pendekatan ini sangat sederhana dan jelas: ikatan kimia dan pasangan elektron bebas dalam molekul cenderung terletak sejauh mungkin satu sama lain. Mari kita jelaskan dengan contoh-contoh konkret. Ada dua ikatan Be-Cl dalam molekul BeCl2. Bentuk molekul ini harus sedemikian rupa sehingga kedua ikatan ini dan atom klorin pada ujungnya terletak sejauh mungkin:

Ini hanya mungkin dengan bentuk molekul linier, ketika sudut antara ikatan (sudut ClBeCl) sama dengan 180o.

Contoh lain: ada 3 ikatan B-F dalam molekul BF3. Mereka terletak sejauh mungkin dari satu sama lain dan molekul memiliki bentuk segitiga datar, di mana semua sudut antara ikatan (sudut FBF) sama dengan 120 o:

Hibridisasi orbital atom.

Hibridisasi tidak hanya melibatkan elektron ikatan, tetapi juga pasangan elektron bebas . Misalnya, sebuah molekul air mengandung dua ikatan kimia kovalen antara atom oksigen dan Gambar 21 dua atom hidrogen (Gambar 21).

Selain dua pasang elektron yang sama dengan atom hidrogen, atom oksigen memiliki dua pasang elektron eksternal yang tidak berpartisipasi dalam pembentukan ikatan ( pasangan elektron yang tidak digunakan bersama). Keempat pasang elektron menempati daerah tertentu dalam ruang di sekitar atom oksigen. Karena elektron saling tolak, awan elektron terletak sejauh mungkin. Dalam hal ini, sebagai hasil dari hibridisasi, bentuk orbital atom berubah, mereka memanjang dan diarahkan ke simpul tetrahedron. Oleh karena itu, molekul air memiliki bentuk sudut, dan sudut antara ikatan oksigen-hidrogen adalah 104,5 o.

Bentuk molekul dan ion seperti AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. d-AO terlibat dalam pembentukan ikatan-σ dalam molekul persegi planar, dalam molekul oktahedral, dan dalam molekul yang dibangun dalam bentuk bipiramid trigonal. Pengaruh tolakan pasangan elektron pada konfigurasi spasial molekul (konsep partisipasi pasangan elektron KNEP yang tidak digunakan bersama).

Bentuk molekul dan ion seperti AB2, AB3, AB4, AB5, AB6. Setiap jenis hibridisasi AO sesuai dengan bentuk geometris yang ditentukan secara ketat, dikonfirmasi secara eksperimental. Dasarnya dibuat oleh ikatan yang dibentuk oleh orbital hibrid; dalam medan elektrostatiknya, pasangan elektron yang terdelokalisasi bergerak (dalam kasus ikatan rangkap) (Tabel 5.3). hibridisasi sp. Jenis hibridisasi yang serupa terjadi ketika sebuah atom membentuk dua ikatan karena elektron yang terletak di orbital s dan p dan memiliki energi yang sama. Jenis hibridisasi ini adalah karakteristik molekul tipe AB2 (Gbr. 5.4). Contoh molekul dan ion tersebut diberikan dalam Tabel. 5.3 (gbr. 5.4).

Tabel 5.3

Bentuk geometris molekul

E adalah pasangan elektron yang tidak digunakan bersama.

Struktur molekul BeCl2. Atom berilium dalam keadaan normal memiliki dua elektron s berpasangan di lapisan luar. Sebagai hasil dari eksitasi, salah satu elektron s masuk ke keadaan-p - dua elektron tidak berpasangan muncul, berbeda dalam bentuk orbital dan energi. Ketika ikatan kimia terbentuk, mereka diubah menjadi dua orbital sp-hibrida identik yang diarahkan pada sudut 180 derajat satu sama lain.

Be 2s2 Be 2s1 2p1 - keadaan tereksitasi atom

Beras. 5.4. Penataan ruang awan sp-hybrid

Jenis utama interaksi antarmolekul. Materi dalam keadaan terkondensasi. Faktor-faktor yang menentukan energi interaksi antarmolekul. Ikatan hidrogen. Sifat ikatan hidrogen. Karakteristik kuantitatif dari ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen antar dan intramolekul.

INTERAKSI INTERMOLEKULER- interaksi. molekul di antara mereka sendiri, tidak menyebabkan pecah atau pembentukan bahan kimia baru. koneksi. M.v. menentukan perbedaan antara gas nyata dan gas ideal, keberadaan cairan dan mereka mengatakan. kristal. Dari M. ke. banyak tergantung. struktural, spektral, termodinamika. dan Kepulauan St. lainnya di dalam. Munculnya konsep abad M. terkait dengan nama Van der Waals, yang, untuk menjelaskan St. dalam gas dan cairan nyata, pada tahun 1873 mengusulkan persamaan keadaan yang memperhitungkan M. v. Oleh karena itu, gaya M. masuk. sering disebut van der Waals.

Dasar dari abad M. merupakan gaya interaksi Coulomb. antara elektron dan inti dari satu molekul dan inti dan elektron yang lain. Dalam St.-vahs in-va yang ditentukan secara eksperimental, interaksi rata-rata dimanifestasikan, yang tergantung pada jarak R antara molekul, orientasi timbal baliknya, struktur dan fisiknya. karakteristik (momen dipol, polarisasi, dll.). Pada R besar, yang secara signifikan melebihi dimensi linier molekul itu sendiri, sebagai akibatnya kulit elektron molekul tidak tumpang tindih, gaya M. v. cukup dapat dibagi menjadi tiga jenis - elektrostatik, polarisasi (induksi) dan dispersi. Gaya elektrostatik kadang-kadang disebut orientasi, tetapi ini tidak akurat, karena orientasi bersama molekul juga dapat ditentukan oleh polarisasi. gaya jika molekulnya anisotropik.

Pada jarak kecil antara molekul (R ~ l) untuk membedakan jenis individu abad M.. hanya mungkin kira-kira, sementara, selain tiga jenis yang disebutkan, dua lagi dibedakan, terkait dengan tumpang tindih kulit elektron - interaksi pertukaran dan interaksi karena transfer muatan elektronik. Terlepas dari beberapa konvensionalitas, pembagian seperti itu dalam setiap kasus khusus memungkinkan kita untuk menjelaskan sifat abad M.. dan hitung energinya.

Struktur materi dalam keadaan terkondensasi.

Tergantung pada jarak antara partikel yang membentuk zat, dan pada sifat dan energi interaksi antara mereka, zat dapat berada di salah satu dari tiga keadaan agregasi: padat, cair dan gas.

Pada suhu yang cukup rendah, zat tersebut dalam keadaan padat. Jarak antara partikel zat kristal adalah urutan ukuran partikel itu sendiri. Energi potensial rata-rata partikel lebih besar dari energi kinetik rata-ratanya. Pergerakan partikel yang membentuk kristal sangat terbatas. Gaya-gaya yang bekerja di antara partikel-partikel membuat mereka tetap dekat dengan posisi kesetimbangannya. Ini menjelaskan keberadaan benda kristal dengan bentuk dan volumenya sendiri serta ketahanan geser yang tinggi.

Ketika dicairkan, padatan berubah menjadi cair. Dalam hal struktur, zat cair berbeda dari zat kristal karena tidak semua partikel terletak pada jarak yang sama satu sama lain seperti dalam kristal, beberapa molekul dipisahkan satu sama lain oleh jarak yang jauh. Energi kinetik rata-rata partikel untuk zat dalam keadaan cair kira-kira sama dengan energi potensial rata-ratanya.

Keadaan padat dan cair sering digabungkan dalam istilah umum - keadaan terkondensasi.

Jenis-jenis interaksi antarmolekul Ikatan hidrogen intramolekul. Ikatan yang selama pembentukannya tidak terjadi penataan ulang kulit elektron disebut interaksi antar molekul . Jenis utama interaksi molekuler termasuk gaya van der Waals, ikatan hidrogen, dan interaksi donor-akseptor.

Ketika molekul saling mendekat, gaya tarik muncul, yang menyebabkan munculnya keadaan materi yang terkondensasi (cair, padat dengan kisi kristal molekul). Gaya yang menyebabkan gaya tarik molekul disebut gaya van der Waals.

Mereka dicirikan oleh tiga jenis: interaksi antarmolekul :

a) interaksi orientasi, yang memanifestasikan dirinya antara molekul polar, cenderung mengambil posisi di mana dipol mereka akan saling berhadapan dengan kutub yang berlawanan, dan vektor momen dipol ini akan berorientasi sepanjang satu garis lurus (dengan kata lain , disebut interaksi dipol-dipol );

b) induksi, yang terjadi antara dipol yang diinduksi, alasan pembentukannya adalah polarisasi timbal balik atom dari dua molekul yang mendekat;

c) dispersi, yang muncul sebagai hasil interaksi mikrodipol yang terbentuk karena perpindahan sesaat muatan positif dan negatif dalam molekul selama pergerakan elektron dan getaran inti.

Gaya dispersi bekerja di antara partikel apa pun. Interaksi orientasi dan induksi untuk partikel banyak zat, misalnya: He, Ar, H2, N2, CH4, tidak dilakukan. Untuk molekul NH3, interaksi dispersi menyumbang 50%, interaksi orientasi 44,6%, dan interaksi induksi 5,4%. Energi kutub gaya tarik van der Waals ditandai dengan nilai yang rendah. Jadi, untuk es adalah 11 kJ/mol, mis. 2,4% energi ikatan kovalen H-O (456 kJ/mol). Gaya tarik van der Waals adalah interaksi fisik.

ikatan hidrogen- Ini adalah ikatan fisikokimia antara hidrogen dari satu molekul dan elemen EO dari molekul lain. Pembentukan ikatan hidrogen dijelaskan oleh fakta bahwa dalam molekul atau gugus polar, atom hidrogen terpolarisasi memiliki sifat unik: tidak adanya kulit elektron internal, pergeseran pasangan elektron yang signifikan ke atom dengan EO tinggi dan sangat kecil. ukuran. Oleh karena itu, hidrogen mampu menembus jauh ke dalam kulit elektron dari atom tetangga yang terpolarisasi negatif. Seperti yang ditunjukkan oleh data spektral, interaksi donor-akseptor atom EO sebagai donor dan atom hidrogen sebagai akseptor juga memainkan peran penting dalam pembentukan ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen dapat berupa antarmolekul atau intramolekul.

Ikatan hidrogen dapat terjadi baik antara molekul yang berbeda dan dalam molekul jika molekul ini mengandung gugus dengan kemampuan donor dan akseptor. Dengan demikian, ikatan hidrogen intramolekullah yang memainkan peran utama dalam pembentukan rantai peptida yang menentukan struktur protein. Salah satu contoh paling terkenal dari efek ikatan hidrogen intramolekul pada struktur adalah asam deoksiribonukleat (DNA). Molekul DNA dilipat menjadi heliks ganda. Dua untai heliks ganda ini dihubungkan satu sama lain oleh ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen memiliki karakter perantara antara valensi dan interaksi antarmolekul. Ini terkait dengan sifat unik atom hidrogen terpolarisasi, ukurannya yang kecil dan tidak adanya lapisan elektron.

Ikatan hidrogen antarmolekul dan intramolekul.

Ikatan hidrogen ditemukan di banyak senyawa kimia. Mereka muncul, sebagai suatu peraturan, antara atom fluor, nitrogen dan oksigen (unsur paling elektronegatif), lebih jarang - dengan partisipasi atom klorin, belerang dan non-logam lainnya. Ikatan hidrogen yang kuat terbentuk dalam zat cair seperti air, hidrogen fluorida, asam anorganik yang mengandung oksigen, asam karboksilat, fenol, alkohol, amonia, amina. Selama kristalisasi, ikatan hidrogen dalam zat ini biasanya dipertahankan. Oleh karena itu, struktur kristalnya memiliki bentuk rantai (metanol), lapisan dua dimensi datar (asam borat), kisi spasial tiga dimensi (es).

Jika ikatan hidrogen menyatukan bagian-bagian dari satu molekul, maka mereka berbicara tentang intramolekul ikatan hidrogen. Ini terutama merupakan karakteristik dari banyak senyawa organik (Gbr. 42). Jika ikatan hidrogen terbentuk antara atom hidrogen dari satu molekul dan atom nonlogam dari molekul lain (ikatan hidrogen antarmolekul), kemudian molekul membentuk pasangan, rantai, cincin yang cukup kuat. Jadi, asam format ada dalam keadaan cair dan gas dalam bentuk dimer:

dan gas hidrogen fluorida mengandung molekul polimer, termasuk hingga empat partikel HF. Ikatan kuat antar molekul dapat ditemukan dalam air, amonia cair, alkohol. Atom oksigen dan nitrogen yang diperlukan untuk pembentukan ikatan hidrogen mengandung semua karbohidrat, protein, asam nukleat. Diketahui, misalnya, bahwa glukosa, fruktosa dan sukrosa larut sempurna dalam air. Peran penting dalam hal ini dimainkan oleh ikatan hidrogen yang terbentuk dalam larutan antara molekul air dan banyak gugus OH karbohidrat.

hukum periodik. Formulasi modern dari hukum periodik. Sistem periodik unsur kimia - ilustrasi grafis dari hukum periodik. Versi modern dari sistem Periodik. Fitur pengisian orbital atom dengan elektron dan pembentukan periode. s-, p-, d-, f- Unsur dan letaknya dalam sistem periodik. Grup, periode. Subgrup utama dan sekunder. Batas-batas sistem periodik.

Penemuan Hukum Periodik.

Hukum dasar kimia - Hukum Periodik ditemukan oleh D.I. Mendeleev pada tahun 1869 pada saat atom dianggap tidak dapat dibagi dan tidak ada yang diketahui tentang struktur internalnya. Dasar Hukum Berkala D.I. Mendeleev menempatkan massa atom (sebelumnya - berat atom) dan sifat kimia unsur.

Menyusun 63 unsur yang diketahui pada waktu itu dalam urutan menaik dari massa atomnya, D.I. Mendeleev menerima serangkaian unsur kimia alami (alami), di mana ia menemukan pengulangan sifat kimia secara periodik.

Misalnya, sifat-sifat logam litium khas Li diulang untuk unsur-unsur natrium Na dan kalium K, sifat-sifat khas fluorin bukan logam F diulang untuk unsur-unsur klor Cl, brom Br, yodium I.

Beberapa elemen D.I. Mendeleev tidak menemukan analog kimia (misalnya, aluminium Al dan silikon Si), karena analog tersebut masih belum diketahui pada waktu itu. Bagi mereka, ia meninggalkan tempat-tempat kosong dalam deret alami dan, atas dasar pengulangan periodik, meramalkan sifat-sifat kimianya. Setelah penemuan elemen yang sesuai (analog aluminium - galium Ga, analog silikon - germanium Ge, dll.), prediksi D.I. Mendeleev sepenuhnya dikonfirmasi.

Data energi ionisasi (EI), PEI dan komposisi molekul stabil - nilai dan perbandingannya yang sebenarnya - baik atom bebas maupun atom yang terikat menjadi molekul, memungkinkan kita untuk memahami bagaimana atom membentuk molekul melalui mekanisme ikatan kovalen.

IKATAN KOVALEN- (dari bahasa Latin "dengan" bersama dan "lembah" memiliki kekuatan) (ikatan homeopolar), ikatan kimia antara dua atom yang terjadi ketika elektron milik atom ini digunakan bersama. Atom-atom dalam molekul gas sederhana dihubungkan oleh ikatan kovalen. Ikatan di mana ada satu pasangan elektron yang sama disebut tunggal; ada juga ikatan rangkap dua dan rangkap tiga.

Mari kita lihat beberapa contoh untuk melihat bagaimana kita dapat menggunakan aturan kita untuk menentukan jumlah ikatan kimia kovalen yang dapat dibentuk oleh sebuah atom jika kita mengetahui jumlah elektron di kulit terluar atom tertentu dan muatan nukleusnya. Muatan inti dan jumlah elektron pada kulit terluar ditentukan secara eksperimental dan termasuk dalam tabel unsur.

Perhitungan kemungkinan jumlah ikatan kovalen

Misalnya, mari kita hitung jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk oleh natrium ( tidak), aluminium (Al), fosfor (P) dan klorin ( Cl). natrium ( tidak) dan aluminium ( Al) masing-masing memiliki 1 dan 3 elektron pada kulit terluar, dan, menurut aturan pertama (untuk mekanisme pembentukan ikatan kovalen, satu elektron pada kulit terluar digunakan), mereka dapat membentuk: natrium (Na)- 1 dan aluminium ( Al)- 3 ikatan kovalen. Setelah pembentukan ikatan, jumlah elektron pada kulit terluar natrium ( tidak) dan aluminium ( Al) sama dengan, masing-masing, 2 dan 6; yaitu, kurang dari jumlah maksimum (8) untuk atom-atom ini. Fosfor ( P) dan klorin ( Cl) masing-masing memiliki 5 dan 7 elektron pada kulit terluar dan, menurut keteraturan kedua di atas, mereka dapat membentuk 5 dan 7 ikatan kovalen. Sesuai dengan keteraturan keempat, pembentukan ikatan kovalen, jumlah elektron pada kulit terluar atom-atom ini bertambah 1. Menurut keteraturan keenam, ketika ikatan kovalen terbentuk, jumlah elektron pada kulit terluar jumlah atom yang terikat tidak boleh lebih dari 8. Artinya, fosfor ( P) hanya dapat membentuk 3 ikatan (8-5 = 3), sedangkan klorin ( Cl) hanya dapat membentuk satu (8-7 = 1).

Contoh: berdasarkan analisis, kami menemukan bahwa zat tertentu terdiri dari atom natrium (Na) dan klorin ( Cl). Mengetahui keteraturan mekanisme pembentukan ikatan kovalen, kita dapat mengatakan bahwa natrium ( tidak) hanya dapat membentuk 1 ikatan kovalen. Dengan demikian, kita dapat mengasumsikan bahwa setiap atom natrium ( tidak) terikat pada atom klorin ( Cl) melalui ikatan kovalen dalam zat ini, dan zat ini terdiri dari molekul atom NaCl. Rumus struktur untuk molekul ini adalah: Na-Cl. Di sini, tanda hubung (-) berarti ikatan kovalen. Rumus elektron dari molekul ini dapat ditunjukkan sebagai berikut:
. .
Na:Cl:
. .
Sesuai dengan rumus elektronik, pada kulit terluar atom natrium ( tidak) di NaCl ada 2 elektron, dan pada kulit terluar atom klorin ( Cl) ada 8 elektron. Dalam rumus ini, elektron (titik) antara atom natrium ( tidak) dan klorin (Cl) adalah elektron ikatan. Karena PEI dalam klorin ( Cl) sama dengan 13 eV, dan untuk natrium (Na) itu sama dengan 5,14 eV, pasangan elektron ikatan lebih dekat ke atom Cl daripada atom tidak. Jika energi ionisasi atom-atom pembentuk molekul sangat berbeda, maka ikatan yang terbentuk adalah kutub Ikatan kovalen.

Mari kita pertimbangkan kasus lain. Berdasarkan analisis, kami menemukan bahwa suatu zat tertentu terdiri dari atom aluminium ( Al) dan atom klorin ( Cl). Untuk aluminium ( Al) ada 3 elektron di kulit terluar; sehingga dapat membentuk 3 ikatan kimia kovalen sementara klorin (Cl), seperti pada kasus sebelumnya, hanya dapat membentuk 1 ikatan. Zat ini disajikan sebagai AlCl3, dan rumus elektroniknya dapat diilustrasikan sebagai berikut:

Gambar 3.1. rumus elektronikAlCl 3

yang rumusnya adalah:
Cl - Al - Cl
Cl

Rumus elektronik ini menunjukkan bahwa AlCl3 pada kulit terluar atom klorin ( Cl) terdapat 8 elektron, sedangkan pada kulit terluar atom aluminium ( Al) Ada 6. Menurut mekanisme pembentukan ikatan kovalen, kedua elektron pengikat (satu dari setiap atom) memasuki kulit terluar dari atom yang terikat.

Ikatan kovalen ganda

Atom yang memiliki lebih dari satu elektron pada kulit terluarnya dapat membentuk tidak hanya satu, tetapi beberapa ikatan kovalen satu sama lain. Koneksi semacam itu disebut banyak (lebih sering kelipatan) koneksi. Contoh ikatan tersebut adalah ikatan molekul nitrogen ( N= N) dan oksigen ( O=O).

Ikatan yang terbentuk ketika atom tunggal bergabung disebut ikatan kovalen homoatomik, e Jika atomnya berbeda, maka ikatannya disebut ikatan kovalen heteroatomik[Awalan Yunani "homo" dan "hetero" masing-masing berarti sama dan berbeda].

Bayangkan seperti apa sebenarnya molekul dengan atom berpasangan itu. Molekul paling sederhana dengan atom berpasangan adalah molekul hidrogen.

Ikatan kovalen terjadi karena adanya sosialisasi elektron milik kedua atom yang ikut berinteraksi. Keelektronegatifan non-logam cukup besar sehingga transfer elektron tidak terjadi.

Elektron dalam orbital elektron yang tumpang tindih digunakan bersama. Dalam hal ini, situasi dibuat di mana tingkat elektron terluar atom diisi, yaitu, kulit terluar 8 atau 2 elektron terbentuk.

dalam kontak dengan

Teman sekelas

Keadaan di mana kulit elektron terisi penuh ditandai dengan energi terendah dan, karenanya, stabilitas maksimum.

Ada dua mekanisme pendidikan:

1. donor-akseptor;
2. menukarkan.

Dalam kasus pertama, salah satu atom menyediakan pasangan elektronnya, dan yang kedua - orbital elektron bebas.

Yang kedua, satu elektron dari setiap peserta dalam interaksi datang ke pasangan yang sama.

Tergantung tipenya apa- atom atau molekul, senyawa dengan jenis ikatan yang sama dapat bervariasi secara signifikan dalam karakteristik fisikokimia.

zat molekul paling sering gas, cairan atau padatan dengan titik leleh dan titik didih rendah, non-konduktif, dengan kekuatan rendah. Ini termasuk: hidrogen (H 2), oksigen (O 2), nitrogen (N 2), klorin (Cl 2), brom (Br 2), belerang belah ketupat (S 8), fosfor putih (P 4) dan zat sederhana lainnya ; karbon dioksida (CO 2), sulfur dioksida (SO 2), oksida nitrat V (N 2 O 5), air (H 2 O), hidrogen klorida (HCl), hidrogen fluorida (HF), amonia (NH 3), metana (CH 4), etil alkohol (C 2 H 5 OH), polimer organik dan lain-lain.

Zat atom ada dalam bentuk kristal kuat dengan titik didih dan titik leleh yang tinggi, tidak larut dalam air dan pelarut lainnya, banyak yang tidak menghantarkan arus listrik. Contohnya adalah berlian, yang memiliki kekuatan luar biasa. Hal ini disebabkan fakta bahwa berlian adalah kristal yang terdiri dari atom karbon yang dihubungkan oleh ikatan kovalen. Tidak ada molekul individu dalam berlian. Zat-zat seperti grafit, silikon (Si), silikon dioksida (SiO 2), silikon karbida (SiC) dan lain-lain juga memiliki struktur atom.

Ikatan kovalen tidak hanya tunggal (seperti pada molekul klorin Cl2), tetapi juga ganda, seperti pada molekul oksigen O2, atau rangkap tiga, seperti, misalnya, pada molekul nitrogen N2. Pada saat yang sama, yang rangkap tiga memiliki lebih banyak energi dan lebih tahan lama daripada yang ganda dan tunggal.

Ikatan kovalen dapat berupa Itu terbentuk baik antara dua atom dari unsur yang sama (non-polar) dan antara atom-atom dari unsur kimia yang berbeda (polar).

Tidak sulit untuk menunjukkan rumus senyawa dengan ikatan kovalen polar jika kita membandingkan nilai keelektronegatifan yang menyusun molekul atom. Tidak adanya perbedaan elektronegativitas akan menentukan non-polaritas. Jika ada perbedaan, maka molekul tersebut akan bersifat polar.

Jangan Lewatkan: Mekanisme Pendidikan, Studi Kasus.

Ikatan kimia kovalen non-polar

Khas untuk zat sederhana non-logam. Elektron milik atom sama, dan tidak ada perpindahan kerapatan elektron.

Molekul berikut adalah contohnya:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Pengecualian adalah gas inert. Tingkat energi eksternal mereka terisi penuh, dan pembentukan molekul secara energetik tidak menguntungkan bagi mereka, dan oleh karena itu mereka ada dalam bentuk atom yang terpisah.

Juga, contoh zat dengan ikatan kovalen non-polar adalah, misalnya, PH3. Terlepas dari kenyataan bahwa zat tersebut terdiri dari unsur-unsur yang berbeda, nilai keelektronegatifan unsur-unsur tersebut sebenarnya tidak berbeda, yang berarti bahwa tidak akan ada perpindahan pasangan elektron.

Ikatan kimia kovalen polar

Mengingat ikatan kovalen polar, ada banyak contoh: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

terbentuk antara atom-atom non-logam dengan keelektronegatifan yang berbeda. Dalam hal ini, inti suatu unsur dengan keelektronegatifan yang lebih besar menarik elektron-elektron yang sama lebih dekat ke dirinya sendiri.

Skema pembentukan ikatan polar kovalen

Tergantung pada mekanisme pembentukannya, common dapat menjadi elektron dari satu atau kedua atom.

Gambar tersebut dengan jelas menunjukkan interaksi dalam molekul asam klorida.

Sepasang elektron milik satu atom dan yang kedua, keduanya, sehingga tingkat terluar terisi. Tetapi klorin yang lebih elektronegatif menarik sepasang elektron sedikit lebih dekat ke dirinya sendiri (sementara itu tetap umum). Perbedaan keelektronegatifan tidak cukup besar untuk pasangan elektron lolos ke salah satu atom sepenuhnya. Hasilnya adalah muatan negatif parsial untuk klorin dan muatan positif parsial untuk hidrogen. Molekul HCl adalah molekul polar.

Sifat fisika dan kimia ikatan

Komunikasi dapat dicirikan oleh sifat-sifat berikut:: directivity, polaritas, polarisasi dan saturasi.