Ikatan kimia. Apa yang dimaksud dengan ikatan kovalen polar dan non polar

Ikatan kovalen(dari bahasa Latin “co” bersama-sama dan “vales” yang memiliki gaya) dilakukan karena pasangan elektron milik kedua atom. Terbentuk antara atom-atom nonlogam.

Keelektronegatifan nonlogam cukup tinggi, sehingga selama interaksi kimia dua atom nonlogam, transfer elektron secara lengkap dari satu atom ke atom lainnya (seperti dalam kasus) tidak mungkin dilakukan. Dalam hal ini, penyatuan elektron diperlukan untuk menyelesaikannya.

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

H 1s 1 - satu elektron

Kl 1s 2 2s 2 2 hal 6 3 hal 2 3 hal5 - tujuh elektron di tingkat terluar

Masing-masing dari dua atom kehilangan satu elektron agar memiliki kulit elektron terluar yang lengkap. Dan masing-masing atom mengalokasikan satu elektron “untuk penggunaan umum”. Dengan demikian, aturan oktet terpenuhi. Ini paling baik direpresentasikan menggunakan rumus Lewis:

Pembentukan ikatan kovalen

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

Ikatan kovalen non polar

Ikatan kovalen juga dapat terbentuk antara keduanya identik atom. Misalnya:

Diagram ini menjelaskan mengapa hidrogen dan klor ada sebagai molekul diatomik. Berkat pemasangan dan pembagian dua elektron, aturan oktet untuk kedua atom dapat dipenuhi.

Selain ikatan tunggal, ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga juga dapat terbentuk, misalnya pada molekul oksigen O 2 atau nitrogen N 2. Atom nitrogen memiliki lima elektron valensi, sehingga diperlukan tiga elektron lagi untuk melengkapi kulitnya. Hal ini dicapai dengan berbagi tiga pasang elektron, seperti yang ditunjukkan di bawah ini:

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

Ikatan kovalen terjadi ketika elektron dari dua atom bukan logam bergabung. 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. Seringkali mereka lebih dekat ke satu atom dibandingkan dengan atom lainnya. Dalam molekul hidrogen klorida, misalnya, elektron yang membentuk ikatan kovalen letaknya lebih dekat dengan atom klor karena elektronegativitasnya lebih tinggi dibandingkan hidrogen. Namun, perbedaan kemampuan menarik elektron tidak cukup besar untuk terjadinya transfer elektron lengkap dari atom hidrogen ke atom klor. Oleh karena itu, ikatan antara atom hidrogen dan klor dapat dianggap sebagai persilangan antara ikatan ionik (transfer elektron lengkap) dan ikatan kovalen non-polar (susunan pasangan elektron yang simetris antara dua atom). Muatan parsial atom dilambangkan dengan huruf Yunani δ. Koneksi ini disebut kovalen polar ikatan, dan molekul hidrogen klorida dikatakan polar, yaitu memiliki ujung yang bermuatan positif (atom hidrogen) dan ujung yang bermuatan negatif (atom klor).

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

Mekanisme pertukaran dan donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen

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

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

Garis besar perkuliahan:

1. Konsep ikatan kovalen.

2. Keelektronegatifan.

3. Ikatan kovalen polar dan non polar.

Ikatan kovalen terbentuk karena adanya pasangan elektron bersama yang muncul pada kulit atom yang terikat.

Ia dapat dibentuk oleh atom-atom dari unsur yang sama dan kemudian bersifat non-polar; misalnya, ikatan kovalen seperti itu terdapat pada molekul gas berelemen tunggal H 2, O 2, N 2, Cl 2, dll.

Ikatan kovalen dapat dibentuk oleh atom-atom dari unsur-unsur berbeda yang mempunyai sifat kimia yang serupa, dan kemudian bersifat polar; misalnya, ikatan kovalen seperti itu ada pada molekul H 2 O, NF 3, CO 2.

Konsep keelektronegatifan perlu diperkenalkan.

Keelektronegatifan adalah kemampuan atom suatu unsur kimia untuk menarik pasangan elektron bersama yang terlibat dalam pembentukan ikatan kimia.

deret keelektronegatifan

Unsur yang mempunyai keelektronegatifan lebih besar akan menarik elektron bersama dari unsur yang keelektronegatifannya lebih kecil.

Untuk menggambarkan ikatan kovalen secara visual, titik-titik digunakan dalam rumus kimia (setiap titik menunjukkan elektron valensi, dan garis menunjukkan pasangan elektron yang sama).

Contoh.Ikatan pada molekul Cl 2 dapat digambarkan sebagai berikut:

Rumus seperti itu setara. Ikatan kovalen memiliki arah spasial. Sebagai hasil dari ikatan kovalen atom, terbentuklah molekul atau kisi kristal atom dengan susunan geometris atom yang ditentukan secara ketat. Setiap zat mempunyai strukturnya masing-masing.

Dari sudut pandang teori Bohr, pembentukan ikatan kovalen dijelaskan oleh kecenderungan atom untuk mengubah lapisan terluarnya menjadi oktet (pengisian penuh hingga 8 elektron). Kedua atom menyumbangkan satu elektron tidak berpasangan untuk membentuk ikatan kovalen, dan kedua elektron menjadi dipakai bersama.
Contoh. Pembentukan molekul klorin.

Titik-titik melambangkan elektron. Saat mengatur, Anda harus mengikuti aturan: elektron ditempatkan dalam urutan tertentu - kiri, atas, kanan, bawah, satu per satu, kemudian ditambahkan satu per satu, elektron tidak berpasangan dan mengambil bagian dalam pembentukan ikatan.

Pasangan elektron baru, yang timbul dari dua elektron tidak berpasangan, menjadi umum pada dua atom klor. Ada beberapa cara untuk membentuk ikatan kovalen dengan tumpang tindih awan elektron.

Ikatan σ jauh lebih kuat daripada ikatan π, dan ikatan π hanya dapat terjadi dengan ikatan σ. Karena ikatan ini, terbentuklah ikatan rangkap dua dan rangkap tiga.

Ikatan kovalen polar terbentuk antara atom-atom dengan keelektronegatifan berbeda.

Akibat perpindahan elektron dari hidrogen ke klor, atom klor bermuatan sebagian negatif, dan sebagian atom hidrogen bermuatan positif.

Ikatan kovalen polar dan non polar

Jika suatu molekul diatomik terdiri dari atom-atom dari satu unsur, maka awan elektron terdistribusi dalam ruang secara simetris terhadap inti atom. Ikatan kovalen seperti ini disebut nonpolar. Jika ikatan kovalen terbentuk antara atom-atom unsur yang berbeda, maka awan elektron bersama bergeser ke arah salah satu atom. Dalam hal ini, ikatan kovalen bersifat polar. Keelektronegatifan digunakan untuk menilai kemampuan suatu atom untuk menarik pasangan elektron bersama.

Akibat pembentukan ikatan kovalen polar, atom yang lebih elektronegatif memperoleh muatan parsial negatif, dan atom dengan keelektronegatifan lebih kecil memperoleh muatan parsial positif. Muatan ini biasanya disebut muatan efektif atom-atom dalam molekul. Mereka mungkin memiliki nilai pecahan. Misalnya, dalam molekul HCl muatan efektifnya adalah 0,17e (dengan e adalah muatan elektron. Muatan elektron adalah 1,602.10 -19 C):

Suatu sistem yang terdiri dari dua muatan yang besarnya sama tetapi berlawanan tanda, yang terletak pada jarak tertentu satu sama lain disebut dipol listrik. Jelasnya, molekul polar adalah dipol mikroskopis. Meskipun muatan total dipol adalah nol, terdapat medan listrik di ruang sekitarnya, yang kuatnya sebanding dengan momen dipol m:

Dalam sistem SI, momen dipol diukur dalam Cm, tetapi biasanya untuk molekul polar Debye digunakan sebagai satuan pengukuran (satuan ini dinamai P. Debye):

1 D = 3,33×10 –30 C×m

Momen dipol berfungsi sebagai ukuran kuantitatif polaritas suatu molekul. Untuk molekul poliatomik, momen dipol adalah jumlah vektor momen dipol ikatan kimia. Oleh karena itu, jika suatu molekul simetris, maka molekul tersebut dapat bersifat nonpolar, meskipun setiap ikatannya mempunyai momen dipol yang signifikan. Misalnya, dalam molekul datar BF 3 atau molekul BeCl 2 linier, jumlah momen dipol ikatannya adalah nol:

Demikian pula, molekul tetrahedral CH 4 dan CBr 4 memiliki momen dipol nol. Namun pelanggaran simetri, misalnya pada molekul BF 2 Cl, menyebabkan momen dipol yang berbeda dari nol.

Kasus pembatas dari ikatan kovalen polar adalah ikatan ionik. Ini dibentuk oleh atom-atom yang keelektronegatifannya berbeda secara signifikan. Ketika ikatan ionik terbentuk, terjadi transisi yang hampir sempurna dari pasangan elektron ikatan ke salah satu atom, dan ion positif dan negatif terbentuk, yang terikat satu sama lain oleh gaya elektrostatis. Karena gaya tarik elektrostatis terhadap ion tertentu bekerja pada ion mana pun yang bertanda berlawanan, apa pun arahnya, maka ikatan ionik, tidak seperti ikatan kovalen, dicirikan oleh: kurangnya arah Dan ketidakjenuhan. Molekul dengan ikatan ionik paling menonjol terbentuk dari atom logam khas dan nonlogam khas (NaCl, CsF, dll.), mis. ketika perbedaan keelektronegatifan atom-atomnya besar.

Ikatan kovalen adalah jenis ikatan kimia yang paling umum, terjadi melalui interaksi dengan nilai keelektronegatifan yang sama atau serupa.

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

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

Pembentukan ikatan kovalen menurut teori Lewis

Mekanisme pembentukan ikatan kovalen

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

Menurut prinsip mekanisme pertukaran pembentukan ikatan kovalen, masing-masing atom yang berinteraksi menyuplai jumlah elektron yang sama dengan spin antiparalel untuk membentuk ikatan. Misalnya:

Menurut mekanisme donor-akseptor, ikatan dua elektron terjadi ketika partikel berbeda berinteraksi. Salah satunya adalah donatur A: mempunyai pasangan elektron yang tidak dipakai bersama (yaitu, elektron yang dimiliki hanya oleh satu atom), dan elektron lainnya merupakan akseptor DI DALAM— memiliki orbital kosong.

Partikel yang menyediakan dua elektron (pasangan elektron tak terbagi) untuk berikatan disebut donor, dan partikel dengan orbital kosong yang menerima pasangan elektron ini disebut akseptor.

Mekanisme pembentukan ikatan kovalen akibat awan dua elektron suatu atom dan orbital kosong atom lain disebut mekanisme donor-akseptor.

Ikatan donor-akseptor disebut semipolar, karena muatan positif efektif parsial δ+ muncul pada atom donor (karena pasangan elektron yang tidak terbagi telah menyimpang darinya), dan muatan negatif efektif parsial δ- muncul di atom akseptor (karena , ada pergeseran arahnya terhadap pasangan elektron donor yang tidak terbagi).

Contoh donor pasangan elektron sederhana adalah ion H — , yang memiliki pasangan elektron yang tidak dipakai bersama. Akibat penambahan ion hidrida negatif pada molekul yang atom pusatnya memiliki orbital bebas (ditunjukkan dalam diagram sebagai sel kuantum kosong), misalnya BH 3, terbentuk ion kompleks kompleks BH 4 — dengan muatan negatif (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :

Akseptor pasangan elektron adalah ion hidrogen, atau sederhananya proton H+. Penambahannya pada molekul yang atom pusatnya memiliki pasangan elektron tidak terbagi, misalnya pada NH 3, juga mengarah pada pembentukan ion kompleks NH 4 +, tetapi bermuatan positif:

Metode ikatan valensi

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

• setiap pasangan atom dalam suatu 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 terbentuknya ikatan kovalen adalah antiarah putaran elektron; Oleh karena itu, orbital elektron umum dengan kerapatan elektron tertinggi di ruang antar inti muncul, yang memastikan tarikan inti bermuatan positif satu sama lain dan disertai dengan penurunan energi total sistem.

Hibridisasi orbital atom

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

Hibridisasi adalah proses pencampuran dan penyelarasan orbital dalam bentuk dan energi, di mana kerapatan elektron dari orbital yang energinya dekat didistribusikan kembali, sehingga menjadi setara.

Ketentuan pokok teori hibridisasi:

1. Selama hibridisasi, bentuk awal dan orbital saling berubah, dan orbital hibridisasi baru terbentuk, tetapi dengan energi dan bentuk yang sama, mengingatkan pada angka delapan yang tidak beraturan.
2. Jumlah orbital hibridisasi sama dengan jumlah orbital keluaran yang terlibat dalam hibridisasi.
3. Orbital dengan energi serupa (orbital s dan p pada tingkat energi terluar dan orbital d pada tingkat energi terluar 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 tetangganya, sebagai akibatnya, ia menjadi lebih kuat daripada yang dibentuk oleh elektron dari masing-masing orbital non-hibrid.
5. Karena pembentukan ikatan yang lebih kuat dan distribusi kerapatan elektron yang lebih simetris dalam molekul, diperoleh perolehan energi, yang dikompensasi dengan margin konsumsi energi yang diperlukan untuk proses hibridisasi.
6. Orbital hibridisasi harus diorientasikan dalam ruang sedemikian rupa untuk memastikan jarak maksimum satu sama lain; dalam hal ini energi tolakan minimal.
7. Jenis hibridisasi ditentukan oleh jenis dan jumlah orbital keluar serta perubahan besar sudut ikatan serta konfigurasi spasial molekul.

Saat membentuk molekul (atau fragmen molekul individu), jenis hibridisasi berikut paling sering terjadi:

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

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

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

Jenis hibridisasi ini paling sering ditemukan pada halida bukan logam. Contohnya adalah struktur fosfor klorida PCl 5, selama pembentukannya atom fosfor (P...3s 2 3p 3) pertama-tama 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 setara dan berorientasi dengan ujung memanjang menuju sudut bipiramida trigonal mental. Hal ini menentukan bentuk molekul PCl 5, yang dibentuk oleh tumpang tindih lima orbital hibridisasi s 1 p 3 d dengan orbital 3p dari lima atom klor.

1. sp - Hibridisasi. Ketika satu orbital s-i dan satu orbital p digabungkan, muncul dua orbital hibridisasi sp yang terletak simetris pada sudut 180 0.
2. sp 2 - Hibridisasi. Kombinasi satu orbital s dan dua orbital p menyebabkan terbentuknya ikatan hibridisasi sp 2 yang terletak pada sudut 120 0, sehingga molekulnya 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 orbital s-, tiga p- dan satu d menghasilkan hibridisasi sp 3 d, yang menentukan orientasi spasial dari lima orbital hibridisasi sp 3 d ke simpul bipiramida 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 bipiramida pentagonal berhubungan dengan hibridisasi sp 3 d 3 (atau kadang-kadang sp 3 d 2 f) orbital valensi atom pusat molekul atau kompleks.

Metode hibridisasi orbital atom menjelaskan struktur geometri sejumlah besar molekul, namun menurut data eksperimen, molekul dengan 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 sudut ikatan di dalamnya diperkirakan adalah tetrahedral (~ 109,5 0). Secara eksperimental telah ditetapkan bahwa sudut ikatan dalam molekul CH 4 sebenarnya adalah 109,5 0. Namun pada molekul NH 3 dan H 2 O, nilai sudut ikatan menyimpang dari sudut tetrahedral: yaitu sebesar 107,3 ​​0 pada molekul NH 3 dan 104,5 0 pada molekul H 2 O. Penyimpangan tersebut dijelaskan oleh adanya pasangan elektron yang tidak terbagi pada atom nitrogen dan oksigen. Orbital dua elektron, yang berisi pasangan elektron yang tidak berbagi, karena kepadatannya yang meningkat menolak orbital valensi satu elektron, yang menyebabkan penurunan sudut ikatan. Untuk 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 berbagi.

Pasangan elektron tak 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 ikatan. sudut ke 107,3 ​​0. Gambaran serupa tentang penurunan sudut ikatan dari 109,5 0 menjadi 107 0 sebagai akibat dari aksi pasangan elektron atom N yang tidak terbagi diamati pada molekul NCl 3.

Atom oksigen dalam molekul H 2 O memiliki dua orbital satu elektron dan dua orbital dua elektron per empat orbital hibridisasi sp 3. Orbital hibridisasi satu elektron berpartisipasi dalam pembentukan dua ikatan dengan dua atom H, dan dua pasangan dua elektron tetap tidak terbagi, yaitu hanya dimiliki oleh atom H. Hal ini meningkatkan asimetri distribusi kerapatan elektron di sekitar atom O dan mengurangi sudut ikatan dibandingkan dengan tetrahedral menjadi 104,5 0.

Akibatnya, jumlah pasangan elektron tak terikat pada atom pusat dan penempatannya pada orbital hibridisasi mempengaruhi konfigurasi geometri molekul.

Ciri-ciri ikatan kovalen

Ikatan kovalen memiliki seperangkat sifat spesifik yang menentukan ciri atau karakteristik spesifiknya. Hal ini, selain karakteristik “energi ikatan” dan “panjang ikatan” yang telah dibahas, meliputi: sudut ikatan, saturasi, arah, polaritas, dan sejenisnya.

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

2. Saturasi. Atom mempunyai kemampuan untuk membentuk ikatan kovalen, yang dapat dibentuk, pertama, melalui mekanisme pertukaran akibat elektron tidak berpasangan dari atom yang tidak tereksitasi dan karena elektron tidak berpasangan yang timbul akibat eksitasinya, dan kedua, oleh donor. -mekanisme akseptor. Namun, jumlah ikatan yang dapat dibentuk oleh suatu atom terbatas.

Saturasi adalah kemampuan atom suatu unsur untuk membentuk 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 unsur periode lain dengan jumlah orbital terluar lebih banyak dapat membentuk lebih banyak ikatan.

3. Fokus. Menurut metode ini, ikatan kimia antar atom disebabkan oleh tumpang tindih orbital, yang kecuali orbital s, memiliki orientasi tertentu dalam ruang, yang mengarah pada arah ikatan kovalen.

Arah ikatan kovalen adalah susunan kerapatan elektron antar atom, yang ditentukan oleh orientasi spasial orbital valensi dan memastikan tumpang tindih maksimumnya.

Karena orbital elektron memiliki bentuk yang berbeda dan orientasi yang berbeda dalam ruang, tumpang tindihnya dapat diwujudkan dengan cara yang berbeda. Tergantung pada ini, ikatan σ-, π- dan δ dibedakan.

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

Ikatan sigma dapat dibentuk oleh dua elektron s, satu elektron s dan satu elektron p, dua elektron p, atau dua elektron d. Ikatan σ seperti ini ditandai dengan adanya satu wilayah tumpang tindih orbital elektron; ikatan ini selalu tunggal, yaitu hanya dibentuk oleh satu pasangan elektron.

Keragaman bentuk orientasi spasial orbital “murni” dan orbital hibridisasi tidak selalu memungkinkan adanya kemungkinan tumpang tindih orbital pada sumbu ikatan. Tumpang tindih orbital valensi dapat terjadi pada kedua sisi sumbu ikatan—yang disebut tumpang tindih “lateral”, yang paling sering terjadi selama pembentukan ikatan π.

Ikatan pi (ikatan π) adalah tumpang tindih orbital elektron dimana kerapatan elektron maksimum terkonsentrasi pada kedua sisi garis yang menghubungkan inti atom (yaitu sumbu ikatan).

Ikatan pi dapat terbentuk melalui interaksi dua orbital p sejajar, dua orbital d, atau kombinasi orbital lain yang sumbunya tidak berimpit dengan sumbu ikatan.

4. Multiplisitas. Karakteristik ini ditentukan oleh jumlah pasangan elektron bersama yang menghubungkan atom. Ikatan kovalen dapat bersifat tunggal (single), rangkap dua, atau rangkap tiga. Ikatan antara dua atom yang menggunakan satu pasangan elektron bersama disebut ikatan tunggal, dua pasangan elektron disebut ikatan rangkap, dan tiga pasangan elektron disebut ikatan rangkap tiga. Jadi, dalam molekul hidrogen H 2 atom-atomnya dihubungkan oleh ikatan tunggal (H-H), dalam molekul oksigen O 2 - oleh ikatan rangkap (B = O), dalam molekul nitrogen N 2 - oleh ikatan rangkap tiga (N ≡N). Banyaknya ikatan sangat penting dalam senyawa organik - hidrokarbon dan turunannya: pada etana C 2 H 6 terdapat ikatan tunggal (C-C) antara atom C, pada etilen C 2 H 4 terdapat ikatan rangkap (C = C) dalam asetilena C 2 H 2 - rangkap tiga (C ≡ C)(C≡C).

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

5. Polaritas dan polarisasi. Kerapatan elektron ikatan kovalen dapat ditempatkan secara berbeda di ruang antar inti.

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

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

Molekul dengan jenis ikatan ini disebut nonpolar atau homonuklear (yaitu molekul yang mengandung atom dari unsur yang sama). Ikatan nonpolar biasanya muncul dalam molekul homonuklir (H 2 , Cl 2 , N 2 , dll.) atau, lebih jarang, dalam senyawa yang dibentuk oleh atom unsur dengan nilai keelektronegatifan serupa, misalnya karborundum SiC. Polar (atau heteropolar) adalah ikatan di mana keseluruhan awan elektron tidak simetris dan bergeser ke arah salah satu atom.

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

Untuk menentukan ke arah mana kerapatan elektron ikatan kovalen polar akan bergeser, perlu dilakukan perbandingan elektron kedua atom. Untuk meningkatkan keelektronegatifan, 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 gabungan dua muatan listrik titik, yang besarnya sama dan berlawanan tanda, terletak pada jarak tertentu satu sama lain.

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

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

Awan elektron bersama dalam suatu molekul dapat dipindahkan karena pengaruh medan listrik eksternal, termasuk medan molekul atau ion lain.

Polarisabilitas adalah perubahan polaritas suatu ikatan sebagai akibat perpindahan elektron-elektron pembentuk ikatan akibat pengaruh medan listrik luar, termasuk medan gaya partikel lain.

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

Berbeda dengan dipol permanen, dipol yang diinduksi hanya muncul di bawah pengaruh medan listrik eksternal. Polarisasi tidak hanya menyebabkan polarisasi suatu ikatan, tetapi juga putusnya ikatan tersebut, di mana terjadi transfer pasangan elektron penghubung ke salah satu atom dan terbentuk ion bermuatan negatif dan positif.

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

Sifat-sifat senyawa yang mempunyai ikatan kovalen

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

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

Rendahnya titik leleh, sublimasi, dan titik didih zat molekuler dijelaskan oleh sangat lemahnya gaya interaksi antarmolekul dalam kristal. Itulah sebabnya kristal molekuler tidak memiliki ciri kekuatan, kekerasan, dan konduktivitas listrik yang tinggi (es atau gula). Dalam hal ini, zat dengan molekul polar memiliki titik leleh dan titik didih yang lebih tinggi dibandingkan zat nonpolar. Beberapa di antaranya larut dalam atau pelarut polar lainnya. Sebaliknya, zat dengan molekul non-polar 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 rendah polar.

Zat nonmolekul (atom) dengan ikatan kovalen (berlian, grafit, silikon Si, kuarsa SiO 2, karborundum SiC dan lain-lain) membentuk kristal yang sangat kuat, kecuali grafit, yang memiliki struktur berlapis. Misalnya, kisi kristal intan adalah kerangka tiga dimensi beraturan di mana setiap atom karbon terhibridisasi sp3 dihubungkan ke empat atom tetangganya dengan ikatan σ. Faktanya, seluruh kristal berlian adalah satu molekul yang besar dan sangat kuat. Kristal silikon, yang banyak digunakan dalam elektronik radio dan teknik elektronik, memiliki struktur serupa. Jika Anda mengganti setengah atom C dalam berlian dengan atom Si tanpa mengganggu struktur kerangka kristal, Anda akan mendapatkan kristal karborundum - silikon karbida SiC - zat yang sangat keras yang digunakan sebagai bahan abrasif. Dan jika atom O disisipkan di dalam kisi kristal silikon di antara setiap dua atom Si, maka terbentuklah struktur kristal kuarsa SiO 2 - juga zat yang sangat keras, yang beragam juga digunakan sebagai bahan abrasif.

Kristal berlian, silikon, kuarsa dan struktur serupa adalah kristal atom; mereka adalah “supermolekul” yang sangat besar, sehingga rumus strukturnya tidak dapat digambarkan secara lengkap, tetapi hanya dalam bentuk fragmen terpisah, misalnya:

Kristal non-molekul (atom), terdiri dari atom-atom dari satu atau dua unsur yang saling berhubungan melalui ikatan kimia, diklasifikasikan sebagai zat tahan api. Temperatur leleh yang tinggi disebabkan oleh kebutuhan untuk mengeluarkan sejumlah besar energi untuk memutus ikatan kimia yang kuat ketika kristal atom dicairkan, dan bukan oleh 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 lainnya; sebagian besar tidak dapat menghantarkan arus listrik (kecuali grafit, yang pada dasarnya bersifat konduktif, dan semikonduktor - silikon, germanium, dll.).

Untuk pertama kalinya tentang konsep seperti Ikatan kovalen Ilmuwan kimia mulai berbicara setelah penemuan Gilbert Newton Lewis, yang ia gambarkan sebagai sosialisasi dua elektron. Penelitian selanjutnya memungkinkan untuk menggambarkan prinsip ikatan kovalen itu sendiri. Kata kovalen dapat dianggap dalam kerangka kimia sebagai kemampuan suatu atom untuk membentuk ikatan dengan atom lain.

Mari kita jelaskan dengan sebuah contoh:

Ada dua atom dengan sedikit perbedaan keelektronegatifan (C dan CL, C dan H). Biasanya, struktur ini sedekat mungkin dengan struktur kulit elektron gas mulia.

Ketika kondisi ini terpenuhi, inti atom-atom ini tertarik pada pasangan elektron yang sama. Dalam hal ini, awan elektron tidak hanya saling tumpang tindih, seperti dalam kasus ikatan kovalen, yang memastikan ikatan yang andal antara dua atom karena fakta bahwa kerapatan elektron didistribusikan kembali dan energi sistem berubah, yang mana disebabkan oleh “penarikan” awan elektron atom lain ke dalam ruang antar inti atom. Semakin luas tumpang tindih awan elektron, semakin kuat ikatan tersebut.

Dari sini, Ikatan kovalen- ini adalah formasi yang muncul melalui sosialisasi timbal balik antara dua elektron milik dua atom.

Biasanya, zat dengan kisi kristal molekuler terbentuk melalui ikatan kovalen. Ciri-cirinya adalah meleleh dan mendidih pada suhu rendah ah, kelarutan yang buruk dalam air dan konduktivitas listrik yang rendah. Dari sini kita dapat menyimpulkan: struktur unsur-unsur seperti germanium, silikon, klor, dan hidrogen didasarkan pada ikatan kovalen.

Karakteristik properti dari jenis koneksi ini:

1. Saturasi. Sifat ini biasanya dipahami sebagai jumlah maksimum ikatan yang dapat dibentuk oleh atom tertentu. Kuantitas ini ditentukan oleh jumlah orbital dalam atom yang dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia. Valensi suatu atom, sebaliknya, dapat ditentukan oleh jumlah orbital yang telah digunakan untuk tujuan ini.
2. Fokus. Semua atom berusaha untuk membentuk ikatan sekuat mungkin. Kekuatan terbesar dicapai ketika orientasi spasial awan elektron dua atom bertepatan, karena keduanya saling tumpang tindih. Selain itu, sifat ikatan kovalen inilah, seperti arah, yang mempengaruhi susunan spasial molekul, yaitu, ia bertanggung jawab atas “bentuk geometrisnya”.
3. Polarisasi. Posisi ini didasarkan pada gagasan bahwa ada dua jenis ikatan kovalen:

• polar atau asimetris. Ikatan jenis ini hanya dapat dibentuk oleh atom-atom yang jenisnya berbeda, yaitu atom-atom yang jenisnya berbeda. mereka yang keelektronegatifannya sangat bervariasi, atau dalam kasus di mana pasangan elektron yang dipakai bersama terbagi secara asimetris.
• terjadi antara atom-atom yang keelektronegatifannya hampir sama dan distribusi kerapatan elektronnya seragam.

Selain itu, ada beberapa yang kuantitatif:

• Energi komunikasi. Parameter ini mencirikan ikatan polar dalam hal kekuatannya. Energi mengacu pada jumlah panas yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antara dua atom, serta jumlah panas yang dilepaskan selama penyatuannya.
• Di bawah panjang ikatan dan dalam kimia molekuler dipahami panjang garis lurus antara inti dua atom. Parameter ini juga mencirikan kekuatan sambungan.
• Momen dipol- besaran yang mencirikan polaritas ikatan valensi.

Tidak ada teori terpadu tentang ikatan kimia; ikatan kimia secara kondisional dibagi menjadi kovalen (jenis ikatan universal), ionik (kasus khusus dari ikatan kovalen), logam dan hidrogen.

Ikatan kovalen

Pembentukan ikatan kovalen dimungkinkan melalui tiga mekanisme: pertukaran, donor-akseptor dan datif (Lewis).

Berdasarkan mekanisme metabolisme Pembentukan ikatan kovalen terjadi karena penggunaan bersama pasangan elektron yang sama. Dalam hal ini, setiap atom cenderung memperoleh cangkang gas inert, yaitu. memperoleh tingkat energi eksternal yang lengkap. Pembentukan ikatan kimia berdasarkan jenis pertukaran digambarkan menggunakan rumus Lewis, di mana setiap elektron valensi suatu atom diwakili oleh titik (Gbr. 1).

Beras. 1 Pembentukan ikatan kovalen pada molekul HCl melalui mekanisme pertukaran

Dengan berkembangnya teori struktur atom dan mekanika kuantum, pembentukan ikatan kovalen direpresentasikan sebagai tumpang tindih orbital elektron (Gbr. 2).

Beras. 2. Terbentuknya ikatan kovalen akibat tumpang tindih awan elektron

Semakin besar tumpang tindih orbital atom, semakin kuat ikatannya, semakin pendek panjang ikatannya, dan semakin besar energi ikatannya. Ikatan kovalen dapat dibentuk dengan tumpang tindih orbital yang berbeda. Akibat tumpang tindih orbital s-s, s-p, serta orbital d-d, p-p, d-p dengan lobus lateral, terjadilah pembentukan ikatan. Ikatan terbentuk tegak lurus terhadap garis yang menghubungkan inti 2 atom. Ikatan satu dan satu mampu membentuk ikatan kovalen rangkap dua, ciri-ciri zat organik golongan alkena, alkadiena, dan lain-lain. Ikatan satu dan dua membentuk ikatan kovalen rangkap tiga, ciri-ciri zat organik golongan tersebut. dari alkuna (asetilen).

Pembentukan ikatan kovalen dengan mekanisme donor-akseptor Mari kita lihat contoh kation amonium:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Atom nitrogen memiliki pasangan elektron bebas (elektron yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kimia di dalam molekul), dan kation hidrogen memiliki orbital bebas, sehingga masing-masing merupakan donor dan akseptor elektron.

Mari kita perhatikan mekanisme datif pembentukan ikatan kovalen dengan menggunakan contoh molekul klor.

17 Kl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Atom klor memiliki pasangan elektron bebas dan orbital kosong, sehingga dapat menunjukkan sifat donor dan akseptor. Oleh karena itu, ketika molekul klor terbentuk, satu atom klor bertindak sebagai donor dan atom lainnya sebagai akseptor.

Utama ciri-ciri ikatan kovalen adalah: saturasi (ikatan jenuh terbentuk ketika sebuah atom mengikat elektron sebanyak yang dimungkinkan oleh kemampuan valensinya; ikatan tak jenuh terbentuk ketika jumlah elektron yang terikat lebih kecil dari kemampuan valensi atom); arah (nilai ini terkait dengan geometri molekul dan konsep "sudut ikatan" - sudut antar ikatan).

Ikatan ionik

Tidak ada senyawa dengan ikatan ionik murni, meskipun ini dipahami sebagai keadaan ikatan kimia atom di mana lingkungan elektronik atom yang stabil tercipta ketika kerapatan elektron total ditransfer sepenuhnya ke atom unsur yang lebih elektronegatif. Ikatan ionik hanya mungkin terjadi antara atom unsur elektronegatif dan elektropositif yang berada dalam keadaan ion bermuatan berlawanan - kation dan anion.

DEFINISI

Ion adalah partikel bermuatan listrik yang dibentuk oleh pelepasan atau penambahan elektron ke atom.

Saat mentransfer elektron, atom logam dan nonlogam cenderung membentuk konfigurasi kulit elektron yang stabil di sekitar intinya. Atom non-logam menciptakan cangkang gas inert berikutnya di sekitar intinya, dan atom logam menciptakan cangkang gas inert sebelumnya (Gbr. 3).

Beras. 3. Pembentukan ikatan ion menggunakan contoh molekul natrium klorida

Molekul yang ikatan ionnya ada dalam bentuk murninya ditemukan dalam keadaan uap suatu zat. Ikatan ioniknya sangat kuat, sehingga zat dengan ikatan ini memiliki titik leleh yang tinggi. Tidak seperti ikatan kovalen, ikatan ionik tidak mempunyai ciri arah dan saturasi, karena medan listrik yang diciptakan oleh ion bekerja sama pada semua ion karena simetri bola.

Sambungan logam

Ikatan logam hanya terjadi pada logam - ini adalah interaksi yang menyatukan atom-atom logam dalam satu kisi. Hanya elektron valensi atom logam yang termasuk dalam seluruh volumenya yang berpartisipasi dalam pembentukan ikatan. Dalam logam, elektron terus-menerus dilepaskan dari atom dan berpindah ke seluruh massa logam. Atom logam, yang kekurangan elektron, berubah menjadi ion bermuatan positif, yang cenderung menerima elektron yang bergerak. Proses yang berkesinambungan ini membentuk apa yang disebut “gas elektron” di dalam logam, yang dengan kuat mengikat semua atom logam menjadi satu (Gbr. 4).

Ikatan logamnya kuat, oleh karena itu logam mempunyai ciri titik leleh yang tinggi, dan adanya “gas elektron” membuat logam mudah dibentuk dan diulet.

Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen adalah interaksi antarmolekul yang spesifik, karena kemunculan dan kekuatannya bergantung pada sifat kimia zat tersebut. Ini terbentuk antara molekul di mana atom hidrogen terikat pada atom dengan elektronegativitas tinggi (O, N, S). Terjadinya ikatan hidrogen bergantung pada dua alasan: pertama, atom hidrogen yang terikat pada atom elektronegatif tidak memiliki elektron dan dapat dengan mudah bergabung ke dalam awan elektron atom lain, dan kedua, memiliki orbital s valensi, yaitu atom hidrogen mampu menerima pasangan elektron bebas dari atom elektronegatif dan membentuk ikatan dengannya melalui mekanisme donor-akseptor.