Jenis ikatan apa yang terjadi antara atom karbon. Konsep tentang jenis ikatan antara atom, keadaan valensi karbon dan mekanisme reaksi organik

Dalam keadaan dasar, atom karbon C (1s 2 2s 2 2p 2) memiliki dua elektron yang tidak berpasangan, sehingga hanya dua pasangan elektron yang dapat dibentuk. Namun, di sebagian besar senyawanya, karbon bersifat tetravalen. Ini disebabkan oleh fakta bahwa atom karbon, yang menyerap sejumlah kecil energi, masuk ke keadaan tereksitasi di mana ia memiliki 4 elektron yang tidak berpasangan, mis. mampu membentuk empat ikatan kovalen dan mengambil bagian dalam pembentukan empat pasangan elektron umum:

6 C 1s 2 2s 2 2p 2 6 C * 1s 2 2s 1 2p 3 .

↓

Energi eksitasi dikompensasi oleh pembentukan ikatan kimia, yang terjadi dengan pelepasan energi.

Atom karbon memiliki kemampuan untuk membentuk tiga jenis hibridisasi orbital elektron ( sp3, sp 2, sp) dan pembentukan ikatan ganda (ganda dan rangkap tiga) di antara mereka (Tabel 2.2).

Tabel 2.2

Jenis hibridisasi dan geometri molekul

Ikatan-s sederhana (tunggal) terjadi ketika sp3-hibridisasi, di mana keempat orbital hibrid ekivalen dan memiliki orientasi dalam ruang dengan sudut 109 ° 29 ' satu sama lain dan berorientasi pada simpul tetrahedron beraturan (Gbr. 2.8).

Beras. 2.8. Pembentukan molekul metana CH4

Jika orbital hibrida karbon tumpang tindih dengan bola s-orbital atom hidrogen, maka senyawa organik paling sederhana metana CH 4 terbentuk - hidrokarbon jenuh.

Yang sangat menarik adalah studi tentang ikatan atom karbon satu sama lain dan dengan atom unsur lain. Pertimbangkan struktur molekul etana, etilena dan asetilena.

Sudut antara semua ikatan dalam molekul etana hampir sama persis satu sama lain (Gbr. 2.9) dan tidak berbeda dari sudut C - H dalam molekul metana.

Oleh karena itu, atom karbon berada dalam keadaan sp3-hibridisasi.

Beras. 2.9. Molekul etana C 2 H 6

Hibridisasi orbital elektron atom karbon bisa jadi tidak lengkap, mis. itu bisa melibatkan dua sp 2-hibridisasi) atau satu ( sp-hibridisasi) dari tiga R-orbital. Dalam hal ini, antara atom karbon terbentuk ikatan ganda (dua atau tiga kali lipat). Hidrokarbon dengan ikatan rangkap disebut tak jenuh atau tak jenuh. Ikatan rangkap dua (C=C) terbentuk ketika sp 2-hibridisasi.

Dalam hal ini, masing-masing atom karbon memiliki satu dari tiga R-orbital tidak terlibat dalam hibridisasi, menghasilkan pembentukan tiga sp 2- orbital hibrid terletak pada bidang yang sama pada sudut 120 ° satu sama lain, dan non-hibrida 2 R-orbital tegak lurus terhadap bidang ini. Dua atom karbon terhubung satu sama lain, membentuk satu ikatan s karena orbital hibrid yang tumpang tindih dan satu ikatan p karena tumpang tindih R-orbital.

Interaksi orbital hibrid bebas karbon dengan 1 s-orbital atom hidrogen mengarah pada pembentukan molekul etilen C 2 H 4 (Gbr. 2.10) - perwakilan paling sederhana dari hidrokarbon tak jenuh.

Beras. 2.10. Pembentukan molekul etilen C 2 H 4

Tumpang tindih orbital elektron dalam kasus ikatan-p lebih kecil dan zona dengan kerapatan elektron meningkat terletak lebih jauh dari inti atom, sehingga ikatan ini kurang kuat daripada ikatan-s.

Ikatan rangkap tiga dibentuk oleh satu ikatan-s dan dua ikatan-p. Dalam hal ini, orbital elektron berada dalam keadaan hibridisasi sp, yang pembentukannya terjadi karena satu s- dan satu R-orbital (Gbr. 2.11).

Dua orbital hibrid terletak pada sudut 180° relatif terhadap satu sama lain, dan dua lainnya nonhibrida R-Orbital terletak pada dua bidang yang saling tegak lurus. Pembentukan ikatan rangkap tiga terjadi pada molekul asetilena C2H2 (lihat Gambar 2.11).

Beras. 2.11. Pembentukan molekul asetilena C 2 H 2

Jenis ikatan khusus muncul selama pembentukan molekul benzena (C 6 H 6) - perwakilan paling sederhana dari hidrokarbon aromatik.

Benzena mengandung enam atom karbon yang dihubungkan bersama dalam suatu siklus (cincin benzena), sedangkan setiap atom karbon berada dalam keadaan hibridisasi sp2 (Gbr. 2.12).

Beras. 2.12. sp 2 - orbital molekul benzena C 6 H 6

Semua atom karbon yang termasuk dalam molekul benzena terletak pada bidang yang sama. Setiap atom karbon dalam keadaan hibridisasi sp 2 memiliki orbital p non-hibrida lain dengan elektron tidak berpasangan, yang membentuk ikatan-p (Gbr. 2.13).

Sumbu seperti ini R-orbital terletak tegak lurus terhadap bidang molekul benzena.

Keenam non-hibrida R-orbital membentuk orbital p molekul ikatan yang sama, dan keenam elektron digabungkan menjadi sextet elektron p.

Benzena secara skema digambarkan sebagai segi enam dengan cincin di dalamnya, yang menunjukkan bahwa ada delokalisasi elektron dan ikatan yang sesuai.

Beras. 2.13. -ikatan dalam molekul benzena C 6 H 6

Ikatan kimia ionik

Ikatan ionik- ikatan kimia yang terbentuk sebagai hasil dari tarik-menarik elektrostatik timbal balik dari ion bermuatan berlawanan, di mana keadaan stabil dicapai dengan transisi lengkap kerapatan elektron total ke atom unsur yang lebih elektronegatif.

Ikatan ion murni adalah kasus pembatas dari ikatan kovalen.

Dalam praktiknya, transisi elektron yang lengkap dari satu atom ke atom lain melalui ikatan tidak terwujud, karena setiap elemen memiliki EO yang lebih besar atau lebih kecil (tetapi tidak nol), dan ikatan kimia apa pun akan menjadi kovalen sampai batas tertentu.

Ikatan seperti itu muncul dalam kasus perbedaan besar dalam ER atom, misalnya, antara kation s-logam golongan pertama dan kedua sistem periodik dan anion nonlogam golongan VIA dan VIIA (LiF, NaCl, CsF, dll.).

Berbeda dengan ikatan kovalen, ikatan ion tidak memiliki arah . Ini dijelaskan oleh fakta bahwa medan listrik ion memiliki simetri bola, yaitu. berkurang dengan jarak menurut hukum yang sama ke segala arah. Oleh karena itu, interaksi antara ion tidak bergantung pada arah.

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

Kurangnya orientasi dan saturasi ikatan ionik menyebabkan kecenderungan molekul ionik untuk berasosiasi. Semua senyawa ionik dalam keadaan padat memiliki kisi kristal ionik di mana setiap ion dikelilingi oleh beberapa ion yang berlawanan tanda. Dalam hal ini, semua ikatan ion tertentu dengan ion tetangganya setara.

sambungan logam

Logam dicirikan oleh sejumlah sifat khusus: konduktivitas listrik dan termal, karakteristik kilau logam, kelenturan, keuletan tinggi, dan kekuatan tinggi. Sifat-sifat khusus logam ini dapat dijelaskan dengan jenis ikatan kimia khusus yang disebut metalik .

Ikatan logam adalah hasil tumpang tindih orbital atom yang terdelokalisasi yang saling mendekat dalam kisi kristal logam.

Sebagian besar logam memiliki sejumlah besar orbital kosong dan sejumlah kecil elektron pada tingkat elektronik terluar.

Oleh karena itu, secara energetik lebih menguntungkan bahwa elektron tidak terlokalisasi, tetapi milik seluruh atom logam. Di situs kisi logam, ada ion bermuatan positif yang direndam dalam "gas" elektron yang didistribusikan ke seluruh logam:

Aku Aku n + + n .

Antara ion logam bermuatan positif (Me n +) dan elektron yang tidak terlokalisasi (n) ada interaksi elektrostatik yang menjamin stabilitas zat. Energi interaksi ini adalah perantara antara energi kristal kovalen dan molekul. Oleh karena itu, unsur-unsur dengan ikatan logam murni ( s-, dan p-elemen) dicirikan oleh titik leleh dan kekerasan yang relatif tinggi.

Kehadiran elektron, yang dapat dengan bebas bergerak di sekitar volume kristal, dan memberikan sifat-sifat khusus dari logam

ikatan hidrogen

ikatan hidrogen – jenis khusus interaksi antarmolekul. Atom hidrogen yang terikat secara kovalen dengan atom unsur yang memiliki nilai elektronegativitas tinggi (paling sering F, O, N, tetapi juga Cl, S, dan C) membawa muatan efektif yang relatif tinggi. Akibatnya, atom hidrogen tersebut dapat berinteraksi secara elektrostatis dengan atom unsur-unsur ini.

Jadi, atom H d + dari satu molekul air berorientasi dan berinteraksi (seperti yang ditunjukkan oleh tiga titik) dengan atom O d - molekul air lain:

Ikatan yang dibentuk oleh atom H yang terletak di antara dua atom unsur elektronegatif disebut ikatan hidrogen:

d- d+ d-

A H × × × B

Energi ikatan hidrogen jauh lebih kecil daripada energi ikatan kovalen konvensional (150–400 kJ / mol), tetapi energi ini cukup untuk menyebabkan agregasi molekul senyawa yang sesuai dalam keadaan cair, misalnya, dalam hidrogen fluorida cair HF (Gbr. 2.14). Untuk senyawa fluor, mencapai sekitar 40 kJ/mol.

Beras. 2.14. Agregasi molekul HF karena ikatan hidrogen

Panjang ikatan hidrogen juga lebih kecil dari panjang ikatan kovalen. Jadi, pada polimer (HF) n, panjang ikatan F−H adalah 0,092 nm, dan ikatan F∙∙∙H adalah 0,14 nm. Untuk air, panjang ikatan O−H adalah 0,096 nm, dan panjang ikatan O∙∙∙H adalah 0,177 nm.

Pembentukan ikatan hidrogen antarmolekul menyebabkan perubahan signifikan dalam sifat-sifat zat: peningkatan viskositas, konstanta dielektrik, titik didih dan titik leleh.

Informasi serupa.

Dalam keadaan dasar, atom karbon C (1s 2 2s 2 2p 2) memiliki dua elektron yang tidak berpasangan, sehingga hanya dua pasangan elektron yang dapat terbentuk. Namun, di sebagian besar senyawanya, karbon bersifat tetravalen. Ini disebabkan oleh fakta bahwa atom karbon, yang menyerap sejumlah kecil energi, masuk ke keadaan tereksitasi di mana ia memiliki 4 elektron yang tidak berpasangan, mis. mampu membentuk empat ikatan kovalen dan mengambil bagian dalam pembentukan empat pasangan elektron umum:

6 C 1 s 2 2s 2 2 p 2 6 C * 1 s 2 2s 1 2 p 3

↓

Energi eksitasi dikompensasi oleh pembentukan ikatan kimia, yang terjadi dengan pelepasan energi.

Atom karbon memiliki kemampuan untuk membentuk tiga jenis hibridisasi orbital elektron ( sp3, sp 2, sp) dan pembentukan ikatan ganda (ganda dan rangkap tiga) di antara mereka (Tabel 7).

Tabel 7

Jenis hibridisasi dan geometri molekul

Simple (single) s - komunikasi dilakukan ketika sp3-hibridisasi, di mana keempat orbital hibrid ekivalen dan memiliki orientasi dalam ruang pada sudut 109 sekitar 29 ' satu sama lain dan berorientasi pada simpul tetrahedron beraturan.

Beras. 19. Pembentukan molekul metana CH 4

Jika orbital hibrida karbon tumpang tindih dengan bola s-orbital atom hidrogen, maka senyawa organik paling sederhana metana CH 4 terbentuk - hidrokarbon jenuh (Gbr. 19).

Beras. 20. Susunan tetrahedral ikatan dalam molekul metana

Yang sangat menarik adalah studi tentang ikatan atom karbon satu sama lain dan dengan atom unsur lain. Pertimbangkan struktur molekul etana, etilena dan asetilena.

Sudut antara semua ikatan dalam molekul etana hampir sama persis satu sama lain (Gbr. 21) dan tidak berbeda dari sudut C-H dalam molekul metana.

Beras. 21. Molekul etana C 2 H 6

Oleh karena itu, atom karbon berada dalam keadaan sp3-hibridisasi.

Hibridisasi orbital elektron atom karbon bisa jadi tidak lengkap, mis. itu bisa melibatkan dua sp 2 hibridisasi) atau satu ( sp-hibridisasi) dari tiga R- orbital. Dalam hal ini, antara atom karbon terbentuk kelipatan(dua atau tiga kali lipat) koneksi. Hidrokarbon dengan ikatan rangkap disebut tak jenuh atau tak jenuh. Ikatan rangkap (C = C) terbentuk ketika sp 2- hibridisasi. Dalam hal ini, masing-masing atom karbon memiliki satu dari tiga R- orbital tidak terlibat dalam hibridisasi, menghasilkan pembentukan tiga sp 2- orbital hibrid terletak pada bidang yang sama pada sudut 120 terhadap satu sama lain, dan non-hibrida 2 R-orbital tegak lurus terhadap bidang ini. Dua atom karbon terhubung satu sama lain, membentuk satu ikatan s karena orbital hibrid yang tumpang tindih dan satu ikatan p karena tumpang tindih R-orbital. Interaksi orbital hibrida bebas karbon dengan orbital 1s atom hidrogen mengarah pada pembentukan molekul etilen C 2 H 4 (Gbr. 22), perwakilan paling sederhana dari hidrokarbon tak jenuh.

Beras. 22. Pembentukan molekul etilen C 2 H 4

Tumpang tindih orbital elektronik dalam kasus ikatan-p lebih sedikit dan zona dengan kerapatan elektron meningkat terletak lebih jauh dari inti atom, sehingga ikatan ini kurang kuat daripada ikatan-s.

Beras. 23. Pembentukan molekul asetilena C 2 H 2

Dua orbital hibrid terletak pada sudut 180 derajat relatif terhadap satu sama lain, dan dua lainnya nonhibrida R-Orbital terletak pada dua bidang yang saling tegak lurus. Pembentukan ikatan rangkap tiga terjadi pada molekul asetilena C 2 H 2 .

Jenis ikatan khusus muncul selama pembentukan molekul benzena (C 6 H 6) - perwakilan paling sederhana dari hidrokarbon aromatik.

Benzena mengandung enam atom karbon yang dihubungkan bersama dalam suatu siklus (cincin benzena), sedangkan setiap atom karbon berada dalam keadaan hibridisasi sp2 (Gbr. 24).

Semua atom karbon dalam molekul benzena terletak pada bidang yang sama. Setiap atom karbon dalam keadaan hibridisasi sp 2 memiliki satu lagi orbital p non-hibrida dengan elektron tidak berpasangan, yang membentuk ikatan-p (Gbr. 25).

Sumbu orbital p tersebut tegak lurus terhadap bidang molekul benzena.

Beras. 24. sp 2 - orbital molekul benzena C 6 H 6

Beras. 25. - ikatan dalam molekul benzena C 6 H 6

Keenam orbital p non-hibrida membentuk orbital p molekul ikatan umum, dan keenam elektron digabungkan menjadi sextet elektron-p.

Permukaan batas orbital semacam itu terletak di atas dan di bawah bidang kerangka-s karbon. Sebagai hasil dari tumpang tindih melingkar, muncul sistem p terdelokalisasi tunggal, yang mencakup semua atom karbon dari siklus. Benzena secara skema digambarkan sebagai segi enam dengan cincin di dalamnya, yang menunjukkan bahwa ada delokalisasi elektron dan ikatan yang sesuai.

169375 0

Setiap atom memiliki jumlah elektron tertentu.

Memasuki reaksi kimia, atom menyumbangkan, memperoleh, atau mensosialisasikan elektron, mencapai konfigurasi elektronik yang paling stabil. Konfigurasi dengan energi terendah adalah yang paling stabil (seperti pada atom gas mulia). Pola ini disebut "aturan oktet" (Gbr. 1).

Beras. satu.

Aturan ini berlaku untuk semua jenis koneksi. Ikatan elektronik antar atom memungkinkan mereka untuk membentuk struktur yang stabil, dari kristal paling sederhana hingga biomolekul kompleks yang akhirnya membentuk sistem kehidupan. Mereka berbeda dari kristal dalam metabolisme berkelanjutan mereka. Namun, banyak reaksi kimia berlangsung menurut mekanismenya transfer elektronik, yang memainkan peran penting dalam proses energi dalam tubuh.

Ikatan kimia adalah gaya yang menyatukan dua atau lebih atom, ion, molekul, atau kombinasinya..

Sifat ikatan kimia adalah universal: itu adalah gaya tarik elektrostatik antara elektron bermuatan negatif dan inti bermuatan positif, ditentukan oleh konfigurasi elektron di kulit terluar atom. Kemampuan suatu atom untuk membentuk ikatan kimia disebut valensi, atau keadaan oksidasi. Valensi terkait dengan konsep elektron valensi- elektron yang membentuk ikatan kimia, yaitu elektron yang terletak di orbital berenergi paling tinggi. Dengan demikian, kulit terluar atom yang mengandung orbital ini disebut kulit valensi. Saat ini, tidak cukup untuk menunjukkan adanya ikatan kimia, tetapi perlu untuk memperjelas jenisnya: ionik, kovalen, dipol-dipol, logam.

Jenis koneksi pertama adalahionik koneksi

Menurut teori elektron valensi Lewis dan Kossel, atom dapat mencapai konfigurasi elektron yang stabil dalam dua cara: pertama, dengan kehilangan elektron, menjadi kation, kedua, memperolehnya, berubah menjadi anion. Akibat perpindahan elektron, akibat gaya tarik-menarik elektrostatik antara ion-ion yang bermuatan berlawanan tanda, maka terbentuklah ikatan kimia yang disebut Kossel. elektrovalen(sekarang disebut ionik).

Dalam hal ini, anion dan kation membentuk konfigurasi elektronik yang stabil dengan kulit elektron terluar yang terisi. Ikatan ionik khas terbentuk dari kation golongan T dan II dari sistem periodik dan anion unsur non-logam dari golongan VI dan VII (masing-masing 16 dan 17 subgrup, kalkogen dan halogen). Ikatan dalam senyawa ionik tidak jenuh dan tidak terarah, sehingga mempertahankan kemungkinan interaksi elektrostatik dengan ion lain. pada gambar. 2 dan 3 menunjukkan contoh ikatan ion yang sesuai dengan model transfer elektron Kossel.

Beras. 2.

Beras. 3. Ikatan ion dalam molekul natrium klorida (NaCl)

Di sini tepat untuk mengingat beberapa sifat yang menjelaskan perilaku zat di alam, khususnya, untuk mempertimbangkan konsep asam dan alasan.

Larutan berair dari semua zat ini adalah elektrolit. Mereka berubah warna dengan cara yang berbeda. indikator. Mekanisme kerja indikator ditemukan oleh F.V. Ostwald. Dia menunjukkan bahwa indikatornya adalah asam atau basa lemah, yang warnanya dalam keadaan tidak terdisosiasi dan terdisosiasi berbeda.

Basa dapat menetralkan asam. Tidak semua basa larut dalam air (misalnya, beberapa senyawa organik yang tidak mengandung gugus -OH tidak larut, khususnya, trietilamina N (C 2 H 5) 3); basa larut disebut alkali.

Larutan asam dalam air masuk ke dalam reaksi karakteristik:

a) dengan oksida logam - dengan pembentukan garam dan air;

b) dengan logam - dengan pembentukan garam dan hidrogen;

c) dengan karbonat - dengan pembentukan garam, BERSAMA 2 dan H 2 HAI.

Sifat asam dan basa dijelaskan oleh beberapa teori. Sesuai dengan teori S.A. Arrhenius, asam adalah zat yang berdisosiasi membentuk ion H+ , sedangkan basa membentuk ion APAKAH DIA- . Teori ini tidak memperhitungkan adanya basa organik yang tidak memiliki gugus hidroksil.

Sejalan dengan proton Menurut teori Bronsted dan Lowry, asam adalah zat yang mengandung molekul atau ion yang menyumbangkan proton ( pendonor proton), dan basa adalah zat yang terdiri dari molekul atau ion yang menerima proton ( akseptor proton). Perhatikan bahwa dalam larutan berair, ion hidrogen ada dalam bentuk terhidrasi, yaitu dalam bentuk ion hidronium H3O+ . Teori ini menjelaskan reaksi tidak hanya dengan air dan ion hidroksida, tetapi juga dilakukan tanpa pelarut atau dengan pelarut tidak berair.

Misalnya, dalam reaksi antara amonia NH 3 (basa lemah) dan hidrogen klorida dalam fase gas, amonium klorida padat terbentuk, dan dalam campuran kesetimbangan dua zat selalu ada 4 partikel, dua di antaranya adalah asam, dan dua lainnya adalah basa:

Campuran kesetimbangan ini terdiri dari dua pasangan asam dan basa terkonjugasi:

1)NH 4+ dan NH 3

2) HCl dan Cl ‑

Di sini, di setiap pasangan terkonjugasi, asam dan basa berbeda satu proton. Setiap asam memiliki basa konjugasi. Asam kuat memiliki basa konjugasi yang lemah, dan asam lemah memiliki basa konjugasi yang kuat.

Teori Bronsted-Lowry memungkinkan untuk menjelaskan peran unik air bagi kehidupan biosfer. Air, tergantung pada zat yang berinteraksi dengannya, dapat menunjukkan sifat asam atau basa. Misalnya, dalam reaksi dengan larutan berair asam asetat, air adalah basa, dan dengan larutan amonia, air adalah asam.

1) CH3COOH + H2O ↔ H 3 O + + CH 3 SOO- . Di sini molekul asam asetat menyumbangkan proton ke molekul air;

2) NH3 + H2O ↔ NH4 + + APAKAH DIA- . Di sini molekul amonia menerima proton dari molekul air.

Dengan demikian, air dapat membentuk dua pasangan terkonjugasi:

1) H2O(asam) dan APAKAH DIA- (basa konjugasi)

2) H 3 O+ (asam) dan H2O(basa konjugasi).

Dalam kasus pertama, air menyumbangkan proton, dan yang kedua, menerimanya.

Sifat seperti itu disebut amfiprotonitas. Zat yang dapat bereaksi baik sebagai asam maupun basa disebut amfoter. Di alam, zat seperti itu sering ditemukan. Misalnya, asam amino dapat membentuk garam dengan asam dan basa. Oleh karena itu, peptida dengan mudah membentuk senyawa koordinasi dengan ion logam yang ada.

Dengan demikian, sifat karakteristik dari ikatan ionik adalah perpindahan lengkap dari sekelompok elektron yang mengikat ke salah satu inti. Ini berarti bahwa ada daerah antara ion di mana kerapatan elektron hampir nol.

Jenis koneksi kedua adalahkovalen koneksi

Atom dapat membentuk konfigurasi elektronik yang stabil dengan berbagi elektron.

Ikatan semacam itu terbentuk ketika sepasang elektron digunakan bersama satu per satu. dari setiap atom. Dalam hal ini, elektron ikatan tersosialisasi didistribusikan secara merata di antara atom-atom. Contoh ikatan kovalen adalah homonuklir diatomik molekul H 2 , N 2 , F 2. Alotrop memiliki jenis ikatan yang sama. HAI 2 dan ozon HAI 3 dan untuk molekul poliatomik S 8 dan juga molekul heteronuklear hidrogen klorida HCl, karbon dioksida BERSAMA 2, metana CH 4, etanol Dengan 2 H 5 APAKAH DIA, belerang heksafluorida SF 6, asetilena Dengan 2 H 2. Semua molekul ini memiliki elektron umum yang sama, dan ikatannya jenuh dan diarahkan dengan cara yang sama (Gbr. 4).

Untuk ahli biologi, penting bahwa jari-jari kovalen atom dalam ikatan rangkap dan rangkap tiga dikurangi dibandingkan dengan ikatan tunggal.

Beras. 4. Ikatan kovalen pada molekul Cl2.

Jenis ikatan ionik dan kovalen adalah dua kasus pembatas dari banyak jenis ikatan kimia yang ada, dan dalam praktiknya sebagian besar ikatan bersifat perantara.

Senyawa dari dua elemen yang terletak di ujung yang berlawanan dari periode yang sama atau berbeda dari sistem Mendeleev sebagian besar membentuk ikatan ion. Ketika unsur-unsur saling mendekati dalam satu periode, sifat ionik senyawanya berkurang, sedangkan sifat kovalennya meningkat. Misalnya, halida dan oksida dari unsur-unsur di sisi kiri tabel periodik membentuk ikatan ionik yang dominan ( NaCl, AgBr, BaSO 4 , CaCO 3 , KNO 3 , CaO, NaOH), dan senyawa yang sama dari unsur-unsur di sisi kanan tabel adalah kovalen ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glukosa C 6 H 12 O 6, etanol C2H5OH).

Ikatan kovalen, pada gilirannya, memiliki modifikasi lain.

Dalam ion poliatomik dan dalam molekul biologis kompleks, kedua elektron hanya dapat berasal dari satu atom. Itu disebut penyumbang pasangan elektron. Atom yang mensosialisasikan pasangan elektron ini dengan donor disebut akseptor pasangan elektron. Jenis ikatan kovalen ini disebut koordinasi (donor-akseptor, ataudatif) komunikasi(Gbr. 5). Jenis ikatan ini paling penting untuk biologi dan kedokteran, karena unsur-unsur kimia d yang paling penting untuk metabolisme sebagian besar dijelaskan oleh ikatan koordinasi.

foto 5.

Sebagai aturan, dalam senyawa kompleks, atom logam bertindak sebagai akseptor pasangan elektron; sebaliknya, dalam ikatan ionik dan kovalen, atom logam adalah donor elektron.

Inti dari ikatan kovalen dan variasinya - ikatan koordinasi - dapat diklarifikasi dengan bantuan teori asam dan basa lain, yang diusulkan oleh GN. Lewis. Dia agak memperluas konsep semantik istilah "asam" dan "basa" menurut teori Bronsted-Lowry. Teori Lewis menjelaskan sifat pembentukan ion kompleks dan partisipasi zat dalam reaksi substitusi nukleofilik, yaitu dalam pembentukan CS.

Menurut Lewis, asam adalah zat yang mampu membentuk ikatan kovalen dengan menerima pasangan elektron dari basa. Basa Lewis adalah zat yang memiliki pasangan elektron bebas, yang, dengan menyumbangkan elektron, membentuk ikatan kovalen dengan asam Lewis.

Artinya, teori Lewis memperluas jangkauan reaksi asam-basa juga ke reaksi di mana proton tidak berpartisipasi sama sekali. Selain itu, proton itu sendiri, menurut teori ini, juga merupakan asam, karena dapat menerima pasangan elektron.

Oleh karena itu, menurut teori ini, kation adalah asam Lewis dan anion adalah basa Lewis. Reaksi berikut adalah contohnya:

Telah dicatat di atas bahwa pembagian zat menjadi zat ionik dan kovalen adalah relatif, karena tidak ada transfer elektron yang lengkap dari atom logam ke atom akseptor dalam molekul kovalen. Dalam senyawa dengan ikatan ion, setiap ion berada dalam medan listrik ion yang berlawanan tanda, sehingga mereka saling terpolarisasi, dan cangkangnya berubah bentuk.

Polarisabilitas ditentukan oleh struktur elektronik, muatan dan ukuran ion; lebih tinggi untuk anion daripada kation. Polarisabilitas tertinggi di antara kation adalah untuk kation yang muatannya lebih besar dan ukurannya lebih kecil, misalnya untuk Hg 2+ , Cd 2+ , Pb 2+ , Al 3+ , Tl 3+. Memiliki efek polarisasi yang kuat H+ . Karena efek polarisasi ion bersifat dua sisi, ini secara signifikan mengubah sifat senyawa yang mereka bentuk.

Jenis koneksi ketiga -dipol-dipol koneksi

Selain jenis komunikasi yang terdaftar, ada juga dipol-dipol antarmolekul interaksi, juga dikenal sebagai van der Waals .

Kekuatan interaksi ini tergantung pada sifat molekul.

Ada tiga jenis interaksi: dipol permanen - dipol permanen ( dipol-dipol daya tarik); dipol permanen - dipol induksi ( induksi daya tarik); dipol sesaat - dipol induksi ( penyebaran atraksi, atau kekuatan London; Nasi. 6).

Beras. 6.

Hanya molekul dengan ikatan kovalen polar yang memiliki momen dipol-dipol ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), dan kekuatan ikatannya adalah 1-2 selamat tinggal(1D \u003d 3,338 × 10 -30 coulomb meter - C × m).

Dalam biokimia, jenis ikatan lain dibedakan - hidrogen koneksi, yang merupakan kasus pembatas dipol-dipol daya tarik. Ikatan ini dibentuk oleh daya tarik antara atom hidrogen dan atom elektronegatif kecil, paling sering oksigen, fluor dan nitrogen. Dengan atom besar yang memiliki elektronegativitas yang sama (misalnya, dengan klorin dan belerang), ikatan hidrogen jauh lebih lemah. Atom hidrogen dibedakan oleh satu fitur penting: ketika elektron pengikat ditarik, nukleusnya - proton - terbuka dan berhenti disaring oleh elektron.

Oleh karena itu, atom berubah menjadi dipol besar.

Ikatan hidrogen, tidak seperti ikatan van der Waals, terbentuk tidak hanya selama interaksi antarmolekul, tetapi juga dalam satu molekul - intramolekul ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen memainkan peran penting dalam biokimia, misalnya, untuk menstabilkan struktur protein dalam bentuk -heliks, atau untuk pembentukan heliks ganda DNA (Gbr. 7).

Gbr.7.

Ikatan hidrogen dan van der Waals jauh lebih lemah daripada ikatan ionik, kovalen, dan koordinasi. Energi ikatan antarmolekul ditunjukkan pada Tabel. satu.

Tabel 1. Energi gaya antarmolekul

Catatan: Derajat interaksi antarmolekul mencerminkan entalpi leleh dan penguapan (mendidih). Senyawa ionik membutuhkan lebih banyak energi untuk memisahkan ion daripada untuk memisahkan molekul. Entalpi leleh senyawa ionik jauh lebih tinggi daripada senyawa molekuler.

Jenis koneksi keempat -ikatan logam

Akhirnya, ada jenis ikatan antarmolekul lain - logam: koneksi ion positif dari kisi logam dengan elektron bebas. Jenis koneksi ini tidak terjadi pada objek biologis.

Dari tinjauan singkat tentang jenis ikatan, satu detail muncul: parameter penting dari atom atau ion logam - donor elektron, serta atom - akseptor elektron adalah miliknya. ukuran.

Tanpa masuk ke rincian, kami mencatat bahwa jari-jari kovalen atom, jari-jari ionik logam, dan jari-jari van der Waals dari molekul yang berinteraksi meningkat ketika nomor atom mereka dalam kelompok sistem periodik meningkat. Dalam hal ini, nilai jari-jari ion adalah yang terkecil, dan jari-jari van der Waals adalah yang terbesar. Sebagai aturan, ketika bergerak ke bawah satu kelompok, jari-jari semua elemen meningkat, baik kovalen maupun van der Waals.

Yang paling penting bagi ahli biologi dan dokter adalah koordinasi(donor-akseptor) ikatan dipertimbangkan oleh kimia koordinasi.

Bioanorganik medis. GK Barashkov

Sebagian besar senyawa organik memiliki struktur molekul. Atom dalam zat dengan jenis struktur molekul selalu membentuk ikatan kovalen satu sama lain, yang juga diamati dalam kasus senyawa organik. Ingat bahwa ikatan kovalen adalah jenis ikatan antara atom, yang diwujudkan karena fakta bahwa atom berbagi bagian dari elektron terluarnya untuk memperoleh konfigurasi elektronik dari gas mulia.

Menurut jumlah pasangan elektron yang disosialisasikan, ikatan kovalen dalam zat organik dapat dibagi menjadi tunggal, ganda dan rangkap tiga. Jenis koneksi ini ditunjukkan dalam rumus grafik, masing-masing, dengan satu, dua atau tiga baris:

Multiplisitas ikatan menyebabkan penurunan panjangnya, sehingga ikatan C-C tunggal memiliki panjang 0,154 nm, ikatan C=C ganda - 0,134 nm, ikatan rangkap tiga C≡C - 0,120 nm.

Jenis ikatan menurut cara orbital tumpang tindih

Seperti diketahui, orbital dapat memiliki bentuk yang berbeda, misalnya orbital s berbentuk bola, dan berbentuk p-dumbbell. Untuk alasan ini, ikatan juga dapat berbeda dalam cara tumpang tindih orbital elektron:

-ikatan - terbentuk ketika orbital tumpang tindih sedemikian rupa sehingga daerah tumpang tindihnya berpotongan dengan garis yang menghubungkan inti. Contoh ikatan :

-ikatan - terbentuk ketika orbital tumpang tindih, di dua area - di atas dan di bawah garis yang menghubungkan inti atom. Contoh ikatan :

Bagaimana cara mengetahui kapan ada ikatan dan dalam suatu molekul?

Dengan jenis ikatan kovalen, selalu ada ikatan antara dua atom mana pun, dan ikatan tersebut memiliki ikatan hanya dalam kasus ikatan ganda (ganda, rangkap tiga). Di mana:

Ikatan tunggal - selalu ikatan
Ikatan rangkap selalu terdiri dari satu - dan satu -ikatan
Ikatan rangkap tiga selalu dibentuk oleh satu ikatan dan dua ikatan .

Mari kita tunjukkan jenis ikatan ini dalam molekul asam propinoat:

Hibridisasi orbital atom karbon

Hibridisasi orbital adalah proses di mana orbital yang semula memiliki bentuk dan energi yang berbeda dicampur, sehingga menghasilkan orbital hibrida dengan jumlah yang sama, bentuk dan energi yang sama.

Misalnya, saat mencampur satu s- dan tiga p- empat orbital terbentuk sp3 orbital hibrida:

Dalam kasus atom karbon, hibridisasi selalu mengambil bagian s- orbital, dan bilangan p-orbital yang dapat mengambil bagian dalam hibridisasi bervariasi dari satu hingga tiga p- orbital.

Bagaimana menentukan jenis hibridisasi atom karbon dalam molekul organik?

Bergantung pada berapa banyak atom lain yang diikat oleh atom karbon, ia berada dalam keadaan sp3, atau di negara bagian sp 2, atau di negara bagian sp- hibridisasi:

Mari berlatih menentukan jenis hibridisasi atom karbon menggunakan contoh molekul organik berikut:

Atom karbon pertama terikat pada dua atom lainnya (1H dan 1C), sehingga dalam keadaan sp-hibridisasi.

Atom karbon kedua terikat pada dua atom - sp-hibridisasi
Atom karbon ketiga terikat pada empat atom lain (dua C dan dua H) - sp3-hibridisasi
Atom karbon keempat terikat pada tiga atom lain (2O dan 1C) - sp 2-hibridisasi.

Radikal. Kelompok fungsional

Istilah "radikal" paling sering berarti radikal hidrokarbon, yang merupakan sisa dari molekul hidrokarbon apa pun tanpa satu atom hidrogen.

Nama radikal hidrokarbon dibentuk berdasarkan nama hidrokarbon yang sesuai dengan mengganti akhiran –en untuk akhiran -lanau .

Kelompok fungsional - fragmen struktural molekul organik (kelompok atom tertentu), yang bertanggung jawab atas sifat kimia spesifiknya.

Bergantung pada gugus fungsi mana dalam molekul zat yang paling tua, senyawa tersebut ditempatkan pada satu atau kelas lain.

R adalah sebutan dari substituen hidrokarbon (radikal).

Radikal dapat mengandung ikatan rangkap, yang juga dapat dianggap sebagai gugus fungsi, karena ikatan rangkap berkontribusi pada sifat kimia zat tersebut.

Jika suatu molekul organik mengandung dua atau lebih gugus fungsi, senyawa tersebut disebut polifungsional.

Ikatan antar atom, digambarkan dalam rumus struktur sebagai tanda hubung atau batang (batang), dibentuk oleh interaksi elektron eksternal (valensi) dari 2 atom dari satu molekul. Menurut sifat interaksi ini, dua jenis ikatan dasar atau ekstrim antara atom dibedakan.

tipe pertama. Ikatan ionik, atau elektrovalen, atau garam paling jelas (dalam bentuk murninya) direpresentasikan dalam kasus interaksi atom logam kuat (misalnya, basa) dan atom non-logam yang kuat (misalnya, halogen). Sebuah atom logam alkali, kehilangan satu elektron eksternal, menjadi partikel bermuatan positif, dan atom halogen, yang mendapatkan satu elektron eksternal, menjadi bermuatan negatif: Na + - CI - . Kekuatan ikatan ini disebabkan oleh gaya tarik Coulomb antara partikel bermuatan berbeda dan energi yang dilepaskan selama pembentukan pasangan elektron baru pada atom halogen. Contohnya adalah garam dari asam organik dan anorganik.

2 tipe ekstrim. Lebih karakteristik senyawa organik, kovalen (atau atom) koneksi terang (dalam bentuk murni) disajikan dalam 2 molekul gas atom: H 2, O 2, N 2, C1 2, dll di mana ikatan terbentuk antara atom yang persis sama. Sebagai hasil dari pasangan dua elektron dengan spin berlawanan dari dua atom, ketika mereka mendekati satu sama lain, sejumlah energi (≈ 400 kJ/mol) dilepaskan dan pasangan elektron baru memperoleh orbit molekul, menempati satu sel di kedua atom. Selain itu, kerapatan tertinggi awan elektron dari pasangan ini terletak di antara atom-atom (ada semacam tumpang tindih orbit atom kedua elektron, Gambar. a) atau pembentukan orbit molekul - Gambar. b).

Meskipun gambar b) lebih mendekati kebenaran, kedua gambar ikatan kovalen valid dan berlaku. Dalam ikatan kovalen murni, tidak ada penyimpangan pusat muatan positif dan negatif molekul, mereka bertepatan - molekulnya non-polar.

Selain 2 jenis ikatan ekstrim (ionik dan kovalen), ada jenis perantara: 3) polar, 4) semi-polar, 5) koordinasi, ditemukan terutama dalam senyawa yang disebut onium (oksonium, amonium, sulfonium) .

PADA ikatan polar pasangan elektron yang secara simultan berada di medan pusat kedua atom (intinya) dibelokkan ke arah atom yang lebih elektronegatif, misalnya pada molekul HC1, pasangan elektron lebih banyak berada di sel klorin daripada hidrogen:

Karena penyimpangan kerapatan elektron ini, terjadi divergensi pusat muatan positif dan negatif molekul. Itu menjadi polar, memiliki momen dipol (yaitu, produk dari muatan dan setengah jarak antara muatan), yang tidak sama dengan nol.

Koneksi semi-polar paling jelas terwakili dalam senyawa oksigen nitrogen pentavalen:

Gambar a), meskipun diperbolehkan, tidak diperbolehkan, karena atom nitrogen hanya memiliki dua tingkat elektronik (lapisan), dimana pada lapisan terluar (2) hanya ada empat sel dan lima pasang elektron (lima ikatan) tidak akan menemukan tempat di sana. Dalam hal ini, gambar b) lebih tepat, yang menunjukkan resonansi struktur ekstrem (I dan AKU AKU AKU) dan transisi ke struktur rata-rata yang lebih disukai secara energik. Jadi, karena distribusi kerapatan elektron yang simetris, muatan negatif dibagi setengahnya antara dua atom oksigen yang setara. Tetapi dalam atom nitrogen, pada kenyataannya, tidak ada muatan positif yang utuh, tetapi ada muatan positif yang mendekati keseluruhan, masing-masing, pada atom oksigen (struktur P) ada muatan negatif yang mendekati setengah dari seluruh muatan.

Link koordinasi paling stabil dalam senyawa amonium, di mana atom nitrogen menjadi tetravalen, memberikan proton (dan dalam media berair ke kation hidronium) satu elektron, memperoleh muatan positif (atau, dengan kata lain, menambahkan proton ke pasangan elektron bebas). elektron nitrogen): H 3 N: + H + → H 4 N +

amonia proton amonium kation

Dalam kation amonium, ikatan baru yang terbentuk mengubah sifat tiga ikatan N-H lain yang sebelumnya ada dalam nitrogen, yang sekarang menjadi lebih memanjang, dan keempat atom hidrogen amonium, yang saling tolak, menjadi pada posisi yang paling jauh satu sama lain, yaitu di sudut tetrahedron biasa ketika atom nitrogen berada di tengah tetrahedron ini:

Ikatan baru (koordinasi) yang dihasilkan tidak berbeda dengan ikatan N-H termodifikasi yang sebelumnya ada dalam molekul amonia. Di sini s 1 p 3 terjadi - hibridisasi empat elektron yang tersisa dalam nitrogen (seperti dalam karbon metana).

Jika molekul metana adalah formasi yang relatif kuat yang tidak memiliki muatan, maka kation amonium (yang berbeda dari strukturnya hanya dalam inti atom pusat mengandung satu proton lagi dan satu neutron) kurang stabil dan dapat dengan mudah terdisosiasi menjadi kation amonia dan hidronium, mengatasi penghalang energi tertentu yang menentukan kekuatan senyawa amonium.

Konsep-(sigma) dan π- (pi) koneksi

Ikatan kovalen yang berlaku dalam senyawa organik umumnya menentukan aktivitas kimia zat ini. Namun, ikatan rangkap yang rapuh (ganda, rangkap tiga) dan fitur ikatan dalam kelompok fungsional sangat penting.

Karbon adalah elemen sentral dari dunia organik, kerangka karbon (kerangka molekul) menentukan stabilitasnya dan keragamannya yang hampir tak terbatas. Oleh karena itu, sifat elektronik dari ikatannya harus dipertimbangkan secara lebih rinci.

Atom karbon memiliki inti dengan muatan +6, dan kulit elektron: 1s 2, 2s 2, 2p 2, di mana empat elektron terluar adalah valensi (2s 2, 2p 2). Tetapi agar elektron-elektron ini membentuk empat ikatan, elektron 2s 2 yang berada dalam volume bola dalam bentuk berpasangan harus masuk ke keadaan tidak berpasangan. Dan atom karbon yang tereksitasi harus memiliki kulit: 1s 2, 2s 1, 2p 3, di mana, bersama dengan elektron s yang tidak berpasangan (bentuk bola), ada tiga elektron p (delapan volumetrik atau bentuk dumbbell) yang terletak di sepanjang koordinat sumbu (x, y, z) ruang tiga dimensi (Gbr. 3). Namun, untuk membentuk empat ikatan ekuivalen, seperti dalam metana, satu elektron s dan tiga elektron p harus berubah menjadi keadaan hibridisasi termodifikasi (s 1 p 3 -hibridisasi), dan keempat elektron terluar sudah memiliki arah yang sama persis. awan (hibrida), dan atom hidrogen metana berada pada posisi yang sama dan paling jauh satu sama lain:

yang sesuai dengan simpul dari tetrahedron biasa jika atom karbon metana ditempatkan di pusatnya (Gbr. 4). Keadaan karbon, ketika hibridisasi elektron valensi terjadi dengan perbandingan s 1 p 3, disebut keadaan valensi pertama karbon, dan ikatan atom tersebut dengan atom lain disebut b(sigma)-ikatan(Gbr. 5, 6).

Dengan demikian, ikatan adalah setiap ikatan tunggal antara karbon dan atom lain. Dan ikatan C-H dan C-H yang paling umum dalam molekul zat organik memiliki data dasar sebagai berikut (Gbr. 6b, 6c).

Energi ikatan C-H ~93-96 kkal/mol (~370-380 kJ/mol).

Panjang ikatan 1,1 A 0 (0,11 nm)

Energi ikat C-C ~84-86 kkal/mol (~340-360 kJ/mol)

Panjang ikatan 1,54 A 0 (0,154 nm)

Keadaan valensi kedua karbon karakteristik etilen dan senyawa lain dengan ikatan rangkap. Pada karbon etilena, hibridisasi elektron valensi atom tereksitasi (2s 1, 2p 3) terjadi dalam rasio s 1 p 2, ketika satu elektron p (dari tiga) tidak berpartisipasi dalam hibridisasi dan tetap berada di bentuk-p. Dan awan hibrida dengan bentuk terarah (memanjang) terletak di bidang pada sudut 120 ° satu sama lain (Gbr. 7).

Dan elektron-p dari dua karbon berpasangan dalam bentuk-p selain ikatan antara karbon-karbon ini (Gbr. 7). Ikatan tambahan (ganda) yang dibentuk oleh pasangan elektron dalam bentuk-p ini disebut (pi)- koneksi. Energi yang dilepaskan selama pembentukannya lebih kecil daripada energi ikatan , karena energi ikatan rangkap C = C adalah ~140 kkal/mol (~560-580 kJ/mol). Jika kita kurangi dari ini energi ikatan C - C (~ 85 kkal / mol), maka π -ikatan tetap ~55 kkal/mol (140-85=55).

Keadaan valensi ketiga karbon karakteristik asetilena dan senyawa lain dengan ikatan rangkap tiga. Pada karbon asetilen, dari empat elektron valensi (2s 1, 2p 3) dari atom yang tereksitasi, satu elektron s- dan p masing-masing berpartisipasi dalam hibridisasi (s 1 p 1 - hibridisasi). Dan hibrida (memanjang) dua awan terletak pada garis lurus yang sama, membentuk ikatan- (Gbr. 8). Artinya, mereka menempati posisi paling jauh (koordinat z) dari 2 elektron yang tersisa dalam bentuk-p, yang terletak di sepanjang sumbu koordinat (x, y) ruang tiga dimensi, dipasangkan dalam bentuk-p dengan pembentukan dua π -ikatan pada bidang yang saling tegak lurus(Gbr. 8). Energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan rangkap tiga adalah ~200 kkal/mol. Jika kita kurangi 85 kkal/mol dari sini - energi ikatan , maka ~115 kkal/m tetap untuk dua ikatan , mis. ~57 kkal/mol untuk setiap ikatan . Berikut adalah karakteristik utama dari ikatan tunggal, rangkap dua dan rangkap tiga untuk perbandingan:

C - C panjang ikatan 1,54 A 0, energi pembentukan ikatan ~ 85 kkal / mol

C \u003d C panjang ikatan 1,34 A 0, energi pembentukan ikatan ~ 140 kkal / mol

C C panjang ikatan 1,21 A 0, energi pembentukan ikatan ~ 200 kkal / mol Elektron ikatan lebih besar, kurang terhubung ke inti atom, lebih mudah diserang oleh reagen, mudah terkena listrik dan medan magnet, misalnya, cahaya datang atau serangan partikel bermuatan. Jadi π -ikatan yang sifatnya sama sekali berbeda dengan ikatan , kurang stabil dan menyebabkan aktivitas kimia senyawa tak jenuh lebih tinggi dibandingkan senyawa jenuh (jenuh).