Konfigurasi elektron keadaan dasar atom karbon l s 2 2s 2 2p 2:

Diharapkan bahwa atom karbon seperti itu akan membentuk senyawa CH2 dengan dua atom hidrogen. Tetapi dalam metana, karbon terikat pada empat atom hidrogen. Untuk menyatakan pembentukan molekul CH4, perlu mengacu pada keadaan elektron tereksitasinya.

Sekarang orang akan mengharapkan atom karbon untuk membentuk empat ikatan dengan atom hidrogen, tetapi ikatan ini tidak setara: tiga ikatan terbentuk menggunakan R-orbital, satu - menggunakan s-orbital. Ini bertentangan dengan fakta yang terkenal bahwa semua ikatan dalam metana adalah setara.

Selanjutnya, hibridisasi orbital dilakukan. Dihitung secara matematis berbagai kombinasi satu s- dan tiga R-orbital. Orbital hibrida dengan tingkat directivity tertinggi (orbital "lebih baik"), sebagai hasil dari tumpang tindih yang lebih banyak, memberikan ikatan (1) lebih kuat daripada tidak hibridisasi s- atau R-orbital. Empat orbital hibrida "terbaik" (2) setara . Mereka diarahkan ke simpul dari tetrahedron biasa, sudut antara dua orbital adalah 109,5 o. Geometri ini memberikan (3) tolakan minimal di antara mereka .

Mari kita lengkapi gambar konstruksi molekul metana: masing-masing dari empat sp 3 -orbital atom karbon tumpang tindih dengan 1 s-orbital atom hidrogen Empat  -koneksi.

Untuk cakupan maksimum sp 3 -orbital karbon dan 1 s- orbital hidrogen empat atom hidrogen harus terletak pada sumbu sp 3 -orbital. Oleh karena itu, sudut antara dua ikatan C–H adalah 109,5 o.

Data eksperimental mengkonfirmasi perhitungan: metana memiliki struktur tetrahedral. Semua ikatan karbon-hidrogen memiliki panjang yang sama yaitu 10,9 10 -2 nm, sudut antara dua ikatan adalah tetrahedral dan sama dengan 109,5 o. Dibutuhkan 427·10 3 J/mol untuk memutuskan salah satu ikatan dalam metana.

1.3. Struktur etana

Konstruksi homolog berikutnya dari deret alkana - etana H 3 C–CH 3 akan dilakukan dengan cara yang sama. Seperti dalam kasus metana , Ikatan C-H muncul karena tumpang tindih sp 3 -orbital atom karbon dengan 1 detik-orbital atom hidrogen, ikatan karbon-karbon terbentuk sebagai hasil dari tumpang tindih dua sp 3 -orbital atom karbon

Molekul etana mengandung enam ikatan karbon-hidrogen dan satu ikatan karbon-karbon . -ikatan memiliki simetri silinder . Sumbu simetri awan elektron ikatan- adalah garis yang menghubungkan atom-atom. Awan elektron dari ikatan karbon-karbon , yang memiliki simetri silinder, dapat digambarkan sebagai berikut:

1.4. Rotasi di sekitar ikatan karbon-karbon sederhana. konformasi

Dalam molekul etana, rotasi satu gugus metil relatif terhadap yang lain terjadi hampir secara bebas.

	Berbagai susunan gugus dan atom dalam ruang, yang dihasilkan dari rotasi satu atom relatif terhadap atom lain di sepanjang garis ikatan yang menghubungkan atom-atom ini, disebutkonformasi .
Konformasi etana(I) terlindung		Menghambat konformasi etana(II)

Namun, rotasi satu gugus metil relatif terhadap yang lain tidak sepenuhnya bebas. Energi potensial molekul minimal untuk konformasi terhalang II, selama rotasi gugus metil, meningkat dan mencapai maksimum untuk konformasi terhalang I. Kelebihan energi konformasi terhalang dibandingkan dengan konformasi terhalang disebut energi tegangan torsi . Untuk molekul etana, energi ini adalah 13 10 3 J/mol (Gbr. 1.1).

Dipercayai bahwa kelebihan energi muncul karena tolakan awan elektron ikatan karbon-hidrogen pada saat mereka saling berpapasan. Karena pada suhu kamar energi tumbukan beberapa molekul dapat mencapai 86·10 3 J/mol, penghalang sebesar 13·10 3 J/mol dapat dengan mudah diatasi. Rotasi dalam etana dianggap bebas.

Beras. 1.1. EnergiProfilrotasi kelompokCH 3 dalam molekul etana di sekitar ikatan karbon-karbon

Konformasi yang sesuai dengan energi minima disebut isomer konformasi atau konformer . Dalam molekul yang lebih kompleks, jumlah konformer bisa sangat besar.

Topik kodifier USE: Ikatan kimia kovalen, varietasnya dan mekanisme pembentukannya. Karakteristik ikatan kovalen (polaritas dan energi ikatan). Ikatan ionik. Sambungan logam. ikatan hidrogen

Ikatan kimia intramolekul

Mari kita perhatikan terlebih dahulu ikatan yang muncul antara partikel dalam molekul. Koneksi seperti itu disebut intramolekul.

ikatan kimia antar atom unsur kimia memiliki sifat elektrostatik dan terbentuk karena interaksi elektron eksternal (valensi), dalam derajat lebih atau kurang dipegang oleh inti bermuatan positif atom yang terikat.

Konsep kuncinya di sini adalah ELEKTRONEGNATIVITAS. Dialah yang menentukan jenis ikatan kimia antara atom dan sifat-sifat ikatan ini.

adalah kemampuan atom untuk menarik (memegang) luar(valensi) elektron. Keelektronegatifan ditentukan oleh tingkat tarikan elektron eksternal ke nukleus dan terutama bergantung pada jari-jari atom dan muatan nukleus.

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

Penting untuk dicatat bahwa dalam sumber yang berbeda Anda dapat menemukan skala dan tabel nilai keelektronegatifan yang berbeda. Ini tidak perlu ditakuti, karena pembentukan ikatan kimia berperan atom, dan itu kira-kira sama dalam sistem apa pun.

Jika salah satu atom dalam ikatan kimia A:B menarik elektron lebih kuat, maka pasangan elektron bergeser ke arahnya. Lebih perbedaan keelektronegatifan atom, semakin banyak pasangan elektron yang dipindahkan.

Jika nilai keelektronegatifan atom yang berinteraksi sama atau kira-kira sama: EO(A)≈EO(V), maka pasangan elektron bersama tidak dipindahkan ke salah satu atom: A: B. Koneksi seperti itu disebut kovalen non polar.

Jika keelektronegatifan atom yang berinteraksi berbeda, tetapi tidak banyak (perbedaan keelektronegatifan kira-kira dari 0,4 hingga 2: 0,4<ΔЭО<2 ), maka pasangan elektron digeser ke salah satu atom. Koneksi seperti itu disebut kutub kovalen .

Jika keelektronegatifan atom yang berinteraksi berbeda secara signifikan (perbedaan keelektronegatifan lebih besar dari 2: EO>2), maka salah satu elektron hampir sepenuhnya berpindah ke atom lain, dengan formasi ion. Koneksi seperti itu disebut ionik.

Jenis utama dari ikatan kimia adalah kovalen, ionik dan metalik koneksi. Mari kita pertimbangkan mereka secara lebih rinci.

ikatan kimia kovalen

Ikatan kovalen – itu ikatan kimia dibentuk oleh pembentukan pasangan elektron bersama A:B . Dalam hal ini, dua atom tumpang tindih orbital atom. Ikatan kovalen dibentuk oleh interaksi atom-atom dengan perbedaan elektronegativitas yang kecil (sebagai aturan, antara dua non-logam) atau atom dari satu unsur.

Sifat dasar ikatan kovalen

• orientasi,
• saturasi,
• polaritas,
• polarisasi.

Sifat ikatan ini mempengaruhi sifat kimia dan fisika zat.

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

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

Polaritas ikatan muncul karena distribusi kerapatan elektron yang tidak merata antara dua atom dengan keelektronegatifan yang berbeda. Ikatan kovalen dibagi menjadi polar dan non-polar.

Polarisabilitas koneksi adalah kemampuan elektron ikatan untuk dipindahkan oleh medan listrik eksternal(khususnya, medan listrik partikel lain). Polarisabilitas tergantung pada mobilitas elektron. Semakin jauh elektron dari nukleus, semakin mobile elektron tersebut, dan oleh karena itu, molekulnya lebih dapat terpolarisasi.

Ikatan kimia kovalen non-polar

Ada 2 jenis ikatan kovalen yaitu POLAR dan NON-POLAR .

Contoh . Pertimbangkan struktur molekul hidrogen H 2 . Setiap atom hidrogen membawa 1 elektron tidak berpasangan di tingkat energi terluarnya. Untuk menampilkan atom, kami menggunakan struktur Lewis - ini adalah diagram struktur tingkat energi eksternal atom, ketika elektron dilambangkan dengan titik. Model struktur titik Lewis adalah bantuan yang baik ketika bekerja dengan elemen periode kedua.

H. + . H=H:H

Dengan demikian, molekul hidrogen memiliki satu pasangan elektron yang sama dan satu ikatan kimia H–H. Pasangan elektron ini tidak berpindah ke atom hidrogen mana pun, karena keelektronegatifan atom hidrogen adalah sama. Koneksi seperti itu disebut kovalen non-polar .

Ikatan kovalen non-polar (simetris) - ini adalah ikatan kovalen yang dibentuk oleh atom dengan elektronegativitas yang sama (sebagai aturan, non-logam yang sama) dan, oleh karena itu, dengan distribusi kerapatan elektron yang seragam antara inti atom.

Momen dipol ikatan nonpolar adalah 0.

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

Ikatan kimia kovalen polar

ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang terjadi antara atom dengan keelektronegatifan berbeda (biasanya, non-logam yang berbeda) dan dicirikan pemindahan pasangan elektron yang sama ke atom yang lebih elektronegatif (polarisasi).

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

Semakin besar perbedaan keelektronegatifan atom, semakin tinggi polaritas koneksi dan lebih banyak lagi momen dipol . Antara molekul tetangga dan muatan yang berlawanan tanda, gaya tarik tambahan bekerja, yang meningkatkan kekuatan koneksi.

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

Contoh: HCl, CO2 , NH3 .

Mekanisme pembentukan ikatan kovalen

Ikatan kimia kovalen dapat terjadi melalui 2 mekanisme:

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

TETAPI . + . B= A:B

2. Pembentukan ikatan kovalen adalah mekanisme di mana salah satu partikel memberikan pasangan elektron yang tidak digunakan bersama, dan partikel lainnya menyediakan orbital kosong untuk pasangan elektron ini:

TETAPI: + B= A:B

Dalam hal ini, salah satu atom memberikan pasangan elektron yang tidak digunakan bersama ( penyumbang), dan atom lainnya menyediakan orbital kosong untuk pasangan ini ( akseptor). Sebagai hasil dari pembentukan ikatan, energi kedua elektron berkurang, yaitu ini bermanfaat bagi atom.

Ikatan kovalen yang dibentuk oleh mekanisme donor-akseptor, tidak berbeda oleh sifat-sifat dari ikatan kovalen lain yang dibentuk oleh mekanisme pertukaran. Pembentukan ikatan kovalen oleh mekanisme donor-akseptor khas untuk atom baik dengan sejumlah besar elektron di tingkat energi eksternal (donor elektron), atau sebaliknya, dengan jumlah elektron yang sangat kecil (akseptor elektron). Kemungkinan valensi atom dipertimbangkan secara lebih rinci dalam yang sesuai.

Ikatan kovalen dibentuk oleh mekanisme donor-akseptor:

- dalam molekul karbon monoksida CO(ikatan dalam molekul adalah rangkap tiga, 2 ikatan dibentuk oleh mekanisme pertukaran, satu oleh mekanisme donor-akseptor): C≡O;

- di ion amonium NH 4 +, dalam ion amina organik, misalnya, dalam ion metilamonium CH 3 -NH 2 + ;

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

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

- dalam molekul ozon O 3 .

Sifat-sifat utama ikatan kovalen

Ikatan kovalen, sebagai suatu peraturan, terbentuk antara atom-atom non-logam. Ciri-ciri utama ikatan kovalen adalah panjang, energi, multiplisitas dan directivity.

Multiplisitas ikatan kimia

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

Misalnya , dalam molekul hidrogen H 2 multiplisitas ikatan adalah 1, karena setiap hidrogen hanya memiliki 1 elektron tidak berpasangan di tingkat energi terluar, oleh karena itu, satu pasangan elektron umum terbentuk.

Dalam molekul oksigen O2, multiplisitas ikatan adalah 2, karena setiap atom memiliki 2 elektron tidak berpasangan di tingkat energi terluarnya: O=O.

Dalam molekul nitrogen N 2, multiplisitas ikatan adalah 3, karena antara setiap atom ada 3 elektron tidak berpasangan di tingkat energi terluar, dan atom membentuk 3 pasangan elektron umum N≡N.

Panjang ikatan kovalen

Panjang ikatan kimia adalah jarak antara pusat-pusat inti atom yang membentuk ikatan. Itu ditentukan oleh metode fisik eksperimental. Panjang ikatan dapat diperkirakan kira-kira, menurut aturan aditif, yang menyatakan bahwa panjang ikatan dalam molekul AB kira-kira sama dengan setengah jumlah panjang ikatan dalam molekul A2 dan B2:

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

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

Misalnya

Dengan peningkatan multiplisitas ikatan antar atom (yang jari-jari atomnya tidak berbeda, atau sedikit berbeda), panjang ikatan akan berkurang.

Misalnya . Dalam deret: C–C, C=C, C≡C, panjang ikatan berkurang.

Energi ikatan

Ukuran kekuatan ikatan kimia adalah energi ikatan. Energi ikatan ditentukan oleh energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan dan melepaskan atom-atom yang membentuk ikatan ini hingga jarak tak terhingga satu sama lain.

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

Kekuatan ikatan kimia tergantung pada panjang ikatan, polaritas ikatan, dan multiplisitas ikatan. Semakin lama ikatan kimia, semakin mudah untuk memutuskan, dan semakin rendah energi ikatan, semakin rendah kekuatannya. Semakin pendek ikatan kimianya, semakin kuat ikatannya, dan semakin besar energi ikatannya.

Misalnya, dalam deret senyawa HF, HCl, HBr dari kiri ke kanan kekuatan ikatan kimia berkurang, karena panjang ikatan bertambah.

Ikatan kimia ionik

Ikatan ionik adalah ikatan kimia berdasarkan tarik-menarik elektrostatik ion.

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

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

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

Contoh. Atom klorin memiliki 7 elektron pada tingkat energi terluarnya. Untuk memperoleh konfigurasi atom argon inert yang stabil Ar, klorin perlu mengikat 1 elektron. Setelah pengikatan elektron, ion klorin yang stabil terbentuk, yang terdiri dari elektron. Muatan total ion adalah -1:

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

Catatan:

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

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

Mari kita generalisasi secara visual perbedaan jenis ikatan kovalen dan ion:

ikatan kimia logam

sambungan logam adalah hubungan yang terbentuk relatif elektron bebas di antara ion logam membentuk kisi kristal.

Atom-atom logam pada tingkat energi luar biasanya memiliki: satu sampai tiga elektron. Jari-jari atom logam, biasanya, besar - oleh karena itu, atom logam, tidak seperti non-logam, cukup mudah menyumbangkan elektron terluar, mis. adalah agen pereduksi kuat

Interaksi antarmolekul

Secara terpisah, ada baiknya mempertimbangkan interaksi yang terjadi antara molekul individu dalam suatu zat - interaksi antarmolekul . Interaksi antarmolekul adalah jenis interaksi antara atom netral di mana ikatan kovalen baru tidak muncul. Gaya interaksi antar molekul ditemukan oleh van der Waals pada tahun 1869 dan dinamai menurut namanya. Pasukan Van dar Waals. Gaya Van der Waals dibagi menjadi: orientasi, induksi dan penyebaran . Energi interaksi antarmolekul jauh lebih kecil daripada energi ikatan kimia.

Orientasi kekuatan tarik-menarik timbul antara molekul polar (interaksi dipol-dipol). Gaya-gaya ini muncul di antara molekul-molekul polar. Interaksi induktif adalah interaksi antara molekul polar dan non-polar. Molekul non-polar terpolarisasi karena aksi molekul polar, yang menghasilkan daya tarik elektrostatik tambahan.

Jenis khusus interaksi antarmolekul adalah ikatan hidrogen. - ini adalah ikatan kimia antarmolekul (atau intramolekul) yang muncul antara molekul yang memiliki ikatan kovalen polar kuat - H-F, H-O atau H-N. Jika ada ikatan seperti itu dalam molekul, maka di antara molekul akan ada gaya tarik tambahan .

Mekanisme pendidikan Ikatan hidrogen sebagian elektrostatik dan sebagian donor-akseptor. Dalam hal ini, sebuah atom dari unsur yang sangat elektronegatif (F, O, N) bertindak sebagai donor pasangan elektron, dan atom hidrogen yang terhubung ke atom-atom ini bertindak sebagai akseptor. Ikatan hidrogen dicirikan orientasi di luar angkasa dan saturasi.

Ikatan hidrogen dapat dilambangkan dengan titik: H ··· O. Semakin besar keelektronegatifan atom yang terhubung dengan hidrogen, dan semakin kecil ukurannya, semakin kuat ikatan hidrogennya. Ini terutama merupakan karakteristik senyawa fluor dengan hidrogen , serta untuk oksigen dengan hidrogen , lebih sedikit nitrogen dengan hidrogen .

Ikatan hidrogen terjadi antara zat-zat berikut:

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

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

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

Ikatan hidrogen mempengaruhi sifat fisik dan kimia zat. Dengan demikian, daya tarik tambahan antar molekul membuat zat sulit mendidih. Zat dengan ikatan hidrogen menunjukkan peningkatan abnormal pada titik didih.

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

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

Metode ikatan valensi (pasangan elektron terlokalisasi) mengasumsikan bahwa setiap pasangan atom dalam molekul diikat oleh satu atau lebih pasangan elektron bersama. Oleh karena itu, ikatan kimia tampak seperti dua elektron dan dua pusat, yaitu. terletak di antara dua atom. Dalam rumus struktur senyawa, itu ditunjukkan oleh tanda hubung:

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

Pertimbangkan dalam terang metode matahari, fitur-fitur komunikasi seperti saturasi, directivity dan polarisasi.

Valensi atom - ditentukan oleh jumlah elektron tidak berpasangan (valensi) yang dapat mengambil bagian dalam pembentukan ikatan kimia. Valensi dinyatakan dalam bilangan bulat kecil dan sama dengan jumlah ikatan kovalen. Valensi unsur, yang memanifestasikan dirinya dalam senyawa kovalen, sering disebut kovalensi. Beberapa atom memiliki valensi variabel, misalnya, karbon dalam keadaan dasar memiliki 2 elektron yang tidak berpasangan dan akan menjadi dua valensi. Ketika sebuah atom tereksitasi, adalah mungkin untuk mengeluarkan dua elektron berpasangan lainnya dan kemudian atom karbon akan menjadi empat valen:

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

Orientasi ikatan kovalen

Saling tumpang tindih awan dapat terjadi dengan cara yang berbeda, karena bentuknya yang berbeda. Membedakan -, - dan-koneksi.

Sigma - koneksi terbentuk ketika awan tumpang tindih sepanjang garis melewati inti atom. Pi-ikatan terjadi ketika awan tumpang tindih di kedua sisi garis yang menghubungkan inti atom. Delta - komunikasi dilakukan ketika keempat bilah awan d - elektron tumpang tindih, terletak di bidang paralel.

– ikatan dapat terjadi ketika ada tumpang tindih sepanjang garis yang menghubungkan inti atom dalam orbital berikut: s— s -, s— R-, R– R-, d— d-orbital, dan d— s-, d— R- orbital. – ikatan memiliki sifat-sifat ikatan dua pusat terlokalisasi, yaitu.

-ikatan dapat dibentuk dengan tumpang tindih di kedua sisi garis yang menghubungkan inti atom dari orbital berikut: R—R-, R—d-, d—d-, f—p-, f—d- dan f—f- orbital.

Jadi, s- elemen hanya mampu membentuk – ikatan, R- elemen - ikatan – dan –, d- elemen - –, – dan -ikatan, sebuah f- elemen - – , – , -ikatan. Dengan pembentukan bersama ikatan - dan , diperoleh ikatan rangkap. Jika dua terjadi pada saat yang sama -dan -ikatan, ikatan rangkap tiga terbentuk. Jumlah ikatan yang terbentuk antara atom disebut multiplisitas ikatan.

Saat membuat koneksi dengan s— orbital, karena bentuknya yang bulat, tidak ada arah preferensial dalam ruang, untuk pembentukan ikatan kovalen yang paling menguntungkan. Dalam kasus ini R- orbital, kerapatan elektron terdistribusi tidak merata, sehingga ada arah tertentu di mana pembentukan ikatan kovalen paling mungkin terjadi.

Hibridisasi orbital atom

Pertimbangkan sebuah contoh. Bayangkan bahwa empat atom hidrogen digabungkan dengan atom karbon dan molekul metana CH4 terbentuk.

Gambar menunjukkan apa yang terjadi, tetapi tidak menjelaskan bagaimana mereka berperilaku s— dan R- orbital, dalam pembentukan senyawa tersebut. Meskipun R- orbital memiliki dua bagian yang saling berputar, tetapi hanya dapat membentuk satu ikatan. Akibatnya, dapat diasumsikan bahwa dalam molekul metana satu atom hidrogen terikat pada 2 s— orbital karbon, sisanya - ke 2 R- orbital. Kemudian, setiap atom hidrogen akan berhubungan satu sama lain pada sudut 90 °, tetapi tidak demikian. Elektron saling tolak menolak dan menyimpang pada jarak yang lebih jauh. Apa yang sebenarnya terjadi?

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

hibridisasi orbital sp 3 dalam molekul metana

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

Jenis hibridisasi yang sama terdapat dalam molekul seperti NH 3 , H 2 O. Pada salah satu dari sp 3 - hibrida orbital, dalam molekul NH 3 terdapat pasangan elektron bebas, dan tiga orbital lainnya digunakan untuk menghubungkan atom hidrogen. Dalam molekul H2O, dua orbital hibrid atom oksigen ditempati oleh pasangan elektron yang tidak digunakan bersama, sedangkan dua lainnya digunakan untuk mengikat atom hidrogen.

Jumlah orbital hibrid ditentukan oleh jumlah ikatan tunggal, serta jumlah pasangan elektron yang tidak digunakan bersama dalam molekul. Elektron ini berada dalam orbital hibrid. Ketika orbital non-hibrida dari dua atom tumpang tindih, ikatan ganda terbentuk. Misalnya, dalam molekul etilen, ikatan diwujudkan sebagai berikut:

sp 2 -hibridisasi atom etilen

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

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

Berikut ini adalah contoh-contoh susunan geometrik orbital hibrid.

Himpunan orbital atom	Himpunan orbital hibrid	Susunan geometris orbital hibrid	Contoh
s,p	sp	Linier (sudut 180°)	Be (CH 3) 2, HgCl 2 MgBr 2, CaH 2, BaF 2, C 2 H 2
s,p,p	sp 2	Segitiga planar (sudut 120 °)	BF 3, GaCl 3, InBr 3, TeI 3, C 2 H 4
s,p,p,p	sp3	Tetrahedral (sudut 109,5°)	CH 4, AsCl 4 -, TiCl 4, SiCl 4, GeF 4
s,p,p,d	sp2d	Persegi datar (sudut 90 °)	Ni(CO) 4 , 2 -
s,p,p,p,d	sp 3 hari	Bipiramidal trigonal (sudut 120° dan 90°)	PF 5 , PCl 5 , AsF 5
s,p,p,p,d,d	sp 3 d 2	Oktahedral (sudut 90 °)	SF 6 , Fe(CN) 6 3- , CoF 6 3-

kategori ,

model atom karbon

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

Untuk mengatasi kontradiksi ini, gagasan hibridisasi orbital atom. Untuk memahami sifat dari tiga opsi untuk pengaturan ikatan atom karbon, diperlukan gagasan tentang tiga jenis hibridisasi.

Kami berutang munculnya konsep hibridisasi kepada Linus Pauling, yang melakukan banyak hal untuk mengembangkan teori ikatan kimia.

Konsep hibridisasi menjelaskan bagaimana atom karbon mengubah orbitalnya menjadi senyawa. Di bawah ini kami akan mempertimbangkan proses transformasi orbital langkah demi langkah. Pada saat yang sama, harus diingat bahwa pembagian proses hibridisasi ke dalam tahapan atau tahapan, pada kenyataannya, tidak lebih dari perangkat mental yang memungkinkan presentasi konsep yang lebih logis dan dapat diakses. Namun demikian, kesimpulan tentang orientasi spasial ikatan atom karbon, yang pada akhirnya akan kita capai, sepenuhnya sesuai dengan keadaan sebenarnya.

Konfigurasi elektron atom karbon di dasar dan keadaan tereksitasi

Gambar di sebelah kiri menunjukkan konfigurasi elektron atom karbon. Kami hanya tertarik pada nasib elektron valensi. Sebagai hasil dari langkah pertama, yang disebut kegembiraan atau promosi, salah satu dari dua elektron 2s bergerak ke orbital 2p bebas. Pada tahap kedua, proses hibridisasi itu sendiri terjadi, yang secara konvensional dapat dibayangkan sebagai campuran satu s- dan tiga orbital p dan pembentukan empat orbital identik baru dari mereka, yang masing-masing mempertahankan sifat-sifat s. -orbital dengan seperempat dan sifat-sifat orbital p. Orbital baru ini disebut sp 3 - hibrida. Di sini, superskrip 3 menunjukkan bukan jumlah elektron yang menempati orbital, tetapi jumlah orbital p yang mengambil bagian dalam hibridisasi. Orbital hibrida diarahkan ke simpul tetrahedron, yang di tengahnya terdapat atom karbon. Setiap orbital hibrid sp 3 mengandung satu elektron. Elektron ini berpartisipasi dalam tahap ketiga dalam pembentukan ikatan dengan empat atom hidrogen, membentuk sudut ikatan 109,5°.

sp3 - hibridisasi. molekul metana.

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

Pembentukan tiga orbital hibrida sp2

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

Pembentukan ikatan sigma dan pi dalam molekul etilen

Tahap keempat adalah pembentukan ikatan kedua antara dua atom karbon. Ikatan terbentuk sebagai hasil dari tumpang tindih tepi orbital 2p tak terhibridisasi yang saling berhadapan dan disebut -ikatan. Orbital molekul baru adalah himpunan dua daerah yang ditempati oleh elektron ikatan - di atas dan di bawah ikatan . Kedua ikatan (σ dan ) bersama-sama membentuk ikatan rangkap antar atom karbon. Dan terakhir, langkah kelima yang terakhir adalah pembentukan ikatan antara atom karbon dan hidrogen menggunakan elektron dari empat orbital hibrid sp2 yang tersisa.

Ikatan rangkap pada molekul etilen

Jenis hibridisasi ketiga dan terakhir ditunjukkan oleh contoh molekul paling sederhana yang mengandung ikatan rangkap tiga, molekul asetilena. Langkah pertama adalah eksitasi atom, sama seperti sebelumnya. Pada tahap kedua, hibridisasi satu orbital 2s dan satu 2p terjadi dengan pembentukan dua sp-hibrida orbital yang membentuk sudut 180°. Dan dua orbital 2p yang diperlukan untuk pembentukan dua ikatan tetap tidak berubah.

Pembentukan dua orbital sp-hibrida

Langkah selanjutnya adalah pembentukan ikatan antara dua atom karbon terhibridisasi sp, kemudian terbentuk dua ikatan . Satu ikatan dan dua ikatan antara dua karbon bersama-sama membentuk ikatan rangkap tiga. Akhirnya, ikatan terbentuk dengan dua atom hidrogen. Molekul asetilen memiliki struktur linier, keempat atom terletak pada garis lurus yang sama.

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

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

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

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

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

c) sudut valensi 180 °-sp-hibridisasi.

Metode 2. Cocok untuk sebagian besar molekul organik. Karena jenis ikatan (tunggal, rangkap dua, rangkap tiga) dikaitkan dengan geometri, adalah mungkin untuk menentukan jenis hibridisasinya berdasarkan sifat ikatan atom tertentu:

a) semua ikatan sederhana - sp 3 -hibridisasi;

b) satu ikatan rangkap - sp 2 -hibridisasi;

c) satu ikatan rangkap tiga - hibridisasi sp.

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

I. Pendahuluan. Fitur stereokimia atom karbon.

Stereokimia adalah bagian dari kimia yang ditujukan untuk mempelajari struktur spasial molekul dan pengaruh struktur ini pada sifat fisik dan kimia suatu zat, pada arah dan kecepatan reaksinya. Objek studi dalam stereokimia terutama zat organik. Struktur spasial senyawa organik dikaitkan terutama dengan fitur stereokimia atom karbon. Fitur-fitur ini bergantung, pada gilirannya, pada keadaan valensi (tipe hibridisasi).

Dalam kondisi sp3- hibridisasi, atom karbon terikat pada empat substituen. Jika kita membayangkan atom karbon terletak di tengah tetrahedron, maka substituen akan terletak di sudut tetrahedron. Contohnya adalah molekul metana, yang geometrinya diberikan di bawah ini:

Jika keempat substituennya sama (СH 4 , CCl 4), molekulnya adalah tetrahedron beraturan dengan sudut valensi 109 o 28". ikatan - tetrahedron menjadi tidak beraturan.

Dalam kondisi sp2- hibridisasi, atom karbon terikat pada tiga substituen, dengan keempat atom terletak pada bidang yang sama; sudut ikatan adalah 120o. Antara dua atom karbon yang berdekatan yang berada dalam keadaan sp2- hibridisasi, didirikan, seperti yang Anda tahu, tidak hanya biasa sigma -koneksi (ketika kerapatan elektron maksimum terletak tepat pada garis imajiner yang menghubungkan inti atom yang berinteraksi), tetapi juga ikatan kedua dari jenis khusus. Ini disebut pi -koneksi dibentuk oleh tumpang tindih unhybridized R- orbital.

Tumpang tindih terbesar dapat dicapai dengan pengaturan paralel orbital p: posisi inilah yang secara energetik lebih menguntungkan, pelanggarannya membutuhkan pengeluaran energi untuk memutuskan ikatan pi. Oleh karena itu, tidak ada rotasi bebas di sekitar ikatan rangkap karbon-karbon (konsekuensi penting dari kurangnya rotasi bebas di sekitar ikatan rangkap adalah adanya isomer geometri; lihat bagian II.2).

Untuk ikatan pi pada garis yang menghubungkan inti atom yang berinteraksi, kerapatan elektron adalah nol; itu maksimal "di atas" dan "di bawah" bidang di mana hubungan di antara mereka berada. Karena alasan ini, energi ikatan pi lebih kecil daripada energi ikatan sigma, dan pada sebagian besar reaksi organik untuk senyawa yang mengandung ikatan pi dan sigma, ikatan pi yang kurang kuat diputus terlebih dahulu.