Perbandingan data jumlah elektron di kulit terluar dengan jumlah ikatan kimia yang dapat dibentuk oleh atom tertentu menunjukkan bahwa prinsip pembentukan ikatan kimia, yang terungkap dalam studi molekul hidrogen, juga berlaku untuk atom lain. Ini karena ikatan bersifat listrik dan dibentuk oleh dua elektron (satu dari setiap atom). Oleh karena itu, korelasi harus diharapkan antara energi ionisasi pertama (PEI) atom (memiliki asal elektrostatik) dan energi ikatnya dalam molekul diatomik.
Data eksperimen tentang penentuan energi ikat untuk sejumlah molekul diatomik (dalam fase gas) yang terbentuk dari atom periode ke-2 dan ke-3 ditunjukkan pada Tabel 4.2 dan Gambar. 4.2.1.
Tabel 4.2
|
Molekul A 2 |
Energi ikatan (kJ/mol) |
Molekul |
Energi ikatan (kJ/mol) |
||
Beras. 4.2-1 Energi ikat dalam molekul dari unsur periode kedua dan ketiga bergantung pada PEI unsur tersebut
Data ini (lihat Tabel 4.2, Gambar 4.2-1) menunjukkan bahwa energi ikat antar atom praktis tidak bergantung pada SEI atom yang berikatan.
Mungkinkah dalam molekul diatomik (di mana terdapat lebih dari satu elektron) ikatan terbentuk menurut mekanisme yang berbeda dan ada tambahan kekuatan yang sebelumnya diabaikan oleh kita?
Sebelum melanjutkan ke identifikasi gaya-gaya ini, mari kita coba menjelaskannya kemerdekaan berdasarkan interaksi yang ada.
Mari kita mulai dengan memeriksa faktor tambahan yang menjelaskan kurangnya korelasi yang diharapkan dan kemerdekaan data eksperimen pada pengukuran PEI dari energi ikat dalam molekul diatomik.
Kami membagi tabel (4.2) menjadi empat kelompok:
grup A termasuk molekul yang terdiri dari atom identik dengan energi ikat di bawah 40 kJ/mol. Dalam fase gas, molekul-molekul ini terurai menjadi atom.
Grup B termasuk molekul diatomik yang terdiri dari atom identik, energi ikatnya berkisar antara 400 kJ/mol hingga 1000 kJ/mol. Memang, energi ikat dalam molekul-molekul ini berbeda secara signifikan dibandingkan dengan energi ikat dalam molekul hidrogen, yaitu 429 kJ/mol.
KelompokDENGAN termasuk molekul diatomik yang terdiri dari atom yang berbeda, energi ikatnya bervariasi dari 340 kJ/mol hingga 550 kJ/mol.
KelompokD termasuk molekul diatomik dengan atom identik, energi ikatnya adalah 50-350 kJ/mol.
MEJA 4.4
ENERGI KOMUNIKASIDALAM MOLEKUL
|
grup A |
grup B |
||
| molekul | energi ikat | molekul | energi ikat |
| Jadilah 2 | 30 | C2 | 602 |
| Ne 2 | 4 | N 2 | 941 |
| 7.6 | O2 | 493 | |
| Ar 2 | 7 | P2 | 477 |
| S2 | 421 | ||
|
grup C |
grup D |
||
| molekul | energi | molekul | energi |
| LiF | 572 | B2 | 274 |
| NaF | 447 | Br2 | 190 |
| LiCl | 480 | Cl2 | 239 |
| NaCl | 439 | F2 | 139 |
| Li 2 | 110 | ||
| Untuk 2 | 72 | ||
Sebelum kita memulai penjelasannya, mari kita perjelas masalah yang perlu kita bahas.
Pertama pertanyaan:
Mengapa energi ikat antara atom multielektron jauh lebih sedikit atau lebih banyak (Tabel 4.2) daripada dalam molekul hidrogen (H2)?
Untuk menjelaskan penyimpangan yang signifikan dari energi ikat dalam molekul poliatomik dari energi ikat dalam molekul hidrogen, perlu untuk memperdalam pemahaman kita tentang alasan mengapa jumlah elektron di kulit terluar terbatas.
Penempelan elektron ke atom terjadi ketika ada peningkatan energi, atau, dengan kata lain, jika mutlak nilai energi potensial sistem atom + elektron meningkat sebagai akibat dari ikatan antara elektron dan atom. Data afinitas atom terhadap elektron, ditunjukkan pada Tabel 4.3, memberi kita nilai numerik dari perolehan energi ketika sebuah elektron terikat pada atom.
Meja 4.3
|
Afinitas |
|
Afinitas |
Ketika sebuah elektron melekat pada atom, energi total tarikan elektron ke inti meningkat karena peningkatan jumlah elektron yang tertarik ke inti. Di sisi lain, energi tolakan antarelektron meningkat karena peningkatan jumlah elektron. Artinya, perlekatan elektron ke atom terjadi jika, sebagai akibat dari hubungan ini, perolehan energi tarik-menarik lebih besar daripada hilangnya energi akibat peningkatan energi tolakan.
Menghitung perubahan energi ketika elektron ditambahkan ke atom hidrogen memberikan keuntungan energi sebesar 3,4 eV. Artinya, atom hidrogen harus memiliki afinitas elektron positif. Inilah yang diamati dalam percobaan.
Perhitungan serupa dari perubahan energi potensial ketika sebuah elektron terikat pada sebuah atom helium menunjukkan bahwa penambahan elektron tidak menyebabkan peningkatan energi potensial, tetapi penurunannya. Memang, afinitas atom helium, menurut percobaan, kurang dari nol.
Oleh karena itu, kemungkinan melekat atau tidak melekatnya elektron pada atom ditentukan oleh perbedaan perubahan nilai absolut energi potensial tarikan semua elektron ke inti dan saling tolak antarelektronik. Jika perbedaan ini lebih besar dari nol, maka elektron akan bergabung, dan jika lebih kecil dari nol, maka tidak ada.
Data afinitas atom untuk elektron yang diberikan pada Tabel 4.3 menunjukkan bahwa untuk atom periode 1, 2 dan 3, selain menjadi,mg,Tidak,Ar peningkatan energi tarik-menarik selama perlekatan elektron ke inti lebih besar daripada peningkatan energi tolakan.
Dalam kasus atom menjadi,mg,Tidak,Di, peningkatan energi tarik-menarik selama perlekatan elektron ke inti lebih rendah daripada peningkatan energi tolakan antarelektron. Konfirmasi independen dari kesimpulan ini adalah informasi tentang PEI untuk atom periode ke-2 dan ke-3 yang diberikan pada Tabel 4.2 (grup A).
Ketika ikatan kimia terbentuk, jumlah elektron di kulit elektron terluar atom bertambah satu elektron, dan menurut perhitungan model molekul hidrogen H 2, muatan efektif atom yang terikat berubah. Muatan efektif inti yang terikat berubah karena tarikan inti bermuatan, dan karena peningkatan jumlah elektron di kulit terluar atom yang terikat.
Dalam molekul hidrogen, pendekatan inti menyebabkan peningkatan gaya tarik elektron yang mengikat ke inti sebesar 50%, yang sama dengan peningkatan muatan efektif inti yang terikat sebesar 0,5 unit proton (lihat Bab 3) .
Dalam hal perolehan energi, pembentukan ikatan adalah sesuatu seperti proses perantara antara perlekatan elektron ke atom netral (afinitas elektron terukur) dan perlekatan elektron ke atom yang muatan nuklirnya meningkat sebesar 1 unit.
Menurut Tabel 4.3, ketika beralih dari litium (PEI - 519 kJ/mol) ke berilium (PEI - 900 kJ/mol), PEI meningkat sebesar 400 kJ/mol, dan ketika beralih dari berilium ke boron (PEI - 799 kJ/mol ) perolehan energi berkurang menjadi 100 kJ/mol.
Ingatlah bahwa kulit elektron terluar boron memiliki 3 elektron, dan kulit terluar berilium memiliki 2 elektron. Yaitu, ketika sebuah elektron bergabung dengan berilium dengan peningkatan muatan nuklir secara simultan oleh satu unit proton, elektron yang terikat memasuki kulit terluar berilium, sedangkan perolehan energi akan menjadi 100 kJ/mol lebih kecil daripada ketika sebuah elektron memasuki kulit terluar. lithium (selama transisi dari lithium ke berilium).
Sekarang, penurunan tajam dalam energi ikat atom dengan afinitas atom-ke-elektron negatif, yang ditunjukkan pada Tabel 4.3, cukup dapat dimengerti. Namun, meskipun Tidak,menjadi,mg,Ar tidak melampirkan elektron, mereka membuat molekul, karena muatan inti efektif meningkat. Energi ikat dalam molekul-molekul ini (grup A) jauh lebih rendah daripada di molekul lain.
Sekarang mari kita jawab Kedua pertanyaan: Mengapa energi ikat pada molekul diatomik golongan B ditunjukkan pada Tabel 4.2. 1,5-2 kali lebih besar dari energi ikat dalam molekul hidrogen?
Di kulit terluar atom karbon (C) nitrogen (N) dan oksigen (Hai) adalah, masing-masing, 4, 5 dan 6 elektron. Jumlah ikatan yang terbentuk oleh atom-atom ini dibatasi oleh jumlah elektron ekstra yang dapat memasuki kulit terluar saat ikatan terbentuk. Jadi atom karbon (C) nitrogen (N) dan oksigen (HAI) masing-masing dapat membentuk 4, 3 dan 2 ikatan kimia. Oleh karena itu, antara dua atom yang ditunjukkan pada Tabel 4.4, tidak hanya satu, tetapi beberapa ikatan kimia dapat terbentuk, yang menyiratkan perolehan energi yang jauh lebih besar, dibandingkan dengan pembentukan 1 ikatan dalam molekul diatomik, di mana atom yang terikat memiliki 1 elektron. di kulit terluar
Jika atom dihubungkan oleh satu ikatan kimia, maka ikatan semacam itu disebut ikatan tunggal. ikatan kimia atau ikatan kimia biasa. Ketika atom dihubungkan oleh beberapa ikatan kimia (ganda atau rangkap tiga), ikatan seperti itu disebut beberapa ikatan. Ikatan rangkap, misalnya, dalam molekul nitrogen (N 2) dan oksigen (O2) dijelaskan oleh rumus struktural: N ≡ N Dan O=O.
Sekarang perhatikan grupnya DENGAN: Mengapa energi ikat di beberapa molekul diatomik yang terdiri dari atom yang berbeda jauh lebih besar daripada di molekul lain yang tersusun dari atom yang sama?
Mari kita bongkar molekulnya NaCl. Atom natrium dan klorin sangat berbeda dalam afinitas elektron. Kami menyajikan pembentukan ikatan sebagai proses dua tahap. Pada tahap pertama, perolehan energi diperoleh karena afinitas atom terhadap elektron. Artinya, dari sudut pandang ini, perolehan energi selama pembentukan molekul Cl2, harus lebih besar daripada saat membentuk molekul NaCl oleh perbedaan afinitas elektronnya.
Saat menghitung molekul hidrogen (Bab 3), energi ikat (energi yang dibutuhkan untuk memisahkan molekul menjadi atom) adalah jumlah dari dua komponen:
perbedaan antara energi elektronik molekul hidrogen dan dua atom hidrogen;
energi tambahan yang dihabiskan untuk memanaskan molekul yang tidak terpisahkan.
Menghitung komponen pertama, kami menghitung energi molekul, yang sama dengan perbedaan antara energi tarikan inti atom hidrogen ke pasangan elektron yang mengikat dan jumlah energi tolak dari gaya interelektronik dan internuklear.
Untuk memperkirakan energi tarikan inti ke pasangan elektron yang mengikat, serta untuk memperkirakan energi tolakan antarelektron, pertama-tama kita harus mengetahui nilai muatan efektif inti yang terikat.
Potensi ionisasi dan energi ikat dalam molekul diatomik
di mana satu mol ikatan tertentu putus. Diasumsikan bahwa zat awal dan produk reaksi berada dalam keadaan standar hipotetik gas ideal pada tekanan 1 atm dan suhu 25 0 C. Sinonim untuk energi pemutusan ikatan kimia adalah: energi ikatan, energi disosiasi molekul diatomik, energi pembentukan ikatan kimia.
Energi pemutusan ikatan kimia dapat didefinisikan dengan berbagai cara, misalnya
Dari data spektroskopi massa (spektrometri massa).
Energi pemutusan ikatan kimia dalam berbagai senyawa tercermin dalam buku referensi.
Energi pemutusan ikatan kimia mencirikan kekuatan ikatan kimia.
| Menggabungkan | Menggabungkan | Energi pemutusan ikatan, kkal/mol | |
|---|---|---|---|
| H-H | 104,2 | CH3-H | 104 |
| HO-H | 119 | CH3CH2-H | 98 |
| CH 3 OH | 102 | (CH 3) 2 CH-H | 94,5 |
| C 6 H 5 OH | 85 | (CH 3) 3 C-H | 91 |
| F-H | 135,8 | C 6 H 5 -H | 103 |
| Cl-H | 103,0 | CH 2 \u003d CH-H | 103 |
| Br-H | 87,5 | HC≡C-H | 125 |
| AKU H | 71,3 | H2N-H | 103 |
Energi pemutusan ikatan C-C.
Lihat juga
Catatan
Yayasan Wikimedia. 2010 .
Lihat apa itu "Energi Pemecah Ikatan Kimia" di kamus lain:
Itu sama dengan pekerjaan yang harus dikeluarkan untuk membagi molekul menjadi dua bagian (atom, kelompok atom) dan melepaskannya satu sama lain pada jarak yang tak terbatas. Misalnya, jika E.x dipertimbangkan. Dengan. H3CH H dalam molekul metana, maka seperti ... ... Ensiklopedia Soviet yang Hebat
Reaksi eksoterm adalah reaksi kimia yang disertai pelepasan kalor. Kebalikan dari reaksi endoterm. Jumlah total energi dalam sistem kimia sangat sulit diukur atau dihitung... Wikipedia
Gambar 1 Ikatan rangkap tiga dalam kerangka teori ikatan valensi Ikatan rangkap tiga adalah ikatan kovalen dua atom dalam suatu molekul melalui ikatan tiga pasangan elektron yang sama. Gambar pertama dari struktur visual ikatan rangkap tiga diberikan di ... Wikipedia
Ciri khas alkohol adalah gugus hidroksil pada atom karbon jenuh pada gambar yang disorot dengan warna merah (oksigen) dan abu-abu (hidrogen). Alkohol (dari bahasa Latin ... Wikipedia
C (carboneum), unsur kimia non-logam dari subkelompok IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) dari Tabel Periodik Unsur. Itu terjadi di alam dalam bentuk kristal berlian (Gbr. 1), grafit atau fullerene dan bentuk lainnya dan merupakan bagian dari ... ... Ensiklopedia Collier
Dalam kebanyakan kasus, ketika ikatan terbentuk, elektron dari atom yang terikat digunakan bersama. Jenis ikatan kimia ini disebut ikatan kovalen (awalan "co-" dalam bahasa Latin berarti kompatibilitas, "valensi" - memiliki kekuatan). Elektron pengikat sebagian besar terletak di ruang antara atom yang berikatan. Karena tarikan inti atom ke elektron ini, ikatan kimia terbentuk. Dengan demikian, ikatan kovalen adalah ikatan kimia yang terjadi karena peningkatan kerapatan elektron di wilayah antara atom yang berikatan secara kimia.
Teori pertama dari ikatan kovalen milik ahli kimia fisik Amerika G.-N. Lewis. Pada tahun 1916, ia menyarankan bahwa ikatan antara dua atom dilakukan oleh sepasang elektron, dengan kulit delapan elektron biasanya terbentuk di sekitar setiap atom (aturan oktet).
Salah satu sifat penting dari ikatan kovalen adalah saturasinya. Dengan jumlah elektron terluar yang terbatas di daerah antara inti, pasangan elektron dalam jumlah terbatas terbentuk di dekat setiap atom (dan, akibatnya, jumlah ikatan kimia). Angka inilah yang terkait erat dengan konsep valensi atom dalam molekul (valensi adalah jumlah total ikatan kovalen yang dibentuk oleh atom). Sifat penting lain dari ikatan kovalen adalah orientasinya dalam ruang. Ini dimanifestasikan dalam struktur geometris partikel kimia yang kira-kira sama dengan komposisi yang serupa. Fitur dari ikatan kovalen juga polarisasinya.
Untuk menggambarkan ikatan kovalen, dua metode terutama digunakan, berdasarkan perkiraan yang berbeda dalam menyelesaikan persamaan Schrödinger: metode orbital molekul dan metode ikatan valensi. Saat ini, metode orbital molekul digunakan hampir secara eksklusif dalam kimia teoretis. Namun, metode ikatan valensi, meskipun perhitungannya sangat rumit, memberikan gambaran yang lebih visual tentang pembentukan dan struktur partikel kimia.
Parameter ikatan kovalen
Himpunan atom yang membentuk partikel kimia berbeda secara signifikan dari himpunan atom bebas. Pembentukan ikatan kimia mengarah, khususnya, pada perubahan jari-jari atom dan energinya. Ada juga redistribusi kerapatan elektron: kemungkinan menemukan elektron di ruang antara atom yang terikat meningkat.
Panjang ikatan kimia
Ketika ikatan kimia terbentuk, atom selalu saling berdekatan - jarak antara mereka kurang dari jumlah jari-jari atom yang terisolasi:
R(A−B) r(A) + R(B)
Jari-jari atom hidrogen adalah 53 pm, jari-jari atom fluor adalah 71 pm, dan jarak antara inti atom dalam molekul HF adalah 92 pm:
Jarak internuklear antara atom-atom yang berikatan secara kimia disebut panjang ikatan kimia.
Dalam banyak kasus, panjang ikatan antar atom dalam molekul suatu zat dapat diprediksi dengan mengetahui jarak antara atom-atom tersebut dalam bahan kimia lain. Panjang ikatan antara atom karbon dalam berlian adalah 154 pm, antara atom halogen dalam molekul klorin - 199 pm. Setengah jumlah jarak antara atom karbon dan klor yang dihitung dari data ini adalah 177 pm, yang bertepatan dengan panjang ikatan yang diukur secara eksperimental dalam molekul CCl 4. Pada saat yang sama, ini tidak selalu terjadi. Misalnya, jarak antara atom hidrogen dan bromin dalam molekul diatomik adalah masing-masing 74 dan 228 pm. Rata-rata aritmatika dari angka-angka ini adalah 151 pm, tetapi jarak sebenarnya antara atom dalam molekul hidrogen bromida adalah 141 pm, yang terasa lebih kecil.
Jarak antar atom berkurang secara signifikan dengan pembentukan ikatan rangkap. Semakin tinggi multiplisitas ikatan, semakin pendek jarak antar atom.
Panjang beberapa ikatan sederhana dan banyak
Sudut valensi
Arah ikatan kovalen dicirikan oleh sudut valensi - sudut antara garis yang menghubungkan atom yang terikat. Rumus grafik partikel kimia tidak membawa informasi tentang sudut ikatan. Sebagai contoh, pada ion SO 4 2− sulfat, sudut ikatan antara ikatan sulfur-oksigen adalah 109,5 o , dan pada ion tetrakloropaladat 2− 90 o . Kombinasi panjang ikatan dan sudut ikatan dalam partikel kimia menentukan struktur spasialnya. Untuk menentukan sudut ikatan, metode eksperimen digunakan untuk mempelajari struktur senyawa kimia. Sudut valensi dapat diperkirakan secara teoritis berdasarkan struktur elektronik partikel kimia.Energi Ikatan Kovalen
Senyawa kimia terbentuk dari atom individu hanya jika menguntungkan secara energik. Jika gaya tarik menang atas gaya tolak, energi potensial dari atom yang berinteraksi berkurang, jika tidak bertambah. Pada jarak tertentu (sama dengan panjang ikatan R 0) energi ini minimal.
Jadi, ketika ikatan kimia terbentuk, energi dilepaskan, dan ketika putus, energi diserap. Energi e 0 , diperlukan untuk memisahkan atom-atom dan melepaskannya satu sama lain pada jarak di mana mereka tidak berinteraksi, disebut energi ikat. Untuk molekul diatomik, energi ikat didefinisikan sebagai energi disosiasi molekul menjadi atom. Itu dapat diukur secara eksperimental.
Dalam molekul hidrogen, energi ikat secara numerik sama dengan energi yang dilepaskan selama pembentukan molekul H 2 dari atom H:
H + H \u003d H 2 + 432 kJ
Energi yang sama harus dikeluarkan untuk memutuskan ikatan H-H:
H 2 \u003d H + H - 432 kJ
Untuk molekul poliatomik, nilai ini bersyarat dan sesuai dengan energi dari proses di mana ikatan kimia tertentu menghilang, sementara yang lainnya tetap tidak berubah. Jika ada beberapa ikatan identik (misalnya, untuk molekul air yang mengandung dua ikatan oksigen-hidrogen), energinya dapat dihitung menggunakan hukum Hess. Nilai energi penguraian air menjadi zat sederhana, serta energi disosiasi hidrogen dan oksigen menjadi atom diketahui:
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2; 484 kJ/mol
H 2 \u003d 2H; 432 kJ/mol
O2 \u003d 2O; 494 kJ/mol
Mengingat bahwa dua molekul air mengandung 4 ikatan, energi ikatan oksigen-hidrogen adalah:
e(О−Н) \u003d (2.432 + 494 + 484) / 4 \u003d 460,5 kJ / mol
Dalam molekul komposisi AB N detasemen berturut-turut atom B disertai dengan pengeluaran energi tertentu (tidak selalu identik). Misalnya, nilai energi (kJ/mol) dari eliminasi berturut-turut atom hidrogen dari molekul metana berbeda secara signifikan:
| 427 | 368 | 519 | 335 | |||||
| CH 4 | → | CH 3 | → | CH 2 | → | CH | → | DENGAN |
Dalam hal ini, energi ikatan A–B didefinisikan sebagai nilai rata-rata energi yang dikeluarkan pada semua tahap:
CH 4 \u003d C + 4H; 1649 kJ/mol
e(С−Н) = 1649 / 4 = 412 kJ/mol
Semakin tinggi energi suatu ikatan kimia, semakin kuat ikatan tersebut.. Ikatan dianggap kuat atau kuat jika energinya melebihi 500 kJ/mol (misalnya, 942 kJ/mol untuk N 2), lemah - jika energinya kurang dari 100 kJ/mol (misalnya, 69 kJ/mol untuk NO 2). Jika selama interaksi atom energi kurang dari 15 kJ/mol dilepaskan, maka dianggap bahwa ikatan kimia tidak terbentuk, tetapi interaksi antarmolekul diamati (misalnya, 2 kJ/mol untuk Xe 2). Kekuatan ikatan biasanya berkurang dengan bertambahnya panjang ikatan.Ikatan tunggal selalu lebih lemah dari ikatan ganda - ganda dan tiga - antara atom yang sama.
Energi dari beberapa ikatan sederhana dan ganda
Polaritas ikatan kovalen
Polaritas ikatan kimia tergantung pada perbedaan keelektronegatifan atom ikatan.
Keelektronegatifan adalah nilai bersyarat yang mencirikan kemampuan atom dalam molekul untuk menarik elektron. Jika, dalam molekul diatomik A–B, elektron ikatan tertarik ke atom B lebih kuat daripada ke atom A, maka atom B dianggap lebih elektronegatif.
Skala keelektronegatifan digunakan oleh L. Pauling untuk karakteristik kuantitatif dari kemampuan atom untuk mempolarisasi ikatan kovalen. Untuk deskripsi kuantitatif elektronegativitas, selain data termokimia, data geometri molekul (metode Sanderson) atau karakteristik spektral (metode Gordy) juga digunakan. Skala Allred dan Rochov juga banyak digunakan, di mana muatan inti efektif dan jari-jari kovalen atom digunakan dalam perhitungan. Metode yang dikemukakan oleh ahli kimia fisika Amerika R. Mulliken (1896-1986) memiliki arti fisika yang paling jelas. Dia mendefinisikan keelektronegatifan atom sebagai setengah dari jumlah afinitas elektron dan potensi ionisasinya. Nilai keelektronegatifan berdasarkan metode Mulliken dan diperluas ke berbagai objek disebut absolut.
Fluor memiliki nilai elektronegativitas tertinggi. Unsur yang paling elektronegatif adalah cesium. Semakin tinggi perbedaan antara keelektronegatifan dua atom, semakin polar ikatan kimia di antara mereka.
Bergantung pada bagaimana redistribusi kerapatan elektron terjadi selama pembentukan ikatan kimia, beberapa jenisnya dibedakan. Kasus terbatas dari polarisasi ikatan kimia adalah transisi lengkap elektron dari satu atom ke atom lainnya. Dalam hal ini, dua ion terbentuk, di antaranya terjadi ikatan ionik. Agar dua atom dapat membentuk ikatan ionik, keelektronegatifannya harus sangat berbeda. Jika keelektronegatifan atom sama (ketika molekul terbentuk dari atom yang identik), ikatan itu disebut kovalen non polar. Paling sering ditemukan kovalen polar ikatan - terbentuk antara atom mana pun yang memiliki nilai keelektronegatifan berbeda.
Mengukur polaritas("ionik") ikatan dapat berfungsi sebagai muatan efektif atom. Muatan efektif atom mencirikan perbedaan antara jumlah elektron yang dimiliki atom tertentu dalam senyawa kimia dan jumlah elektron dalam atom bebas. Sebuah atom dari unsur yang lebih elektronegatif menarik elektron lebih kuat. Oleh karena itu, elektron lebih dekat dengannya, dan dia menerima semacam muatan negatif, yang disebut efektif, dan pasangannya memiliki muatan positif yang sama. Jika elektron yang membentuk ikatan antar atom dimiliki secara setara, muatan efektifnya adalah nol. Dalam senyawa ionik, muatan efektif harus bertepatan dengan muatan ion. Dan untuk semua partikel lainnya, mereka memiliki nilai tengah.
Metode terbaik untuk memperkirakan muatan atom dalam molekul adalah dengan menyelesaikan persamaan gelombang. Namun, ini hanya mungkin dengan adanya sejumlah kecil atom. Secara kualitatif, distribusi muatan dapat diperkirakan dengan menggunakan skala keelektronegatifan. Berbagai metode eksperimental juga digunakan. Untuk molekul diatomik, polaritas ikatan dapat ditentukan dan muatan efektif atom dapat ditentukan berdasarkan pengukuran momen dipol:
μ = Q R,
Di mana Q adalah muatan kutub dipol, yang sama dengan muatan efektif untuk molekul diatomik, R− jarak antar inti.
Momen dipol ikatan merupakan besaran vektor. Ini diarahkan dari bagian molekul yang bermuatan positif ke bagian negatifnya. Berdasarkan pengukuran momen dipol, diketahui bahwa pada molekul HCl, atom hidrogen bermuatan positif sebesar +0,2 fraksi muatan elektron, dan atom klor bermuatan negatif sebesar −0,2. Oleh karena itu, ikatan H–Cl bersifat ionik sebesar 20%. Dan ikatan Na–Cl adalah 90% ionik.
Ikatan kimia dan struktur molekul
Ketika sifat-sifat zat dipelajari, menjadi perlu untuk menjelaskan dan menggambarkannya. Pertama-tama, fakta pembentukan molekul dan unit struktural (CE) dari atom memerlukan penjelasan, yaitu. sifat dan besarnya energi tarikan atom dalam zat - energi ikatan kimia.
Properti khusus dari ikatan kimia juga ditetapkan, yaitu
kawanan dapat didefinisikan sebagai kejenuhan: atom dalam molekul atau CE memiliki tertentu valensi dan mungkin memiliki sejumlah kecil valensi. Untuk sifat-sifat molekul dan SE, penting tidak hanya jumlah atom tertentu di dalamnya, tetapi juga urutan susunannya (teori struktural
SAYA. Butlerov), jarak antara atom dan geometri molekul dan SE ( stereokimia- Van't Hoff dan Le Bel).
Akhirnya, zat memiliki sifat optik (warna, spektrum), listrik (momen dipol, muatan pada atom) dan magnet tertentu, yang harus dijelaskan berdasarkan strukturnya.
Gagasan tentang sifat gaya tarik-menarik antar atom mengikuti penemuan besar dalam fisika: penemuan hukum gravitasi universal - teori interaksi gravitasi atom (Bergman dan Berthollet); penemuan fenomena listrik - teori elektrokimia (Berzelius); penemuan elektron mengarah pada pengembangan apa yang disebut teori elektronik ikatan kimia (Morozov, Kossel, Lewis, Pisarzhevsky, Mikhailenko, Heitler dan London, Mulliken dan Hund, dan lain-lain).
Teori modern tentang struktur ikatan kimia didasarkan pada konsep mekanika kuantum tentang gerak elektron dalam atom, molekul, dan zat CE lainnya; itu membuktikan bahwa daya tarik antar atom dapat direpresentasikan sebagai interaksi elektrostatik awan elektron dan inti bermuatan positif.
Karakteristik utama dari ikatan kimia
Ikatan kimia adalah penurunan energi atom selama pembentukan molekul atau CE. Energi Ikatan kimia dapat didefinisikan sebagai energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan itu. Untuk molekul diatomik, itu sama dengan energi (entalpi) disosiasi, misalnya:
H 2 \u003d 2H, ΔH 0 \u003d En-n \u003d 432 kJ.
Dalam kasus molekul poliatomik, energi ikat bergantung pada keadaan reaktan dan produk. Itu sebabnya energi pemutusan ikatan identik yang berurutan tidak sama satu sama lain, Misalnya, dalam molekul metana:
CH 4 ® CH 3 + H, E 1 \u003d 427 kJ / mol;
CH 3 ® CH 2 + H, E 2 \u003d 368 kJ / mol;
CH 2 ® CH + H, E 3 \u003d 519 kJ / mol;
CH ® C + H, E 14 \u003d 335 kJ / mol;
CH 4 ® C + 4H, 4Es-n \u003d 1649 kJ / mol.
Namun, jumlah mereka sama dengan energi pemutusan semua ikatan secara bersamaan. Energi rata-rata keempat ikatan ini, Ec-n = 1649/4 » 412 kJ, sangat berbeda dari keempat ikatan tersebut. Di sisi lain, ada pola perkiraan: ikatan kimia antara atom yang sama dalam molekul yang berbeda kira-kira sama, jika atom berada dalam keadaan valensi yang sama. Keadaan valensi suatu atom dipahami sebagai jumlah dan jenis (lihat di bawah) ikatan kimia yang dibentuk olehnya dalam senyawa yang ditinjau. Itulah mengapa energi pemutusan ikatan berturut-turut dalam metana berbeda.
Tabel 4.1 menunjukkan nilai rata-rata energi ikatan kimia, yang kira-kira sama untuk berbagai senyawa.
Keteraturan lain juga dapat dicatat. Misalnya, energi ikatan kimia antara dua atom yang sama dapat berbeda sekitar 2 dan 3 kali. Hal ini menyebabkan pengenalan konsep ikatan tunggal (tunggal), rangkap dua, dan rangkap tiga (E c-c "350, E c=c" 600, E cºc "820 kJ/mol). Fitur ini disebut multiplisitas komunikasi.
Juga ditunjukkan bahwa dalam rangkaian senyawa dengan jenis yang sama, energi ikat berubah secara teratur: E n-F > E H-Cl > E n-Br > E n-I.
Namun, di seri lain, energi ikat berubah secara tidak teratur:
E F-F< E Cl-Cl >E Br-Br > E I-I, yang membutuhkan penjelasan dari sudut pandang struktur molekul.
Panjang tautan. Berbeda dengan ukuran atom, itu dapat ditentukan dengan tepat: itu sama dengan jarak antara pusat atom tetangga dalam molekul. Panjang ikatan memiliki urutan besarnya yang sama (> 100 pm) dengan diameter atom - ini adalah kesimpulan yang sepele, karena jari-jari atom bersyarat (efektif) ditemukan dengan membagi jarak antar inti menjadi dua bagian. Artinya, panjang ikatan kira-kira dapat ditentukan dengan menambahkan jari-jari atom atau ion yang sesuai:
d A-B » r A + r B » (d A-A + d B-B) /2
Panjang ikatan tergantung pada keadaan valensi atom, yaitu, pada multiplisitas ikatan: d c-c » 154 pm, d c=c » 134 pm dan
d сºс » 120 malam.
Perbandingan panjang ikatan dengan energinya menunjukkan bahwa ada hubungan terbalik antara keduanya: semakin panjang, semakin rendah energi ikatnya(Tabel 4.1). Ada juga perubahan teratur dalam panjang ikatan sejenis tergantung pada posisi unsur-unsur dalam sistem Periodik, yang disebabkan oleh perubahan serupa dalam ukuran atom dan ion.
Tabel 4.1
Energi rata-rata (E St) dan panjang (d St) beberapa ikatan kimia
Sudut valensi- sudut antara ikatan yang dibentuk oleh satu atom dalam molekul atau CE. Mereka bergantung pada sifat atom (struktur elektroniknya) dan sifat ikatan kimia (kovalen, ionik, hidrogen, logam, biasa, banyak). Sudut ikatan saat ini ditentukan dengan sangat akurat dengan metode yang sama seperti panjang ikatan. Sebagai contoh, telah ditunjukkan bahwa molekul AB 2 dapat berupa linier (CO 2) atau sudut (H 2 O), AB 3 - segitiga (BF 3) dan piramidal (NH 3), AB 4 - tetrahedral (CH 4), atau bujur sangkar (PtCl 4) -, atau piramidal (SbCl 4) -, AB 5 - trigonal-bipiramidal (PCl 5), atau tetragonal-piramida (BrF 5), AB 6 - oktahedral (AlF 6) 3 - dll.
Sudut ikatan secara alami berubah dengan bertambahnya nomor seri pada Tabel Periodik. Misalnya, sudut H-E-H untuk H 2 O, H 2 S, H 2 Se berkurang (masing-masing 104,5; 92 dan 90 0).
Energi, panjang, dan sudut ikatan membawa informasi penting tentang sifat ikatan kimia. Hubungan antara struktur elektronik molekul dan karakteristik ini dipertimbangkan di bawah ini.
Spektrum molekul. Yang sangat penting untuk menentukan ukuran, geometri, dan struktur elektronik molekul dan zat terkondensasi adalah spektrumnya. Mereka biasanya mewakili ketergantungan intensitas (I) penyerapan atau emisi energi oleh suatu zat (dalam bentuk foton, elektron atau ion) pada energi tindakan eksternal pada zat tersebut. Di mana SAYA biasanya diukur dengan jumlah kuanta per satuan waktu per satuan permukaan atau volume, dan skala energi - dalam satuan energi, frekuensi atau panjang gelombang.
Dalam sains, saat ini ada sejumlah besar metode spektral untuk mempelajari zat yang sangat berbeda dalam jenis paparannya (gelombang radio, inframerah, cahaya tampak atau ultraviolet, sinar-X dan sinar-g, sinar partikel elementer - elektron, positron, proton, neutron ..... ), jenis fenomena terekam yang terkait dengan unsur-unsur struktur materi.
Metode spektroskopi elektron dalam daerah ultraviolet dan tampak dari spektrum mendaftar dan mempelajari transisi elektron valensi dari satu keadaan elektronik ke keadaan elektronik lainnya (ini sesuai dengan transisi antara orbital atom valensi). Transisi sesuai dengan garis E 1, E 2 dan E 3 yang ditunjukkan pada Gambar 3.1.
Metode spektroskopi getaran inframerah mempelajari getaran atom dalam molekul dan zat terkondensasi. Penelitian telah menunjukkan bahwa getaran ini, seperti transisi elektronik, terkuantisasi. Energi transisi untuk satu ikatan berubah secara teratur (DEkol. pada Gambar 3.1).
Pengukuran dan studi transisi ini, serta spektrum rotasi molekul, memungkinkan untuk menentukan energi ikatan, ukuran dan bentuk molekul.
Sifat magnetik. Seperti diketahui dari mata kuliah fisika, semua zat berinteraksi dengan medan magnet. Ada dua jenis utama interaksi materi dengan medan magnet.
1. Paramagnetik interaksi - atom dan molekul suatu zat memiliki elektron yang tidak berpasangan, zat tersebut dimagnetisasi dalam medan magnet dan ditarik di antara kutub magnet.
2. Diamagnetik interaksi - dalam atom dan molekul suatu zat, semua elektron dipasangkan, momen magnetik dikompensasi, zat tersebut tidak termagnetisasi, tetapi mengalami sedikit tolakan dari ruang interpolar.
Dalam kasus pertama, garis-garis medan magnet menebal, dan dalam kasus kedua, garis-garis tersebut dijernihkan di bawah pengaruh zat. Zat paramagnetik mencakup semua atom (Li, B, N, F, dll.), Serta molekul (NO, NO 2 , CO + , N 2 + , 3+) dengan jumlah elektron ganjil. Beberapa molekul dan zat yang memiliki jumlah elektron genap juga bersifat paramagnetik (O 2 , F 2 2+ , 2+, dll.) Jelas, fakta ini terkait dengan struktur elektronik dari zat yang sesuai.
Jenis interaksi lainnya - feromagnetik dan antiferomagnetik - adalah hasil interaksi magnet elementer (elektron tidak berpasangan) dari atom dan molekul tetangga dalam suatu zat dan tidak akan dibahas dalam kursus ini.
Energi ikatan adalah energi yang dilepaskan selama pembentukan molekul dari atom tunggal. Energi ikat adalah energi yang diserap ketika dua atom dipisahkan oleh jarak tak terhingga satu sama lain. Dan entalpi pembentukan adalah panas yang dilepaskan ketika suatu zat diperoleh dari zat sederhana, yaitu, berbicara dalam bahasa energi ikatan, pertama atom zat sederhana tersebar dalam jarak yang sangat jauh (dengan penyerapan energi ), kemudian bergabung membentuk zat yang diinginkan (energi dilepaskan ). Perbedaannya adalah entalpi pembentukan.
Energi ikat berbeda dari ΔH arr. Panas pembentukan adalah energi yang dilepaskan atau diserap selama pembentukan molekul dari zat sederhana. Jadi:
N 2 + O 2 → 2NO + 677,8 kJ / mol - ∆H arr.
N + O → NO - 89,96 kJ / mol - E St.
Untuk molekul diatomik, energi ikatan sama dengan energi disosiasi diambil dengan tanda yang berlawanan: misalnya, dalam molekul F 2, energi ikatan antara atom F-F adalah - 150,6 kJ / mol.
Untuk molekul poliatomik dengan satu jenis ikatan, misalnya untuk molekul AB n, energi ikat rata-ratanya adalah 1/n bagian dari energi total pembentukan senyawa dari atom. Jadi, energi pembentukan CH 4 \u003d -1661,1 kJ / mol. Karena ada empat ikatan dalam molekul CH 4, energi satu ikatan C-H adalah 415,3 kJ / mol. Sebuah studi tentang kumpulan besar data yang diketahui saat ini tentang energi ikat menunjukkan bahwa energi ikat antara pasangan atom tertentu seringkali berubah menjadi nilai konstan, asalkan molekul lainnya sedikit berubah. Jadi, dalam hidrokarbon jenuh E st (C - H) = 415,3 kJ / mol, E st (C - C) = 331,8 kJ / mol.
Energi ikatan dalam molekul yang terdiri dari atom-atom yang identik berkurang secara berkelompok dari atas ke bawah, seiring berjalannya waktu, energi ikatan meningkat. Dalam arah yang sama, afinitas elektron juga meningkat.
Di paragraf terakhir, kami memberikan contoh penghitungan efek termal dari suatu reaksi:
C (tv) + 2 H 2 (g) \u003d CH 4 (g) + 76 kJ / mol.
Dalam hal ini, 76 kJ bukan hanya efek termal dari reaksi kimia ini, tetapi juga panas pembentukan metana dari unsur-unsur .
ENTHALPY adalah efek termal dari suatu reaksi, diukur (atau dihitung) untuk kasus ketika reaksi berlangsung di bejana terbuka (yaitu pada tekanan konstan). Disebut sebagai ∆H.
Ketika volume yang ditempati oleh produk reaksi berbeda dari volume yang ditempati oleh reaktan, sistem kimia dapat melakukan kerja tambahan PΔV (di mana P adalah tekanan dan ΔV adalah perubahan volume). Oleh karena itu, ΔН dan ΔЕ saling berhubungan dengan relasi:
ΔH = ΔE + PΔV
Jadi, jika reaksi tidak dilakukan dalam "bom", maka ENTHALPY dan EFEK PANAS saling bertepatan. Enthalpy juga disebut "kandungan panas". Jika kita melakukan reaksi untuk memperoleh air dalam bejana terbuka, maka 286 kJ / mol adalah "panas" ΔH yang terkandung dalam hidrogen dan oksigen untuk kasus ketika kita menerima air darinya. Karena zat awal (hidrogen dan oksigen) dalam percobaan kami dalam kondisi standar (25 ° C dan tekanan 1 atm), dan kami juga membawa produk reaksi (air) ke kondisi standar, kami berhak mengatakan bahwa 286 kJ / mol adalah PANAS STANDAR PEMBENTUKAN AIR atau yang sama - ENTALIP PEMBENTUKAN AIR STANDAR. Jika kita mendapatkan dari unsur yang sama bukan air, tetapi hidrogen peroksida H 2 O 2, maka "kandungan panas" dari sistem kimia tersebut akan berbeda (187,6 kJ / mol). Selama reaksi dengan pembentukan 1 mol air atau 1 mol H 2 O 2, sejumlah energi yang berbeda dilepaskan, yang diharapkan. Berikut ini, kita akan lebih sering mengacu pada kalor pembentukan zat standar sebagai entalpi pembentukan standar ΔН. Untuk menekankan validitas nilai ini hanya untuk standar kondisi, dalam tabel ditunjuk sebagai berikut: ΔН sekitar 298
"Nol" kecil di sebelah ΔH secara tradisional melambangkan keadaan standar tertentu, dan angka 298 mengingatkan bahwa nilai diberikan untuk zat pada 25 ° C (atau 298 K). Entalpi standar tidak perlu harus menjadi entalpi pembentukan zat dari elemen. Anda bisa mendapatkan nilai entalpi standar ΔH sekitar 298 untuk setiap reaksi kimia. Tetapi dalam kasus kami, dengan produksi air dari hidrogen dan oksigen, kami mendapatkan entalpi pembentukan air standar yang tepat. Ditulis sebagai berikut: H 2 + 0,5 O 2 \u003d H 2 O (ΔH o 298 \u003d -286 kJ / mol)
Dari mana asal tanda minus di depan efek termal? Di sini penulis sambil menghela nafas harus memberi tahu pembaca tentang satu lagi fitur representasi panas (dan entalpi) dalam termodinamika. Itu diterima di sini hilang mewakili energi oleh sistem apa pun dengan tanda minus. Pertimbangkan, misalnya, sistem molekul metana dan oksigen yang sudah dikenal. Sebagai akibat eksotermik reaksi terjadi di antara mereka. pilihan panas: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) + 890 kJ
Reaksi ini juga dapat ditulis dengan persamaan lain, dimana kalor yang dilepaskan ("hilang") bertanda minus: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) - 890 kJ = CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)
Menurut tradisi, entalpi ini dan lainnya eksotermik reaksi dalam termodinamika biasanya ditulis dengan tanda "minus": ΔН о 298 = –890 kJ/mol (energi dilepaskan).
Sebaliknya, jika sebagai akibatnya endotermik sistem reaksi ditelan energi, maka entalpi reaksi endoterm tersebut ditulis dengan tanda "plus". Misalnya, untuk reaksi yang sudah dikenal untuk memperoleh CO dan hidrogen dari batu bara dan air (saat dipanaskan): C (tv) + H 2 O (g) + 131,3 kJ = CO (g) + H 2 (g)
(ΔН sekitar 298 = +131,3 kJ / mol)
Anda hanya perlu membiasakan diri dengan fitur bahasa termodinamika ini, meskipun pada awalnya kebingungan dengan tanda bisa sangat mengganggu saat memecahkan masalah.
Mari kita coba selesaikan masalah yang sama terlebih dahulu termodinamika skala (di mana panas yang dilepaskan oleh reaksi memiliki tanda minus), lalu masuk termokimia skala (yang kami gunakan di paragraf sebelumnya dan di mana energi yang dilepaskan oleh reaksi memiliki tanda plus).
Jadi, mari kita berikan contoh perhitungan efek panas dari reaksi: Fe 2 O 3 (tv) + 3 C (grafit) \u003d 2 Fe (tv) + 3 CO (g)
Reaksi ini berlangsung dalam tanur sembur pada suhu yang sangat tinggi (sekitar 1500°C). Dalam buku referensi di mana termodinamika skala, Anda dapat menemukan panas pembentukan standar Fe 2 O 3 (ΔH o 298 \u003d -822,1 kJ / mol) dan CO (ΔH o 298 \u003d - 110,5 kJ / mol). Dua zat lain dalam persamaan ini, karbon dan besi, adalah unsur, yang berarti panas pembentukannya, menurut definisi, adalah nol. Oleh karena itu, panas standar reaksi yang dipertimbangkan sama dengan:
ΔН sekitar 298 = 3× (-110,5) - (-822,1) = -331,5 + 822,1 = +490,6 kJ
Jadi, reaksi reduksi besi oksida (III) karbon adalah endotermik(ΔН sekitar 298 positif!), dan reduksi satu mol Fe 2 O 3 dengan tiga mol karbon akan membutuhkan 490,6 kJ jika bahan awal sebelum dimulainya reaksi dan produk setelah akhir reaksi berada di bawah kondisi standar (yaitu, pada suhu kamar dan tekanan atmosfer). Tidak masalah bahwa bahan awal harus dipanaskan dengan kuat agar reaksi dapat terjadi. Nilai ΔН о 298 = +490,6 kJ mencerminkan efek termal "murni" dari reaksi endotermik, di mana reaktan pertama kali dipanaskan oleh sumber panas eksternal dari 25 hingga 1500 ° C, dan pada akhir reaksi produk didinginkan kembali ke suhu kamar, melepaskan semua panas ke lingkungan. Dalam hal ini, panas yang diberikan akan lebih sedikit daripada yang harus dikeluarkan untuk pemanasan, karena sebagian panas diserap dalam reaksi.
Mari kita lakukan perhitungan yang sama menggunakan termokimia skala. Misalkan kita mengetahui kalor pembakaran karbon dan besi dalam oksigen (pada tekanan konstan):
1) C + 1/2 O 2 = CO + 110,5 kJ
2) 2 Fe + 3/2 O 2 = Fe 2 O 3 + 822,1 kJ
Untuk mendapatkan efek termal dari reaksi yang menarik bagi kami, kami mengalikan persamaan pertama dengan 3, dan menulis ulang persamaan kedua dengan urutan terbalik:
1) 3 C + 3/2 O 2 = 3 CO + 331,5 kJ
2) Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 2 Fe + 3/2 O 2
Sekarang jumlahkan kedua persamaan suku demi suku: 3 C + 3/2 O 2 + Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 3 CO + 331,5 kJ + 2 Fe + 3/2 O 2
Setelah mereduksi oksigen di kedua bagian persamaan (3/2 O 2) dan mentransfer 822,1 kJ ke sisi kanan, kita mendapatkan: 3 C + Fe 2 O 3 \u003d 3 CO + 2 Fe - 490,6 kJ
kinetika reaksi kimia- cabang kimia fisika yang mempelajari pola reaksi kimia dalam waktu, ketergantungan pola tersebut pada kondisi eksternal, serta mekanisme transformasi kimia Kinetika kimia adalah ilmu tentang kecepatan dan pola proses kimia dalam waktu.
Kinetika kimia mempelajari mekanisme proses, yaitu tahap-tahap perantara itu, yang terdiri dari tindakan-tindakan elementer, yang dilalui sistem dari keadaan awal ke keadaan akhir.
Kinetika kimia mempelajari laju langkah-langkah ini dan faktor-faktor yang mempengaruhi lajunya.
Persamaan reaksi kimia menunjukkan keadaan awal sistem (zat awal) dan keadaan akhirnya (hasil reaksi), tetapi tidak mencerminkan mekanisme prosesnya.