Struktur dan sifat senyawa · AP Chemistry

Bab 2 · Struktur dan sifat senyawa

ikatan dan bentuk yang dibentuknya

Atom berikatan karena elektron yang tertarik ke dua inti sekaligus memiliki energi lebih rendah daripada elektron yang dipegang satu inti. Cara elektron berada menentukan sisanya: jenis ikatan, bentuk molekul, dan perilaku zat.

Elektron dapat dipakai bersama secara merata, dipakai bersama secara tidak merata, diserahkan dari satu atom ke atom lain, atau dikumpulkan bersama dalam sepotong logam. Itulah ikatan kovalen, kovalen polar, ionik, dan logam.

Dalam molekul, pasangan elektron di sekitar tiap atom saling menolak sejauh mungkin. Itulah yang menentukan bentuk. Gambar ini memperlihatkan satu atom pusat melalui 13 molekul: saat ikatan dan pasangan elektron bebas (merah) ditambah atau ditukar, bentuknya berubah.

Bab ini membahas jenis-jenis ikatan, kurva energi yang menentukan panjang ikatan, zat padat ionik dan logam, diagram Lewis, resonansi dan muatan formal, serta bentuk, kepolaran, dan hibridisasi yang mengikutinya.

2.1 · Jenis-jenis ikatan kimia

dipakai bersama, ditarik ke satu sisi, diserahkan

Ikatan adalah dua inti yang menarik elektron yang sama. Jenis ikatan yang terbentuk bergantung pada seberapa kuat tiap atom menarik elektron itu.

Keelektronegatifan adalah tarikan atom terhadap elektron dalam ikatan. Nilainya naik sepanjang periode dan turun ke bawah dalam golongan; fluorin yang tertinggi. Nilai pada skala Pauling:

H	C	N	O	F	Na	Cl
2.20	2.55	3.04	3.44	3.98	0.93	3.16

Dua atom yang identik berbagi pasangan elektron secara merata: ikatan kovalen nonpolar. Di antara dua nonlogam yang berbeda, pasangan elektron lebih dekat ke atom yang lebih elektronegatif, yang bermuatan parsial negatif, δ−; atom lainnya δ+. Itulah ikatan kovalen polar. Antara logam dan nonlogam, elektron pada dasarnya berpindah, meninggalkan kation dan anion yang terikat oleh tarik-menarik: ikatan ionik.

ikatan	ΔEN	jenis
H–H	0.00	nonpolar covalent
H–C	0.35	nonpolar covalent (nearly)
H–Cl	0.96	polar covalent
H–O	1.24	polar covalent
H–F	1.78	polar covalent
Na–Cl	2.23	ionic

Semakin besar selisihnya, semakin polar ikatannya; tidak ada batas tegas antara kovalen polar dan ionik. Sebagai aturan praktis, logam dengan nonlogam bersifat ionik dan nonlogam dengan nonlogam bersifat kovalen, tetapi bukti terbaiknya adalah sifat zat tersebut. Atom logam yang saling berikatan berbagi elektron valensinya ke seluruh bagian logam: ikatan logam (2.4).

2.2 · Gaya intramolekul dan energi potensial

mengapa ikatan memiliki panjang

Saat dua atom hidrogen mendekat, tiap elektron tertarik ke kedua inti, dan energi turun. Jika didorong lebih dekat lagi, kedua inti saling menolak, dan energi naik tajam.

Grafik ini memplot energi potensial terhadap jarak r antara kedua inti; nol berarti kedua atom berjauhan. Dasar lembah adalah tempat tarikan dan tolakan seimbang:

jaraknya adalah panjang ikatan, 74 pm untuk H₂;
kedalamannya adalah energi ikatan, 436 kJ/mol: energi yang diperlukan untuk menarik kedua atom hingga terpisah.

Panah merah pada atom menunjukkan gaya total: ke dalam di luar 74 pm, ke luar di dalamnya.

Per ikatan. $\dfrac{436\,000\ \text{J/mol}}{6.022\times10^{23}\ \text{mol}^{-1}} = 7.24\times10^{-19}\ \text{J}$ untuk satu ikatan H–H.

Cl₂ (biru) memiliki atom yang lebih besar: lembahnya lebih jauh, pada 199 pm, dan lebih dangkal, 242 kJ/mol. Makin banyak pasangan elektron bersama antara dua atom yang sama, makin pendek dan kuat ikatannya:

ikatan	orde	panjang (pm)	energi (kJ/mol)
C–C	1	154	347
C=C	2	134	614
C≡C	3	120	839

Antar ion, tarikannya mengikuti hukum Coulomb, $F \propto \dfrac{q_1 q_2}{r^2}$ : muatan yang lebih besar dan ion yang lebih kecil menarik lebih kuat.

2.3 · Struktur padatan ionik

kisi dengan muatan yang berselang-seling

Zat padat ionik tidak memiliki molekul. Kation dan anion bertumpuk dalam kisi tiga dimensi yang berulang, tersusun sehingga tiap ion dikelilingi ion bermuatan berlawanan.

Dalam natrium klorida, tiap Na⁺ memiliki enam tetangga Cl⁻ dan tiap Cl⁻ enam Na⁺, berjarak 282 pm. Susunan ini menjaga tarikan setinggi mungkin dan tolakan serendah mungkin. Cl⁻ (181 pm) jauh lebih besar daripada Na⁺ (102 pm): menambah elektron membuat anion lebih besar daripada atomnya, melepas elektron membuat kation lebih kecil.

Kekuatan kisi mengikuti hukum Coulomb pada muatan ion dan jarak antara pusat ion:

zat padat	muatan	d (pm)	energi kisi (kJ/mol)
LiF	±1	209	1036
NaF	±1	235	923
NaCl	±1	283	786
KCl	±1	319	715
MgO	±2	212	3791

Contoh. MgO dibandingkan NaF: jaraknya berdekatan (212 dan 235 pm), tetapi muatannya dua kali lipat:

\frac{F_\text{MgO}}{F_\text{NaF}} = \frac{2\cdot2/212^2}{1\cdot1/235^2} = 4.9

Jadi MgO meleleh jauh lebih tinggi (2852 °C dibandingkan 993 °C untuk NaF). Muatan lebih berpengaruh daripada ukuran.

Gambaran yang sama menjelaskan sifat-sifatnya. Zat padat ionik keras, dengan titik leleh tinggi. Zat ini rapuh: geser satu lapisan sejauh satu ion, maka muatan sejenis berhadapan, saling menolak, dan kristal terbelah. Zat ini tidak menghantarkan listrik sebagai padatan, karena ion-ionnya tetap di tempat; saat meleleh atau larut, ion bergerak dan membawa arus.

2.4 · Struktur logam dan paduan logam

kation dalam lautan elektron

Pada logam, elektron valensi meninggalkan atomnya dan bergerak melalui seluruh zat padat. Logam adalah kisi kation yang disatukan oleh lautan elektron terdelokalisasi ini.

Itulah yang menjelaskan sifat-sifat logam. Logam menghantarkan listrik dan kalor, karena elektronnya bebas bergerak. Logam bersifat dapat ditempa dan dapat ditarik: satu lapisan kation dapat bergeser melewati lapisan berikutnya tanpa merusak apa pun, karena elektron ikut bergerak dan tidak pernah ada muatan sejenis yang saling berhadapan. Bandingkan dengan kristal ionik pada 2.3.

Aloi adalah campuran logam dengan unsur lain, dan tetap memiliki sifat logam.

Pada aloi substitusi, atom-atomnya berukuran mirip, dan yang satu menggantikan yang lain pada posisi kisi. Kuningan: seng (134 pm) dalam tembaga (128 pm), jari-jarinya berbeda 4.7%. Massa jenisnya berada di antara kedua logam itu.
Pada aloi interstisial, atom yang jauh lebih kecil mengisi celah di antara atom yang lebih besar. Baja: karbon (77 pm) dalam besi (126 pm). Atom kecil itu berikatan dengan kisi dan menahan lapisan-lapisan, sehingga baja lebih kaku, dan kurang dapat ditempa dan ditarik, daripada besi.

Pada gambar, baris-baris atas digeser satu atom ke samping: tembaga dan kuningan bergeser; baja tersangkut.

2.5 · Diagram Lewis

menempatkan elektron valensi

Diagram Lewis menunjukkan setiap elektron valensi dalam molekul atau ion, sebagai pasangan ikatan (garis) di antara atom dan pasangan elektron bebas (titik) pada satu atom.

Menggambar CO₂, langkah demi langkah:

Hitung elektron valensi: $4 + 2\times6 = 16$ . Tambahkan satu untuk setiap muatan negatif pada ion; kurangi satu untuk setiap muatan positif.
Hubungkan atom-atom dengan ikatan tunggal. Atom yang paling tidak elektronegatif berada di tengah; H tidak pernah di tengah. 4 elektron terpakai.
Isi atom terluar hingga delapan dengan pasangan elektron bebas. Semua 16 terpakai, tetapi karbon hanya memiliki empat.
Jika atom pusat kekurangan, pindahkan pasangan elektron bebas dari atom terluar menjadi ikatan. Dua kali pemindahan menghasilkan O=C=O, dan setiap atom memiliki oktet.

Dalam oktet, pasangan ikatan dihitung milik kedua atom. Hidrogen menampung dua elektron, bukan delapan.

Contoh. NH₃ memiliki $5 + 3\times1 = 8$ elektron valensi: tiga ikatan N–H memakai enam, dan dua terakhir menjadi pasangan elektron bebas pada N.

Tidak semua molekul menaati aturan oktet. Boron dalam BF₃ memiliki enam elektron. NO memiliki jumlah ganjil, 11, sehingga satu atom pasti kekurangan. Atom pada periode 3 dan seterusnya dapat menampung lebih dari delapan, seperti S dalam SF₆ (dua belas) dan P dalam PCl₅ (sepuluh).

2.6 · Resonansi dan muatan formal

memilih dan menggabungkan diagram Lewis

Beberapa molekul dan ion memiliki lebih dari satu diagram Lewis yang sah. Muatan formal memilih yang terbaik; resonansi menggabungkan diagram yang setara.

Muatan formal adalah muatan yang akan dimiliki sebuah atom jika setiap pasangan ikatan dibagi tepat sama rata:

\text{FC} = V - L - \tfrac12 B

dengan V elektron valensi atom, L elektron pada pasangan bebasnya, B elektron ikatannya. Jumlah muatan formal sama dengan muatan spesi tersebut. Diagram terbaik memiliki muatan formal sedekat mungkin dengan nol, dan menempatkan muatan formal negatif pada atom yang lebih elektronegatif.

CO₂	O	C	O
O=C=O	0	0	0
O≡C–O	+1	0	−1

O=C=O menang: semuanya nol.

Resonansi. Nitrat, NO₃⁻, memiliki 24 elektron valensi. Tiga diagram cocok, sama kecuali pada O mana ikatan rangkap berada. Pada masing-masing, N bermuatan formal +1, O berikatan rangkap 0, O berikatan tunggal −1: total −1.

Ion itu bukan salah satu dari diagram tersebut. Ion itu adalah hibrida resonansi, rata-ratanya: pasangan π terdelokalisasi pada ketiga ikatan. Setiap ikatan N–O memiliki orde ikatan (2 + 1 + 1)/3 = 4/3, ketiganya sama panjang, di antara ikatan tunggal dan rangkap, dan setiap O membawa −⅔. Ion tidak berubah-ubah di antara struktur-struktur itu.

2.7 · VSEPR dan bentuk molekul

domain elektron saling menjauh

Pasangan elektron di sekitar atom pusat saling tolak dan menyebar sejauh mungkin. Itulah tolakan pasangan elektron kulit valensi, VSEPR.

Hitung domain elektron pada atom pusat: setiap pasangan elektron bebas dihitung satu, dan setiap ikatan dihitung satu, baik tunggal, rangkap dua, maupun rangkap tiga. Jumlah domain menentukan susunannya; bentuk molekul dinamai hanya dari atom-atomnya.

	domain	pasangan bebas	bentuk	sudut
CO₂	2	0	linear	180°
BF₃	3	0	segitiga planar	120°
SO₂	3	1	bent	119°
CH₄	4	0	tetrahedral	109.5°
NH₃	4	1	piramida segitiga	107°
H₂O	4	2	bent	104.5°
PCl₅	5	0	bipiramida segitiga	90°, 120°
SF₄	5	1	seesaw	< 90°, < 120°
ClF₃	5	2	T-shaped	< 90°
XeF₂	5	3	linear	180°
SF₆	6	0	octahedral	90°
BrF₅	6	1	piramida segiempat	< 90°
XeF₄	6	2	segiempat planar	90°

Pasangan elektron bebas hanya ditahan oleh satu inti dan menyebar lebih lebar daripada pasangan ikatan, sehingga menekan ikatan-ikatan mendekat: CH₄, NH₃, dan H₂O semuanya memiliki empat domain, tetapi sudutnya turun dari 109.5° ke 107° lalu 104.5°.

Dengan lima domain, pasangan elektron bebas menempati posisi ekuatorial, tempat ruangnya paling luas. Dengan enam, dua pasangan elektron bebas berada saling berseberangan.

2.7 · Kepolaran molekul

dipol ikatan saling menjumlah, atau saling meniadakan

Molekul bersifat polar jika muatannya tidak seimbang: satu ujung δ+, ujung lainnya δ−. Hal itu memerlukan ikatan polar dan bentuk yang tidak membuatnya saling meniadakan.

Setiap ikatan polar memiliki dipol ikatan, digambar sebagai panah menuju atom yang lebih elektronegatif. Dipol netto molekul adalah jumlah vektor dipol-dipol itu.

CO₂ berbentuk linear. Kedua dipol C=O-nya sama besar dan berlawanan arah, sehingga molekul ini nonpolar, meskipun kedua ikatannya polar. BF₃ (segitiga planar) serta CH₄ dan CCl₄ (tetrahedral) saling meniadakan dengan cara yang sama.
H₂O berbentuk bengkok. Kedua dipol O–H-nya sebagian searah dan menjumlah menjadi dipol netto menuju O: molekul ini polar. Demikian pula NH₃, piramida dengan pasangan elektron bebas di puncaknya.
Atom mana pun yang ditukar pada bentuk simetris merusak keseimbangan: CH₂Cl₂ bersifat polar.

Di antara pelat bermuatan, molekul polar mengalami gaya yang memutarnya. Air berputar hingga ujung O-nya menghadap pelat positif dan ujung H-nya menghadap pelat negatif. CO₂ tidak mengalami gaya putar netto dan terus berputar bebas.

Pasangan elektron bebas pada atom pusat biasanya berarti molekul polar, kecuali bentuknya tetap simetris, seperti pada XeF₂ (linear) dan XeF₄ (segi empat planar).

2.7 · Hibridisasi, ikatan σ dan π

dari apa ikatan rangkap dua terbentuk

Ikatan pertama antara dua atom adalah ikatan σ (sigma): orbital tumpang tindih ujung ke ujung, pada garis di antara kedua inti. Ikatan kedua atau ketiga adalah ikatan π (pi): orbital p tumpang tindih berdampingan, di atas dan di bawah garis itu.

	C–C	σ	π	tiap C	sudut
C₂H₆	single	7	0	sp³	109.5°
C₂H₄	double	5	1	sp²	120°
C₂H₂	triple	3	2	sp	180°

Ikatan tunggal adalah satu σ; ikatan rangkap dua adalah satu σ dan satu π; ikatan rangkap tiga adalah satu σ dan dua π. Setiap ikatan C–H adalah σ.

Ikatan σ simetris terhadap sumbunya, sehingga kedua ujung etana berputar bebas. Ikatan π memerlukan kedua orbital p-nya sejajar: memutar satu ujung akan memutuskannya, sehingga etena tetap datar, itulah sebabnya ikatan C=C tidak berputar.

Hibridisasi menamai atom pusat menurut jumlah domain elektronnya: dua domain sp (linear, 180°), tiga sp² (segitiga planar, 120°), empat sp³ (tetrahedral, 109.5°). Pada nitrat (2.6), N memiliki tiga domain: sp². Ujian AP hanya menanyakan sp, sp², dan sp³, bukan cara orbital hibrida diturunkan.