Struktur dan sifat sebatian · AP Chemistry

Bab 2 · Struktur dan sifat sebatian

ikatan dan bentuk yang dihasilkannya

Atom berikat kerana elektron yang ditarik oleh dua nukleus serentak mempunyai tenaga lebih rendah daripada elektron yang dipegang oleh satu nukleus. Cara elektron berada menentukan selebihnya: jenis ikatan, bentuk molekul, dan kelakuan bahan.

Elektron boleh dikongsi sama rata, dikongsi tidak sama rata, diserahkan daripada satu atom kepada atom lain, atau dikumpulkan dalam seketul logam. Itulah ikatan kovalen, kovalen berkutub, ion dan logam.

Dalam molekul, pasangan elektron di sekeliling setiap atom saling menolak sejauh mungkin. Itulah yang menentukan bentuk. Rajah ini menjalankan satu atom pusat melalui 13 molekul: apabila ikatan dan pasangan elektron tunggal (merah) ditambah atau ditukar, bentuknya berubah.

Bab ini merangkumi jenis ikatan, lengkung tenaga yang memberikan panjang kepada ikatan, pepejal ion dan logam, rajah Lewis, resonans dan cas formal, serta bentuk, kekutuban dan penghibridan yang terhasil daripadanya.

2.1 · Jenis ikatan kimia

dikongsi, ditarik ke sisi, diserahkan

Ikatan ialah dua nukleus yang menarik elektron yang sama. Jenis ikatan yang terbentuk bergantung pada kekuatan tarikan setiap atom terhadap elektron itu.

Keelektronegatifan ialah tarikan sesuatu atom terhadap elektron dalam ikatan. Ia meningkat merentasi kala dan menurun menuruni kumpulan; fluorin paling tinggi. 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 sama berkongsi pasangan itu sama rata: ikatan kovalen tak berkutub. Antara dua bukan logam yang berbeza, pasangan itu lebih dekat dengan atom yang lebih elektronegatif, yang membawa cas negatif separa, δ−; atom satu lagi δ+. Itulah ikatan kovalen berkutub. Antara logam dan bukan logam, elektron pada hakikatnya dipindahkan, meninggalkan kation dan anion yang dipegang oleh tarikan antara keduanya: ikatan ion.

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 perbezaan, semakin berkutub ikatan itu; tiada garis tegas antara kovalen berkutub dengan ion. Sebagai peraturan kasar, logam dengan bukan logam ialah ion dan bukan logam dengan bukan logam ialah kovalen, tetapi bukti terbaik ialah sifat bahan itu. Atom logam yang berikat sesama sendiri berkongsi elektron valens merentasi seluruh ketulan: ikatan logam (2.4).

2.2 · Daya intramolekul dan tenaga keupayaan

mengapa ikatan mempunyai panjang

Apabila dua atom hidrogen menghampiri, setiap elektron tertarik kepada kedua-dua nukleus, dan tenaga menurun. Jika ditolak lebih dekat lagi, kedua-dua nukleus bertolak-tolakan, dan tenaga naik dengan curam.

Graf memplot tenaga keupayaan melawan jarak r antara nukleus; sifar ialah dua atom yang berjauhan. Dasar telaga ialah tempat tarikan dan tolakan seimbang:

jaraknya ialah panjang ikatan, 74 pm bagi H₂;
kedalamannya ialah tenaga ikatan, 436 kJ/mol: tenaga yang diperlukan untuk menarik atom-atom itu berpisah.

Anak panah merah pada atom menunjukkan daya bersih: ke dalam melebihi 74 pm, ke luar di sebelah dalamnya.

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

Cl₂ (biru) mempunyai atom yang lebih besar: telaganya lebih jauh ke luar, pada 199 pm, dan lebih cetek, 242 kJ/mol. Lebih banyak pasangan kongsi antara dua atom yang sama menghasilkan ikatan yang lebih pendek dan lebih kuat:

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

Antara ion, tarikan mengikut hukum Coulomb, $F \propto \dfrac{q_1 q_2}{r^2}$ : cas yang lebih besar dan ion yang lebih kecil menarik dengan lebih kuat.

2.3 · Struktur pepejal ion

kekisi cas berselang-seli

Pepejal ion tidak mempunyai molekul. Kation dan anion bertindan dalam kekisi tiga dimensi yang berulang, tersusun supaya setiap ion dikelilingi ion bercas bertentangan.

Dalam natrium klorida, setiap Na⁺ mempunyai enam jiran Cl⁻ dan setiap Cl⁻ enam Na⁺, berjarak 282 pm. Susunan ini mengekalkan tarikan setinggi mungkin dan tolakan serendah mungkin. Cl⁻ (181 pm) jauh lebih besar daripada Na⁺ (102 pm): menambah elektron menjadikan anion lebih besar daripada atomnya, menyingkirkan elektron menjadikan kation lebih kecil.

Kekuatan kekisi mengikut hukum Coulomb dalam cas ion dan jarak antara pusat ion:

pepejal	cas	d (pm)	tenaga kekisi (kJ/mol)
LiF	±1	209	1036
NaF	±1	235	923
NaCl	±1	283	786
KCl	±1	319	715
MgO	±2	212	3791

Contoh. MgO berbanding NaF: jaraknya hampir sama (212 dan 235 pm), tetapi casnya berganda dua:

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

Maka MgO melebur jauh lebih tinggi (2852 °C berbanding 993 °C bagi NaF). Cas lebih penting daripada saiz.

Gambaran yang sama menerangkan sifat-sifatnya. Pepejal ion keras, dengan takat lebur tinggi. Ia rapuh: jika satu lapisan beralih sebanyak satu ion, cas sama berhadapan cas sama, bertolak-tolakan, dan hablur terbelah. Ia tidak mengalirkan arus sebagai pepejal, kerana ion tetap; apabila dilebur atau dilarutkan, ion bergerak dan membawa arus.

2.4 · Struktur logam dan aloi

kation dalam lautan elektron

Dalam logam, elektron valens meninggalkan atomnya dan bergerak melalui seluruh pepejal. Logam ialah kekisi kation yang disatukan oleh lautan elektron ternyahlokal ini.

Hal ini menerangkan sifat logam. Logam mengalirkan elektrik dan haba kerana elektron bebas bergerak. Logam bersifat boleh tempa dan boleh tarik: satu lapisan kation boleh menggelongsor melepasi lapisan seterusnya tanpa merosakkan apa-apa, kerana elektron turut bergerak bersamanya dan tiada cas sama jenis yang dihadapkan antara satu sama lain. Bandingkan dengan hablur ion dalam 2.3.

Aloi ialah campuran logam dengan unsur lain, dan ia mengekalkan sifat logam.

Dalam aloi penggantian, atom-atomnya bersaiz serupa, dan satu atom menggantikan yang lain pada tapak kekisi. Loyang: zink (134 pm) dalam kuprum (128 pm), jejari berbeza 4.7%. Ketumpatannya terletak antara ketumpatan kedua-dua logam itu.
Dalam aloi interstisial, atom yang jauh lebih kecil mengisi lubang di antara atom yang lebih besar. Keluli: karbon (77 pm) dalam besi (126 pm). Atom kecil itu berikatan dengan kekisi dan menyekat lapisan, jadi keluli lebih tegar, dan kurang boleh tempa dan boleh tarik, berbanding besi.

Dalam rajah, baris atas ditolak sebanyak satu atom ke tepi: kuprum dan loyang menggelongsor; keluli tersekat.

2.5 · Gambar rajah Lewis

meletakkan elektron valens

Gambar rajah Lewis menunjukkan setiap elektron valens dalam molekul atau ion, sebagai pasangan ikatan (garis) antara atom dan pasangan elektron tunggal (titik) pada satu atom.

Melukis CO₂, langkah demi langkah:

Kira elektron valens: $4 + 2\times6 = 16$ . Tambah satu bagi setiap cas negatif pada ion; tolak satu bagi setiap cas positif.
Sambungkan atom dengan ikatan tunggal. Atom yang paling kurang keelektronegatifan diletakkan di tengah; H tidak pernah di tengah. 4 elektron digunakan.
Isi atom luar hingga lapan dengan pasangan elektron tunggal. Kesemua 16 telah digunakan, tetapi karbon hanya ada empat.
Jika atom pusat kekurangan, alihkan pasangan elektron tunggal daripada atom luar ke dalam ikatan. Dua pengalihan menghasilkan O=C=O, dan setiap atom mempunyai oktet.

Oktet mengira pasangan ikatan sebagai milik kedua-dua atom. Hidrogen memegang dua elektron, bukan lapan.

Contoh. NH₃ mempunyai $5 + 3\times1 = 8$ elektron valens: tiga ikatan N–H menggunakan enam, dan dua yang terakhir ialah pasangan elektron tunggal pada N.

Bukan semua molekul mematuhi petua oktet. Boron dalam BF₃ mempunyai enam elektron. NO mempunyai bilangan ganjil, 11, jadi satu atom mesti kekurangan. Atom dalam kala 3 dan seterusnya boleh memegang lebih daripada lapan, seperti S dalam SF₆ (dua belas) dan P dalam PCl₅ (sepuluh).

2.6 · Resonans dan cas formal

memilih dan menggabungkan gambar rajah Lewis

Sesetengah molekul dan ion mempunyai lebih daripada satu gambar rajah Lewis yang sah. Cas formal memilih yang terbaik; resonans menggabungkan yang setara.

Cas formal ialah cas yang akan dibawa oleh sesuatu atom jika setiap pasangan ikatan dikongsi dengan sama rata:

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

dengan V elektron valens atom itu, L elektron pasangan tunggalnya, B elektron ikatannya. Cas formal berjumlah cas pada spesies itu. Gambar rajah terbaik mempunyai cas formal sehampir mungkin kepada sifar, dan meletakkan sebarang cas 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 sifar.

Resonans. Nitrat, NO₃⁻, mempunyai 24 elektron valens. Tiga gambar rajah sesuai, sama kecuali O yang memegang ikatan ganda dua. Dalam setiap satu, N mempunyai cas formal +1, O berikatan ganda dua 0, O berikatan tunggal −1: jumlah −1.

Ion itu bukan salah satu daripadanya. Ia ialah hibrid resonans, purata: pasangan π ternyahlokal merentasi ketiga-tiga ikatan. Setiap ikatan N–O mempunyai peringkat (2 + 1 + 1)/3 = 4/3, ketiga-tiganya sama panjang, antara ikatan tunggal dan ganda dua, dan setiap O membawa −⅔. Ion itu tidak bertukar-tukar antara struktur tersebut.

2.7 · VSEPR dan bentuk molekul

domain elektron tersebar menjauhi satu sama lain

Pasangan elektron di sekeliling atom pusat saling menolak dan merebak sejauh mungkin. Itulah tolakan pasangan elektron petala valens, VSEPR.

Kira domain elektron pada atom pusat: setiap pasangan elektron tunggal ialah satu, dan setiap ikatan ialah satu, sama ada tunggal, ganda dua atau ganda tiga. Bilangan domain menentukan susunannya; bentuk molekul dinamakan daripada atom sahaja.

	domain	pasangan tunggal	bentuk	sudut
CO₂	2	0	linear	180°
BF₃	3	0	satah trigon	120°
SO₂	3	1	bent	119°
CH₄	4	0	tetrahedral	109.5°
NH₃	4	1	piramid trigon	107°
H₂O	4	2	bent	104.5°
PCl₅	5	0	bipiramid trigon	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	piramid segi empat	< 90°
XeF₄	6	2	satah segi empat	90°

Pasangan elektron tunggal dipegang oleh satu nukleus sahaja dan merebak lebih luas daripada pasangan ikatan, jadi ia menghimpit ikatan: CH₄, NH₃ dan H₂O semuanya mempunyai empat domain, tetapi sudutnya menurun daripada 109.5° kepada 107° kepada 104.5°.

Dengan lima domain, pasangan elektron tunggal menduduki kedudukan khatulistiwa, tempat ia mempunyai ruang paling banyak. Dengan enam, dua pasangan elektron tunggal berada bertentangan antara satu sama lain.

2.7 · Kepolaran molekul

dwikutub ikatan bertambah, atau saling membatalkan

Molekul bersifat berkutub jika casnya tidak seimbang: satu hujung δ+, hujung satu lagi δ−. Ini memerlukan ikatan berkutub dan bentuk yang menyebabkannya tidak saling membatalkan.

Setiap ikatan berkutub mempunyai dipol ikatan, dilukis sebagai anak panah ke arah atom yang lebih elektronegatif. Dipol bersih molekul ialah hasil tambah dipol itu sebagai vektor.

CO₂ ialah linear. Dua dipol C=O adalah sama dan bertentangan, jadi ia tak berkutub, walaupun kedua-dua ikatan berkutub. BF₃ (satah trigon) serta CH₄ dan CCl₄ (tetrahedron) saling membatalkan dengan cara yang sama.
H₂O berbentuk bengkok. Dua dipol O–H menuju sebahagiannya ke arah yang sama dan bertambah menjadi dipol bersih ke arah O: ia berkutub. Begitu juga NH₃, sebuah piramid dengan pasangan elektron tunggal di puncak.
Sebarang atom yang ditukar dalam bentuk simetri memecahkan keseimbangan: CH₂Cl₂ berkutub.

Antara plat bercas, molekul berkutub merasai daya pemutar. Air berputar supaya hujung O-nya menghala ke plat positif dan hujung H-nya ke plat negatif. CO₂ tidak merasai daya pemutar bersih dan terus berpusing bebas.

Pasangan elektron tunggal pada atom pusat biasanya bermakna molekul berkutub, kecuali jika bentuknya kekal simetri, seperti dalam XeF₂ (linear) dan XeF₄ (satah segi empat sama).

2.7 · Penghibridan, ikatan σ dan π

apa yang membentuk ikatan ganda dua

Ikatan pertama antara dua atom ialah ikatan σ (sigma): orbital bertindih hujung ke hujung, pada garis antara nukleus. Ikatan kedua atau ketiga ialah ikatan π (pi): orbital p bertindih sisi ke sisi, di atas dan di bawah garis itu.

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

Ikatan tunggal ialah satu σ; ikatan ganda dua ialah satu σ dan satu π; ikatan ganda tiga ialah satu σ dan dua π. Setiap ikatan C–H ialah σ.

Ikatan σ simetri di sekeliling paksinya, jadi kedua-dua hujung etana berputar bebas. Ikatan π memerlukan dua orbital p yang selari: memutar satu hujung akan memutuskannya, jadi etena kekal rata, sebab ikatan C=C tidak berputar.

Penghibridan melabelkan atom pusat mengikut bilangan domain elektronnya: dua domain sp (linear, 180°), tiga sp² (satah trigon, 120°), empat sp³ (tetrahedron, 109.5°). Dalam nitrat (2.6), N mempunyai tiga domain: sp². Peperiksaan AP hanya menanyakan sp, sp² dan sp³, bukan cara orbital hibrid diterbitkan.