katan kimia Dari Wikipedia Bahasa Melayu, ensiklopedia bebas (Dialihkan dari Kimia Bond) Langsung ke: navigasi, cari Ikatan kimia merupakan daya tarik antara atom-atom atau molekul dan memungkinkan pembentukan senyawa kimia, yang berisi dua atau lebih atom. Ikatan kimia adalah daya tarik yang disebabkan oleh gaya elektromagnetik antara biaya yang berlawanan, baik antara elektron dan inti, atau sebagai hasil dari atraksi dipol. Kekuatan obligasi bervariasi; ada "ikatan yang kuat" seperti ikatan kovalen atau ionik dan "ikatan lemah" seperti interaksi dipol-dipol, London penyebaran kekuatan dan ikatan hidrogen. Karena biaya yang berlawanan menarik melalui gaya elektromagnetik sederhana, elektron bermuatan negatif mengorbit inti dan proton bermuatan positif dalam inti menarik satu sama lain. Juga, sebuah elektron diposisikan antara dua inti akan tertarik pada mereka berdua. Dengan demikian, konfigurasi yang paling stabil dari inti dan elektron adalah salah satu di mana elektron menghabiskan lebih banyak waktu antara inti, daripada di tempat lain dalam ruang. Elektron ini menyebabkan inti yang akan tertarik satu sama lain, dan hasil atraksi ini di obligasi. Namun, majelis ini tidak dapat runtuh ke ukuran yang ditentukan oleh volume partikel individu. Karena sifat gelombang materi elektron dan massa mereka kecil, mereka menempati jumlah yang sangat jauh lebih besar dibandingkan dengan volume inti atom, dan ini volume yang ditempati oleh elektron menjaga inti atom relatif jauh terpisah, dibandingkan dengan ukuran inti sendiri. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan berbagi atau transfer elektron antara atom yang berpartisipasi. Molekul, kristal, dan diatomik gas-sebagian besar memang lingkungan fisik di sekitar kita-yang diselenggarakan bersama oleh ikatan kimia, yang menentukan struktur materi. Contoh Lewis dot-gaya ikatan kimia antara karbon C, hidrogen H, dan oksigen O. Penggambaran titik Lewis upaya awal untuk menjelaskan ikatan kimia dan masih digunakan secara luas hari ini. Isi [Hide] * 1 Sekilas jenis utama ikatan kimia * 2 Sejarah * 3 Teori ikatan valensi * 4 Perbandingan ikatan valensi dan teori orbital molekul * 5 Obligasi dalam rumus kimia * 6 ikatan kimia yang kuat o 6,1 ikatan kovalen o 6,2 Ikatan ion o 6,3 Satu-dan tiga-elektron obligasi o 6,4 Bent obligasi o 6,5 3c-2e dan 3c-4e obligasi o 6,6 Aromatik obligasi o 6,7 ikatan logam * 7 ikatan antarmolekul

* 8 Elektron pada ikatan kimia * 9 Referensi * 10 Pranala luar [Sunting] Ikhtisar jenis utama ikatan kimia Dalam tampilan sederhana dari ikatan kovalen disebut, satu atau lebih elektron (sering sepasang elektron) ditarik ke dalam ruang antara dua inti atom. Di sini elektron bermuatan negatif akan tertarik ke muatan positif kedua inti, bukan hanya mereka sendiri. Ini mengatasi tolakan antara dua inti atom bermuatan positif dari dua atom, dan jadi ini daya tarik luar biasa memegang dua inti dalam konfigurasi tetap keseimbangan, meskipun mereka masih akan bergetar pada posisi kesetimbangan. Singkatnya, ikatan kovalen melibatkan berbagi elektron yang bermuatan positif inti dari dua atau lebih atom secara bersamaan menarik elektron bermuatan negatif yang sedang dibagi. Pada ikatan polar kovalen, satu atau lebih elektron yang tidak merata dibagi antara dua inti. Dalam pandangan sederhana dari ikatan ion, elektron ikatan tidak dibagi sama sekali, tapi ditransfer. Dalam tipe ikatan, orbital atom terluar satu atom memiliki lowongan yang memungkinkan penambahan satu atau lebih elektron. Elektron ini baru ditambahkan berpotensi menempati energi yang lebih rendah-negara (efektif lebih dekat untuk mengisi nuklir lebih) dari mereka pengalaman dalam atom yang berbeda. Jadi, satu inti menawarkan posisi yang lebih erat terikat untuk elektron daripada inti lain, dengan hasil yang satu atom dapat mentransfer elektron yang lain. Pemindahan ini menyebabkan satu atom ke bermuatan positif bersih, dan yang lainnya untuk mengambil muatan negatif bersih. Ikatan kemudian hasil dari atraksi elektrostatik antara atom-atom, dan atom menjadi positif atau ion bermuatan negatif. Semua obligasi dapat dijelaskan oleh teori kuantum, namun, dalam prakteknya, aturan penyederhanaan memungkinkan para kimiawan untuk memprediksikan kekuatan, directionality, dan polaritas obligasi. Aturan oktet dan teori VSEPR adalah dua contoh. teori canggih lainnya adalah teori ikatan valensi yang meliputi hibridisasi orbital dan resonansi, dan kombinasi linear orbital atom metode orbital molekul yang meliputi teori medan ligan. Elektrostatika digunakan untuk menjelaskan polaritas ikatan dan efek mereka terhadap zat kimia. [Sunting] Sejarah Artikel utama: Sejarah kimia dan Sejarah molekul Awal spekulasi ke dalam sifat ikatan kimia, mulai dari awal abad ke-12, seharusnya bahwa beberapa jenis spesies kimia telah bergabung dengan jenis afinitas kimia. Pada 1704, Isaac Newton terkenal diuraikan teori ikatan atom-nya, dalam "Query-nya Opticks, dimana atom melampirkan satu sama lain dengan suatu kekuatan" "" 31. Secara khusus, setelah mengakui berbagai teori populer yang populer pada waktu itu, tentang bagaimana atom yang beralasan untuk melampirkan satu sama lain, yaitu "kecanduan atom", "direkatkan bersama-sama dengan" istirahat, atau "terjebak bersama-sama dengan bersekongkol gerakan", menyatakan bahwa Newton ia lebih suka menyimpulkan dari kohesi mereka, bahwa "partikel menarik satu sama lain dengan suatu kekuatan, yang berhubungan langsung adalah sangat kuat, pada jarak kecil melakukan operasi kimia, dan mencapai tidak jauh dari partikel dengan efek yang masuk akal."

Pada tahun 1819, di tumit penemuan tumpukan volta, Jns Jakob Berzelius mengembangkan sebuah teori kombinasi kimia menekankan karakter elektropositif elektronegatif dan atom menggabungkan. Pada pertengahan abad 19, Edward Frankland, FA Kekule, AS Couper, pagi Butlerov, dan Hermann Kolbe, membangun teori radikal, mengembangkan teori valensi, awalnya disebut "" menggabungkan kekuatan, di mana senyawa tersebut telah bergabung karena dengan atraksi kutub positif dan negatif. Pada tahun 1916, kimiawan Gilbert N. Lewis mengembangkan konsep ikatan elektronpasangan, di mana dua atom dapat berbagi 5:59 elektron, sehingga membentuk ikatan elektron tunggal, ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, atau tiga ikatan; di kata-kata Lewis sendiri, "Sebuah elektron bisa membentuk bagian dari cangkang dari dua atom yang berbeda dan tidak bisa dikatakan milik salah satu secara eksklusif" [. 1] Pada tahun yang sama, Walther Kossel mengajukan teori serupa hanya Lewis 'model diasumsikan lengkap transfer elektron antara atom-atom, dan dengan demikian model ikatan ion. Baik Lewis dan Kossel terstruktur model ikatan mereka pada aturan Abegg's (1904). Pada tahun 1927, yang secara matematis lengkap pertama kuantum deskripsi ikatan kimia yang sederhana, yaitu yang diproduksi oleh satu elektron dalam hidrogen ion molekul, H2 +, telah diturunkan oleh fisikawan Oyvind Denmark Burrau. [2] Karya ini menunjukkan bahwa pendekatan kuantum untuk kimia obligasi bisa secara mendasar dan kuantitatif yang benar, namun metode matematis yang digunakan tidak dapat diperpanjang dengan molekul mengandung lebih dari satu elektron. Yang lebih praktis, meskipun kurang kuantitatif, pendekatan ini diajukan pada tahun yang sama oleh Walter Heitler dan Fritz London. Metode bentuk Heitler-London menjadi dasar dari apa yang sekarang disebut teori ikatan valensi. Pada tahun 1929, kombinasi linear orbital atom metode orbital molekul (LCAO) pendekatan diperkenalkan oleh Sir John Lennard-Jones, yang juga menyarankan metode untuk menurunkan struktur elektronik dari molekul F2 (fluorine) dan O2 (oksigen) molekul, dari kuantum dasar prinsip-prinsip. Teori orbital molekul ini merupakan ikatan kovalen sebagai orbital yang dibentuk dengan menggabungkan mekanika kuantum atom orbital Schrdinger yang telah dihipotesiskan untuk elektron dalam atom tunggal. Persamaan untuk elektron bonding di multi-elektron atom tidak dapat diselesaikan dengan sempurna matematika (yaitu, analitis), tetapi perkiraan untuk mereka masih memberikan banyak prediksi kualitatif yang baik dan hasil. Kebanyakan perhitungan kuantitatif pada kimia kuantum modern menggunakan baik ikatan valensi atau teori orbital molekul sebagai titik awal, walaupun pendekatan ketiga, Teori Fungsional Kerapatan, telah menjadi semakin populer dalam beberapa tahun terakhir. Pada tahun 1935, HH James dan AS Coolidge melakukan perhitungan pada molekul dihidrogen bahwa, tidak seperti semua perhitungan sebelumnya yang digunakan hanya fungsi dari jarak elektron dari inti atom, digunakan fungsi yang juga secara eksplisit ditambahkan jarak antara dua elektron. [3] Dengan sampai 13 parameter diatur mereka memperoleh hasil yang sangat dekat dengan hasil eksperimen untuk energi disosiasi. Kemudian ekstensi telah menggunakan sampai dengan 54 parameter dan memberikan perjanjian yang sangat baik dengan percobaan. Perhitungan ini meyakinkan komunitas sains bahwa teori kuantum dapat memberikan kesepakatan dengan percobaan. Namun pendekatan ini tidak ada gambar fisik ikatan valensi dan teori orbital molekul dan sulit untuk memperluas ke molekul yang lebih besar. [Sunting] Teori ikatan valensi Artikel utama: teori ikatan valensi

Pada tahun 1927, teori ikatan valensi dirumuskan dan berpendapat bahwa ikatan kimia terbentuk ketika dua elektron valensi, di masing-masing orbital atom, pekerjaan atau fungsi untuk menahan dua inti bersama, berdasarkan sistem energi menurunkan efek. Bangunan pada teori ini, kimiawan Linus Pauling diterbitkan pada tahun 1931 apa yang beberapa orang menganggap salah satu koran yang paling penting dalam sejarah kimia: "Pada Alam Obligasi Kimia". Dalam tulisan ini, karya sebelumnya menguraikan pada karya-karya Lewis, dan teori ikatan valensi (VB) dari Heitler dan London, dan dirinya sendiri, ia menyajikan enam aturan untuk ikatan elektron bersama, tiga pertama yang sudah umum dikenal: 1. Bentuk ikatan elektron-pasangan melalui interaksi elektron tak berpasangan pada masingmasing dua atom. 2. Spin elektron harus menentang. 3. Setelah dipasangkan, dua elektron tidak dapat mengambil bagian dalam obligasi tambahan. yang terakhir tiga aturan masih baru: 4. Istilah-pertukaran elektron untuk ikatan hanya melibatkan satu fungsi gelombang dari setiap atom. 5. Elektron yang tersedia pada tingkat energi terendah bentuk obligasi terkuat. 6. Dari dua orbital dalam atom, salah satu yang dapat tumpang tindih yang paling dengan orbital dari atom lain akan membentuk ikatan paling kuat, dan ikatan ini akan cenderung berada pada arah orbital yang terkonsentrasi. Bangunan pada artikel ini, 1939 buku teks Pauling: Di Alam Obligasi Kimia akan menjadi apa yang sebagian telah disebut "kitab suci" kimia modern. Buku ini membantu kimiawan eksperimental untuk memahami dampak teori kuantum pada kimia. Namun, edisi kemudian pada tahun 1959 gagal untuk mengatasi masalah-masalah yang memadai tampaknya lebih baik dipahami oleh teori orbital molekul. Dampak dari teori valensi menurun selama tahun 1960an dan 1970an sebagai teori orbital molekul tumbuh dalam popularitas dan diterapkan di banyak program komputer yang besar. Sejak tahun 1980-an, masalah lebih sulit menerapkan teori ikatan valensi ke dalam program komputer telah banyak dipecahkan dan teori ikatan valensi telah melihat kebangkitan. [Sunting] Perbandingan ikatan valensi dan teori orbital molekul Dalam beberapa hal teori ikatan valensi lebih unggul daripada teori orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul dua-elektron sederhana, H2, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang paling sederhana, memberikan pendekatan lebih dekat dengan energi ikatan, dan menyediakan representasi jauh lebih akurat dari perilaku elektron sebagai ikatan kimia terbentuk dan patah. Sebaliknya teori orbital molekul sederhana memprediksikan bahwa molekul hidrogen berdisosiasi menjadi superposisi linear dari hidrogen atom dan ion hidrogen positif dan negatif, hasil sepenuhnya unphysical. Dalam bagian ini menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom untuk metode ikatan valensi berada di atas kurva untuk metode orbital molekul pada semua jarak dan terutama jadi untuk jarak yang cukup jauh. Situasi ini muncul untuk semua molekul diatomik homonuclear dan khususnya masalah bagi F2, dimana energi minimum dari kurva dengan teori orbital molekul masih lebih tinggi energi daripada energi dari dua atom F.

Konsep hibridisasi sangat serbaguna, dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangat sederhana, bahwa teori ikatan valensi tetap merupakan bagian integral dari kosakata kimia organik. Namun, karya Friedrich Hund, Robert Mulliken, dan Gerhard Herzberg menunjukkan bahwa teori orbital molekul memberikan deskripsi yang lebih tepat dari spektroskopi, ionisasi dan sifat magnetik molekul. Kelemahan teori ikatan valensi menjadi jelas ketika molekul-molekul hypervalent (PF5 misalnya) dijelaskan tanpa menggunakan orbital d yang sangat penting bagi skema hibridisasi ikatan yang diusulkan untuk molekul tersebut oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa elektron kurang (misalnya diborane) juga tampak dilukiskan dengan baik oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan ikatan valensi telah dibuat. Pada 1930, dua metode ini sangat bersaing sampai disadari bahwa keduanya perkiraan untuk teori yang lebih baik. Jika kita mengambil struktur ikatan valensi yang sederhana dan campuran di semua struktur kovalen dan ion yang mungkin timbul dari satu set tertentu orbital atom, kita mencapai apa yang disebut fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Jika kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada keadaan dasar dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi menggambarkan semua kemungkinan keadaan tereksitasi yang menggunakan orbital kosong yang timbul dari set yang sama dari orbital atom, kita juga mencapai fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Hal ini dapat kemudian dilihat bahwa pendekatan orbital molekul yang sederhana terlalu banyak memberi bobot pada struktur ion, sedangkan pendekatan ikatan valensi yang sederhana memberi terlalu sedikit. Ini juga dapat digambarkan sebagai mengatakan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu terdelokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu lokal. Kedua pendekatan sekarang dianggap sebagai pelengkap, masing-masing memberikan wawasan sendiri ke dalam masalah ikatan kimia. Modern perhitungan dalam kimia kuantum biasanya dimulai dari (namun pada akhirnya jauh melampaui) orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi, bukan karena keunggulan intrinsik dalam mantan melainkan karena pendekatan MO lebih mudah disesuaikan dengan perhitungan numerik. Namun program ikatan valensi yang lebih baik sekarang tersedia. [Sunting Obligasi] dalam rumus kimia 3-dimensi atom dan molekul membuat sulit untuk menggunakan teknik tunggal untuk mengindikasikan orbital dan obligasi. Dalam rumus molekul, ikatan kimia (orbital mengikat) antara atom-atom akan ditandai dengan berbagai metode yang berbeda sesuai dengan jenis diskusi. Kadang-kadang, mereka benar-benar diabaikan. Sebagai contoh, di apotek kimia organik terkadang hanya peduli dengan kelompok fungsional molekul. Jadi, rumus molekul etanol (senyawa di minuman beralkohol) dapat ditulis dalam sebuah kertas di konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (menunjukkan setiap ikatan tanpa arah 3-dimensi), dikompresi 2-dimensi (CH3- CH2-OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian lain dari molekul (C2H5OH), atau dengan konstituen atomnya (C2H6O), sesuai dengan apa yang dibahas. Kadang-kadang, bahkan elektron non-ikatan valensi shell (dengan perkiraan arah 2-dimensi) yang ditandai, yaitu untuk karbon unsur 'C'.. Beberapa kimiawan juga menandai orbital masing-masing, yaitu anion etena-4 hipotetis (\ / C = C / \ -4) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan. [Sunting obligasi] kimia Strong

Khas obligasi panjang di pm dan obligasi energi dalam kJ / mol. panjang Obligasi dapat dikonversi untuk oleh pembagian dengan 100 (1 = 100 pm). Data diambil dari [1]. Obligasi Panjang (Pm) Energi (KJ / mol) H - Hidrogen H-H 74 436 H-O 96 366 H-F 92 568 H-Cl 127 432 C - Karbon C-H 109 413 C-C 154 348 C = C 134 614 C C 120 839 C-N 147 308 C-O 143 360 C-F 134 488 C-Cl 177 330 N - Nitrogen N-H 101 391 N-N 145 170 N N 110 945 O - Oksigen O-O 148 145 O = O 121 498 F, Cl, Br, I - Halogen F-F 142 158 Cl-Cl 199 243 H-141 br 366 Br-Br 228 193 I-H 161 298 Aku-aku 267 151 ikatan kimia yang kuat adalah kekuatan intramolekul yang memegang atom bersama dalam molekul. Sebuah ikatan kimia yang kuat terbentuk dari pengalihan atau berbagi elektron antara atom pusat dan bergantung pada daya tarik elektrostatik antara proton dalam inti dan elektron dalam orbital. Walaupun obligasi ini biasanya melibatkan pemindahan nomor integer dari elektron (ini adalah urutan obligasi), beberapa sistem dapat memiliki angka menengah. Contoh dari ini adalah molekul organik benzena, di mana urutan obligasi adalah 1,5 untuk setiap atom karbon. Jenis ikatan yang kuat berbeda karena perbedaan elektronegativitas unsur-unsur konstituen.

Perbedaan besar dalam elektronegativitas mengarah ke lebih polar (ion) tokoh dalam obligasi. [Sunting] Ikatan kovalen Artikel utama: Ikatan kovalen ikatan kovalen adalah jenis umum dari ikatan, di mana perbedaan elektronegativitas antara atom berikat adalah kecil atau tidak ada. Obligasi dalam senyawa organik kebanyakan digambarkan sebagai kovalen. Lihat sigma obligasi dan obligasi pi untuk deskripsi LCAO-ikatan tersebut. Sebuah ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen dengan karakter ionik yang signifikan. Ini berarti bahwa elektron lebih dekat ke salah satu atom dari yang lain, menciptakan ketidakseimbangan biaya. Mereka muncul sebagai ikatan antara dua atom dengan elektronegativitas yang agak berbeda, dan menimbulkan interaksi dipol-dipol. The elektronegativitas dari obligasi ini adalah 0,3-1,7. Sebuah ikatan kovalen koordinat adalah salah satu ikatan di mana kedua elektron berasal dari salah satu atom yang terlibat dalam ikatan. Obligasi ini menimbulkan asam Lewis dan basa. Elektron dibagi kira-kira sama antara atom dalam kontras dengan ikatan ionik. ikatan tersebut terjadi pada molekul seperti ion amonium (NH4 +) dan ditunjukkan dengan tanda panah menunjuk ke asam Lewis. Juga dikenal sebagai ikatan kovalen non-polar, elektronegativitas dari obligasi ini kisaran