Ikatan Kimia dan Keelektronegatifan: Dari Pasangan Bersama ke Kisi Ion

Mengapa ikatan terbentuk: energi terhadap jarak

Dua atom hidrogen yang berjauhan tidak berinteraksi. Ketika keduanya saling mendekat, setiap elektron tertarik ke kedua inti, dan energinya turun. Jika lebih dekat lagi, kedua inti saling tolak dengan kuat dan energinya naik. Panjang ikatan adalah jarak pada dasar sumur energi ini, 74 pm untuk H₂, dan kedalaman sumur itu adalah energi ikatan, 436 kJ/mol untuk H–H menurut Tabel 7.2 OpenStax Chemistry 2e.

Setiap ikatan adalah keseimbangan antara tarikan dan tolakan, sehingga memutus ikatan selalu memerlukan energi dan membentuk ikatan selalu melepaskan energi. Suatu reaksi bersifat eksoterm jika ikatan yang terbentuk secara keseluruhan lebih kuat daripada ikatan yang diputus.

Keelektronegatifan dan skala kovalen-ke-ion

Keelektronegatifan mengukur seberapa kuat suatu atom menarik elektron yang dipakai bersama dalam ikatan. Skala Pauling adalah yang paling umum. Keelektronegatifan adalah bilangan tak berdimensi hasil perhitungan, bukan sifat yang diukur. Pada Gambar 7.6 OpenStax, fluorin tertinggi dengan 4.0, diikuti oksigen dengan 3.5 serta nitrogen dan klorin dengan 3.0, sedangkan logam golongan 1 terendah, seperti natrium dengan 0.9. Nilainya naik sepanjang satu periode dan turun ke bawah dalam satu golongan.

Selisih ΔEN antara dua atom yang berikatan memberikan perkiraan kasar jenis ikatan. OpenStax memakai batas pedoman berikut: di bawah 0.4, kovalen nonpolar; 0.4 sampai 1.8, kovalen polar; di atas 1.8, ion. Atom yang lebih elektronegatif membawa muatan parsial negatif, δ−.

Batas-batas itu adalah pedoman dengan pengecualian nyata. HF memiliki ΔEN = 1.9 tetapi merupakan molekul kovalen, dan SiF₄, dengan ΔEN = 2.2 untuk setiap ikatan Si–F, adalah gas molekuler. Gunakan ΔEN untuk membandingkan ikatan, bukan untuk menggolongkan suatu senyawa dengan pasti.

Contoh soal: mengurutkan enam ikatan menurut kepolarannya

Urutkan B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl, dan K–Br dari yang paling tidak polar sampai yang paling polar, dengan memakai nilai Pauling lama pada Gambar 7.6 OpenStax: H 2.1, B 2.0, C 2.5, N 3.0, O 3.5, Al 1.5, P 2.1, Cl 3.0, Br 2.8, dan K 0.8.

Selisihnya adalah B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5, dan K–Br 2.0, dan itulah urutannya. Dua hasil mengejutkan banyak siswa. Pada B–H, hidrogen adalah ujung negatif, karena boron kurang elektronegatif dibandingkan hidrogen. Selain itu, K–Br jatuh dalam rentang ion, sesuai dengan kalium bromida sebagai padatan ion, sementara Al–Cl berada di dekat batas atas rentang kovalen polar; aluminium klorida digambarkan sebagai senyawa ion pada beberapa fase dan sebagai senyawa molekuler pada fase lain.

Momen dipol dan persen karakter ion

Ikatan polar memiliki momen dipol μ = Qr, yaitu besar muatan yang terpisah dikali jarak antarmuatan. Momen dipol biasanya dinyatakan dalam debye: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. Jika muatan penuh satu elektron, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, dipindahkan sejauh 1 Å, momen dipolnya akan menjadi 4.803 D. Membandingkan μ terukur dengan nilai ion penuh ini memberikan perkiraan persen karakter ion, (μ terukur / μ ion penuh) × 100.

Contoh soal 1. NIST Chemistry WebBook mencantumkan, untuk H³⁵Cl fase gas, μ = 1.1085 D dan panjang ikatan kesetimbangan 1.27455 Å. H⁺Cl⁻ yang sepenuhnya ion pada jarak itu akan memiliki μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D. Persen karakter ionnya adalah 1.1085/6.122 × 100 = 18.1%. Untuk HF, dengan nilai WebBook μ = 1.82618 D dan r = 0.91680 Å, nilai ion penuhnya adalah 4.404 D dan karakter ionnya 41.5%.

Urutan ini sesuai dengan ΔEN (0.9 untuk HCl, 1.9 untuk HF), tetapi angka-angkanya menunjukkan betapa jauhnya ΔEN yang besar sekalipun dari perpindahan muatan yang sempurna. HF lebih dekat ke ujung kovalen daripada yang disarankan oleh ΔEN-nya saja.

Energi kisi dan hukum Coulomb

Padatan ion disatukan oleh tarikan antara setiap kation dan setiap anion dalam kristal. Energi kisinya adalah energi yang diperlukan untuk memisahkan satu mol padatan menjadi ion-ion gas. OpenStax mendefinisikannya bernilai positif, tetapi beberapa buku teks memakai proses kebalikannya dan memberikan nilai negatif, jadi periksa dahulu konvensi tandanya.

Menurut hukum Coulomb, tarikan bertambah seiring hasil kali muatan ion dan berkurang ketika jarak antarion bertambah. Muatan biasanya paling menentukan. Subbab 7.5 OpenStax mencantumkan LiF sebesar 1023 kJ/mol dan MgO, yang ion-ionnya bermuatan 2+ dan 2−, sebesar 3900 kJ/mol, hampir empat kali lebih besar. Ukuran berpengaruh berikutnya: MgF₂ sebesar 2957 kJ/mol dan MgI₂ sebesar 2327 kJ/mol, karena ion iodida yang lebih besar menjaga muatan-muatan lebih berjauhan.

Contoh soal: siklus Born–Haber untuk natrium klorida

Energi kisi tidak dapat diukur secara langsung, sehingga dicari dengan siklus hukum Hess. Susun NaCl(s) dari unsur-unsurnya melalui jalur tidak langsung yang semua langkahnya dapat diukur, lalu tetapkan bahwa jalur itu harus memberikan total yang sama dengan reaksi pembentukan langsung.

Contoh soal 2. Gunakan langkah-langkah berikut. Sublimasikan natrium, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, yaitu ΔH°f Na(g) dari Lampiran G OpenStax. Bentuk atom klorin, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, yaitu ΔH°f Cl(g). Ionkan natrium, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, dari nilai NIST 5.1391 eV. Tambahkan satu elektron pada klorin, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, dari afinitas elektron 3.6131 eV dalam NIST Chemistry WebBook. Terakhir, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) melepaskan energi kisi, U.

Reaksi keseluruhannya adalah Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s), dengan ΔH°f = −411.2 kJ/mol. Jadi 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, yang memberikan U = 787.2 kJ/mol. Perhatikan bahwa ionisasi memerlukan energi lebih besar daripada yang dikembalikan oleh afinitas elektron. Tanpa energi kisi yang besar, pembentukan NaCl dari unsur-unsurnya tidak akan bersifat eksoterm. Energi kisi NaCl yang dipublikasikan berbeda beberapa persen bergantung pada data dan metode yang dipakai (OpenStax mengutip 769 kJ), jadi bandingkan kecenderungannya, bukan digit terakhirnya.

Memperkirakan entalpi reaksi dari energi ikatan

Untuk reaksi fase gas, Anda dapat memperkirakan ΔH dengan menghitung ikatan: ΔH ≈ Σ(energi ikatan yang diputus) − Σ(energi ikatan yang terbentuk). Energi ikatan dalam tabel adalah rata-rata dari banyak molekul, sehingga hasilnya hanya perkiraan dan dapat meleset puluhan kilojoule dari nilai yang dihitung dari entalpi pembentukan.

Contoh soal 3. Perkirakan ΔH untuk C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g). Keempat ikatan C–H etilena tetap utuh, jadi abaikan. Yang diputus: satu C=C (611 kJ/mol) dan satu H–H (436 kJ/mol), total 1047 kJ. Yang terbentuk: satu C–C (345 kJ/mol) dan dua C–H baru (2 × 415 kJ/mol), total 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. Nilai dari entalpi pembentukan, berdasarkan Lampiran G, adalah −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. Perkiraan itu memiliki tanda yang benar dan berselisih sekitar 6%.

Miskonsepsi ikatan yang perlu dihindari

Sebagian besar kesalahan berasal dari memperlakukan pedoman kasar sebagai aturan eksak atau dari mencampur konvensi tanda. Berikut yang paling umum.

• Memperlakukan ΔEN = 1.8 sebagai garis tegas antara kovalen dan ion. Skalanya kontinu, dan senyawa seperti HF dan SiF₄ melanggar aturan itu.
• Mencampuradukkan keelektronegatifan dengan afinitas elektron. Afinitas elektron adalah energi terukur untuk atom gas; keelektronegatifan menggambarkan atom dalam suatu ikatan.
• Menganggap atom yang lebih elektronegatif selalu nonlogam yang Anda duga. Periksa tabelnya: pada ikatan B–H dan Si–H, hidrogen adalah ujung negatif.
• Membalik rumus energi ikatan. Rumusnya adalah ikatan yang diputus dikurangi ikatan yang terbentuk, urutan yang berlawanan dengan rumus entalpi pembentukan.
• Mencampur konvensi tanda energi kisi dalam satu siklus Born–Haber.
• Menghitung ikatan rangkap dua sebagai dua ikatan tunggal. Ikatan C=C (611 kJ/mol) lebih lemah daripada dua ikatan C–C (690 kJ/mol).