Ikatan Kimia dan Keelektronegatifan: Daripada Pasangan Kongsi kepada Kekisi Ion

Mengapa ikatan terbentuk: tenaga berbanding jarak

Dua atom hidrogen yang berjauhan tidak berinteraksi. Apabila kedua-duanya menghampiri satu sama lain, setiap elektron ditarik oleh kedua-dua nukleus, dan tenaga menurun. Apabila lebih dekat lagi, kedua-dua nukleus saling menolak dengan kuat dan tenaga meningkat. Panjang ikatan ialah jarak pada dasar telaga tenaga ini, 74 pm bagi H₂, dan kedalaman telaga ialah tenaga ikatan, 436 kJ/mol bagi H–H dalam Jadual 7.2 OpenStax Chemistry 2e.

Setiap ikatan ialah keseimbangan antara tarikan dan tolakan, jadi memutuskan ikatan sentiasa memerlukan tenaga dan membentuk ikatan sentiasa membebaskan tenaga. Tindak balas adalah eksotermik apabila ikatan yang terbentuk secara keseluruhannya lebih kuat daripada ikatan yang diputuskan.

Keelektronegatifan dan skala kovalen kepada ion

Keelektronegatifan mengukur betapa kuatnya sesuatu atom menarik elektron yang dikongsi dalam ikatan. Skala Pauling ialah yang paling lazim. Ia ialah nombor tanpa dimensi yang dikira, bukan sifat yang diukur. Dalam Rajah 7.6 OpenStax, fluorin paling tinggi pada 4.0, diikuti oleh oksigen pada 3.5 serta nitrogen dan klorin pada 3.0, dan logam kumpulan 1 paling rendah, seperti natrium pada 0.9. Nilai meningkat merentasi kala dan menurun ke bawah kumpulan.

Perbezaan ΔEN antara dua atom yang terikat memberikan anggaran jenis ikatan. OpenStax menggunakan nilai sempadan panduan ini: di bawah 0.4, kovalen tak berkutub; 0.4 hingga 1.8, kovalen berkutub; di atas 1.8, ion. Atom yang lebih elektronegatif membawa cas separa negatif, δ−.

Nilai sempadan itu ialah panduan yang mempunyai pengecualian sebenar. HF mempunyai ΔEN = 1.9 tetapi ialah molekul kovalen, dan SiF₄, dengan ΔEN = 2.2 bagi setiap ikatan Si–F, ialah gas molekul. Gunakan ΔEN untuk membandingkan ikatan, bukan untuk mengelaskan sebatian dengan pasti.

Contoh penyelesaian: menyusun enam ikatan mengikut kekutuban

Susun B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl dan K–Br daripada yang paling kurang berkutub kepada yang paling berkutub, menggunakan nilai Pauling lama dalam Rajah 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.

Perbezaannya ialah 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 susunannya. Dua keputusan mengejutkan ramai pelajar. Dalam B–H, hidrogen ialah hujung negatif, kerana boron kurang elektronegatif berbanding hidrogen. Dan K–Br jatuh dalam julat ion, selaras dengan kalium bromida sebagai pepejal ion, manakala Al–Cl terletak berhampiran bahagian atas julat kovalen berkutub; aluminium klorida digambarkan sebagai ion dalam sesetengah fasa dan molekul dalam fasa lain.

Momen dwikutub dan peratus sifat ion

Ikatan berkutub mempunyai momen dwikutub μ = Qr, iaitu magnitud cas yang dipisahkan didarab dengan jarak antara cas-cas itu. Momen dwikutub biasanya diberikan dalam debye: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. Jika cas penuh sebuah elektron, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, dipindahkan merentasi 1 Å, momen dwikutubnya ialah 4.803 D. Membandingkan μ yang diukur dengan nilai ion sepenuhnya ini memberikan anggaran peratus sifat ion, (μ diukur / μ ion sepenuhnya) × 100.

Contoh penyelesaian 1. NIST Chemistry WebBook menyenaraikan, bagi H³⁵Cl fasa gas, μ = 1.1085 D dan panjang ikatan keseimbangan 1.27455 Å. H⁺Cl⁻ yang ion sepenuhnya pada jarak itu akan mempunyai μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D. Peratus sifat ion ialah 1.1085/6.122 × 100 = 18.1%. Bagi HF, dengan nilai WebBook μ = 1.82618 D dan r = 0.91680 Å, nilai ion sepenuhnya ialah 4.404 D dan sifat ionnya ialah 41.5%.

Susunan ini sepadan dengan ΔEN (0.9 bagi HCl, 1.9 bagi HF), tetapi nombor-nombor itu menunjukkan betapa jauhnya ΔEN yang besar sekalipun daripada pemindahan cas yang lengkap. HF lebih hampir dengan hujung kovalen berbanding yang dicadangkan oleh ΔEN-nya sahaja.

Tenaga kekisi dan hukum Coulomb

Pepejal ion diikat bersama oleh tarikan antara setiap kation dan setiap anion dalam hablur. Tenaga kekisinya ialah tenaga yang diperlukan untuk memisahkan satu mol pepejal itu kepada ion-ion gas. OpenStax mentakrifkannya sebagai positif, tetapi sesetengah buku teks menggunakan proses songsang dan memberikan nilai negatif, jadi semak konvensyen tanda terlebih dahulu.

Menurut hukum Coulomb, tarikan bertambah dengan hasil darab cas ion dan berkurang apabila jarak antara ion bertambah. Cas biasanya lebih dominan. Bahagian 7.5 OpenStax menyenaraikan LiF pada 1023 kJ/mol dan MgO, yang ionnya membawa cas 2+ dan 2−, pada 3900 kJ/mol, hampir empat kali lebih besar. Saiz menjadi faktor seterusnya: MgF₂ ialah 2957 kJ/mol dan MgI₂ ialah 2327 kJ/mol, kerana ion iodida yang lebih besar menjauhkan cas-cas itu.

Contoh penyelesaian: kitar Born–Haber bagi natrium klorida

Tenaga kekisi tidak dapat diukur secara langsung, jadi ia dicari dengan kitar hukum Hess. Bina NaCl(s) daripada unsur-unsurnya melalui laluan tidak langsung yang setiap langkahnya boleh diukur, kemudian tetapkan bahawa laluan itu mesti memberikan jumlah yang sama dengan tindak balas pembentukan langsung.

Contoh penyelesaian 2. Gunakan langkah-langkah ini. Pemejalwapan natrium, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, iaitu ΔH°f bagi Na(g) daripada Lampiran G OpenStax. Hasilkan atom klorin, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, iaitu ΔH°f bagi Cl(g). Ionkan natrium, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, daripada nilai NIST 5.1391 eV. Tambahkan elektron kepada klorin, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, daripada afiniti elektron 3.6131 eV dalam NIST Chemistry WebBook. Akhirnya, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) membebaskan tenaga kekisi, U.

Tindak balas keseluruhan ialah 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 bahawa pengionan memerlukan lebih banyak tenaga daripada yang dikembalikan oleh afiniti elektron. Tanpa tenaga kekisi yang besar, pembentukan NaCl daripada unsur-unsurnya tidak akan menjadi eksotermik. Tenaga kekisi NaCl yang diterbitkan berbeza beberapa peratus bergantung pada data dan kaedah yang digunakan (OpenStax memetik 769 kJ), jadi bandingkan aliran dan bukannya digit terakhir.

Menganggar entalpi tindak balas daripada tenaga ikatan

Bagi tindak balas fasa gas, anda boleh menganggar ΔH dengan mengira ikatan: ΔH ≈ Σ(tenaga ikatan yang diputuskan) − Σ(tenaga ikatan yang terbentuk). Tenaga ikatan yang dijadualkan ialah purata bagi banyak molekul, jadi hasilnya hanya anggaran dan boleh tersasar daripada nilai yang diperoleh daripada entalpi pembentukan sebanyak puluhan kilojoule.

Contoh penyelesaian 3. Anggarkan ΔH bagi C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g). Empat ikatan C–H etilena kekal, jadi abaikannya. Diputuskan: satu C=C (611 kJ/mol) dan satu H–H (436 kJ/mol), jumlahnya 1047 kJ. Terbentuk: satu C–C (345 kJ/mol) dan dua C–H baharu (2 × 415 kJ/mol), jumlahnya 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. Nilai entalpi pembentukan, daripada Lampiran G, ialah −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. Anggaran itu mempunyai tanda yang betul dan berada dalam lingkungan kira-kira 6%.

Salah faham tentang ikatan yang perlu dielakkan

Kebanyakan kesilapan berpunca daripada menganggap garis panduan kasar sebagai peraturan yang tepat atau daripada mencampuradukkan konvensyen tanda. Berikut ialah yang paling lazim.

• Menganggap ΔEN = 1.8 sebagai garis tajam antara kovalen dan ion. Skala itu selanjar, dan sebatian seperti HF dan SiF₄ melanggar peraturan tersebut.
• Mengelirukan keelektronegatifan dengan afiniti elektron. Afiniti elektron ialah tenaga yang diukur bagi atom gas; keelektronegatifan menerangkan atom dalam ikatan.
• Menganggap atom yang lebih elektronegatif sentiasa bukan logam yang anda jangkakan. Semak jadual: dalam ikatan B–H dan Si–H, hidrogen ialah hujung negatif.
• Menterbalikkan formula tenaga ikatan. Ia ialah ikatan yang diputuskan tolak ikatan yang terbentuk, tertib yang bertentangan dengan formula entalpi pembentukan.
• Mencampuradukkan konvensyen tanda tenaga kekisi dalam satu kitar Born–Haber.
• Mengira ikatan ganda dua sebagai dua ikatan tunggal. Ikatan C=C (611 kJ/mol) lebih lemah daripada dua ikatan C–C (690 kJ/mol).