(berdasarkan materi dari situs http://chemel.ru/2008-05-24-19-19-34/2008-06-01-15-23-43/18-2008-05-29-22-08 -32.html)
Diketahui bahwa nonlogam berinteraksi satu sama lain. Mari kita perhatikan mekanisme terjadinya Ikatan kovalen menggunakan contoh pembentukan molekul hidrogen:
H+H=H 2 H= - 436 kJ/mol
Bayangkan kita mempunyai dua atom hidrogen terisolasi yang terpisah. Inti setiap atom hidrogen bebas dikelilingi oleh awan elektron simetris berbentuk bola yang dibentuk oleh elektron 1s (lihat Gambar 1). Ketika atom mendekat pada jarak tertentu, terjadi tumpang tindih sebagian cangkang elektronik(orbital) (Gbr. 2).
Akibatnya, awan molekul dua elektron muncul di antara pusat kedua inti, yang memiliki kerapatan elektron maksimum di ruang antar inti; Peningkatan kepadatan muatan negatif mendukung peningkatan kuat gaya tarik menarik antara inti dan awan molekul.
Jadi, ikatan kovalen terbentuk akibat tumpang tindih awan elektron atom, disertai pelepasan energi. Jika jarak antara inti atom hidrogen yang mendekat sebelum bersentuhan adalah 0,106 nm, maka setelah awan elektron tumpang tindih (pembentukan molekul H2), jarak tersebut adalah 0,074 nm (Gbr. 2).
Biasanya, tumpang tindih awan elektron terbesar terjadi di sepanjang garis yang menghubungkan inti dua atom.
Semakin kuat tumpang tindih orbital elektron, semakin kuat ikatan kimianya.
Akibat terbentuknya ikatan kimia antara dua atom hidrogen, masing-masing atom mencapai konfigurasi elektronik atom gas mulia.
Ikatan kimia biasanya digambarkan dengan berbagai cara:
1) menggunakan elektron dalam bentuk titik-titik yang ditempatkan di tanda kimia elemen.
Maka pembentukan molekul hidrogen dapat ditunjukkan dengan diagram:
T + N N: T
2) menggunakan sel kuantum (sel Hund), seperti menempatkan dua elektron dengan spin berlawanan dalam satu sel kuantum molekul:
Diagram di sebelah kiri menunjukkan bahwa tingkat energi molekul lebih rendah dari tingkat atom aslinya, yang berarti keadaan molekul suatu materi lebih stabil daripada keadaan atom.
3) seringkali, terutama dalam kimia organik, ikatan kovalen dilambangkan dengan tanda hubung (prima)
(misalnya H-H), yang melambangkan sepasang elektron.
Ikatan kovalen dalam molekul klor juga dilakukan dengan menggunakan dua elektron bersama, atau pasangan elektron: 
Seperti yang Anda lihat, setiap atom klor memiliki tiga pasangan elektron bebas dan satu elektron tidak berpasangan.
Pembentukan ikatan kimia terjadi karena tidak berpasangannya elektron pada setiap atom. Elektron yang tidak berpasangan berikatan menjadi pasangan elektron yang sama, juga disebut pasangan bersama.
Jika satu ikatan kovalen (satu pasangan elektron yang sama) telah muncul antar atom, maka disebut ikatan tunggal; jika lebih, maka kelipatan (dua pasangan elektron yang sama), rangkap tiga (tiga pasangan elektron yang sama).
Ikatan tunggal diwakili oleh satu tanda hubung (prime), ikatan rangkap dengan dua, dan ikatan rangkap tiga dengan tiga. Tanda hubung antara dua atom menunjukkan bahwa mereka mempunyai pasangan elektron yang digunakan bersama, sehingga terbentuklah ikatan kimia. Dengan bantuan garis seperti itu, urutan hubungan atom-atom dalam suatu molekul digambarkan.
Jadi, dalam molekul klor, masing-masing atomnya memiliki tingkat terluar delapan elektron (s 2 p 6), dan dua di antaranya (pasangan elektron) dimiliki oleh kedua atom dengan jumlah yang sama.
Ikatan dalam molekul oksigen O2 digambarkan agak berbeda. Secara eksperimental telah ditetapkan bahwa oksigen adalah zat paramagnetik (ditarik ke dalam medan magnet). Molekulnya memiliki dua elektron tidak berpasangan. Struktur molekul ini dapat digambarkan sebagai berikut:
Solusi yang jelas untuk menggambarkan struktur elektronik molekul oksigen belum ditemukan. Namun tidak bisa digambarkan seperti ini:
Dalam molekul nitrogen N2, atom memiliki tiga pasangan elektron yang sama:
Jelas bahwa molekul nitrogen lebih kuat daripada molekul oksigen atau klor, yang menjelaskan kelembaman nitrogen yang signifikan dalam reaksi kimia.
Ikatan kimia yang dilakukan oleh pasangan elektron disebut kovalen.
Ini adalah ikatan dua elektron dan dua pusat (memiliki dua inti).
Senyawa dengan ikatan kovalen disebut homeopolar, atau atom.
Ada dua jenis ikatan kovalen: nonpolar dan polar.
Dalam kasus ikatan kovalen nonpolar, awan elektron yang dibentuk oleh pasangan elektron yang sama, atau awan elektron dari ikatan tersebut, terdistribusi dalam ruang secara simetris relatif terhadap inti kedua atom.
Contohnya adalah molekul diatomik yang terdiri dari atom-atom dari satu unsur: H 2 Cl 2, O 2, N 2, F 2, dan seterusnya, yang pasangan elektronnya sama-sama dimiliki oleh kedua atom.
Dalam kasus ikatan kovalen polar, awan elektron dari ikatan tersebut bergeser ke arah atom dengan elektronegativitas relatif lebih tinggi.
Contohnya adalah molekul yang mudah menguap senyawa anorganik: HC1, H 2 O, H 2 S, NH 3, dst.
Pembentukan molekul HC1 dapat digambarkan dengan diagram berikut:
Pasangan elektron bergeser ke arah atom klor, karena keelektronegatifan relatif atom klor (2,83) lebih besar daripada elektronegativitas relatif atom hidrogen (2.1).
Ikatan kovalen terbentuk tidak hanya karena tumpang tindih awan satu elektron, tetapi juga merupakan mekanisme pertukaran pembentukan ikatan kovalen.
Mekanisme lain untuk pembentukan ikatan kovalen juga dimungkinkan - donor-akseptor. Dalam hal ini, ikatan kimia terjadi karena awan dua elektron dari satu atom dan orbital bebas atom lain. Mari kita perhatikan sebagai contoh mekanisme pembentukan ion amonium NH +4. Dalam molekul amonia, atom nitrogen memiliki pasangan elektron bebas (dua elektron).
awan baru):
Ion hidrogen memiliki orbital 1s bebas (tidak terisi), yang dapat dilambangkan sebagai berikut: H+. Ketika ion amonium terbentuk, awan nitrogen dua elektron menjadi sama dengan atom nitrogen dan hidrogen, yaitu. itu berubah menjadi awan elektron molekul. Artinya muncul ikatan kovalen keempat.
Proses pembentukan ion amonium dapat digambarkan dengan diagram:
Muatan ion hidrogen menjadi sama (terdelokalisasi, yaitu tersebar di antara semua atom), dan awan dua elektron (pasangan elektron bebas) milik nitrogen menjadi sama dengan hidrogen. Dalam diagram, gambar sel sering dihilangkan.
Atom yang menyediakan pasangan elektron bebas disebut donor, dan atom yang menerimanya (yaitu menyediakan orbital kosong) disebut akseptor.
Mekanisme terbentuknya ikatan kovalen akibat adanya awan dua elektron suatu atom (donor) dan orbital bebas atom lain (akseptor) disebut donor-akseptor. Ikatan kovalen yang terbentuk dengan cara ini disebut ikatan donor-akseptor, atau ikatan koordinasi.
Namun, ini bukanlah jenis ikatan khusus, melainkan hanya mekanisme (metode) berbeda dalam pembentukan ikatan kovalen. Sifat ikatan N-H keempat pada ion amonium tidak berbeda dengan ikatan lainnya.
Sambungan logam
Atom sebagian besar logam berada di bagian luar tingkat energi mengandung sejumlah kecil elektron. Jadi, 16 unsur masing-masing mengandung satu elektron, 58 unsur mengandung dua elektron, 4 unsur mengandung tiga elektron, dan hanya Pd yang tidak mengandung satu elektron pun. Atom unsur Ge, Sn dan Pb memiliki 4 elektron pada tingkat terluar, Sb dan Bi - 5, Po - 6, tetapi unsur-unsur ini bukan logam yang berkarakteristik.
Unsur-unsur logam terbentuk zat sederhana- logam. Dalam kondisi normal, ini adalah zat kristal (kecuali merkuri). Pada Gambar. Gambar 3 menunjukkan diagram kisi kristal natrium.
Seperti yang Anda lihat, setiap atom natrium dikelilingi oleh delapan atom tetangganya. Dengan menggunakan natrium sebagai contoh, mari kita perhatikan sifat ikatan kimia dalam logam.
Atom natrium, seperti logam lainnya, memiliki kelebihan orbital valensi dan kekurangan elektron.
Jadi, elektron valensi (3s 1) dapat menempati salah satu dari sembilan orbital bebas - 3s (satu), 3p (tiga) dan 3d (lima).
Saat mendekat atom sebagai hasil pembentukannya perubahan kisi kristal, orbital valensi atom tetangga tumpang tindih,
karena elektron bergerak bebas dari satu orbital ke orbital lainnya, berkomunikasi antara semua atom kristal logam. Jenis ikatan kimia ini disebut ikatan logam.
Ikatan logam dibentuk oleh unsur-unsur yang atom-atomnya pada tingkat terluar memiliki lebih sedikit elektron valensi dibandingkan dengan jumlah total orbital terluar yang dekat secara energetik, dan elektron valensi, karena energi ionisasinya yang rendah, tertahan dengan lemah di dalam atom.
Ikatan kimia dalam kristal logam sangat terdelokalisasi, mis. elektron yang melakukan komunikasi disosialisasikan (“gas elektron”) dan bergerak ke seluruh bagian logam, yang umumnya netral secara listrik.
Ikatan logam merupakan ciri logam dalam wujud padat dan cair. Ini adalah properti kumpulan atom yang terletak berdekatan satu sama lain. Namun, dalam keadaan uap, atom logam, seperti semua zat, dihubungkan satu sama lain melalui ikatan kovalen. Pasangan logam terdiri dari molekul individu (monoatomik dan diatomik). Kekuatan ikatan pada kristal lebih besar dibandingkan pada molekul logam, oleh karena itu proses pembentukan kristal logam terjadi dengan pelepasan energi.
Ikatan logam mempunyai beberapa kesamaan dengan ikatan kovalen, karena ikatan ini juga didasarkan pada pembagian elektron valensi. Namun, elektron yang melakukan ikatan kovalen terletak dekat dengan atom yang terikat dan terikat erat dengannya. Elektron yang melaksanakan ikatan logam bergerak bebas ke seluruh kristal dan menjadi milik semua atomnya. Itulah sebabnya kristal dengan ikatan kovalen bersifat rapuh, sedangkan kristal dengan ikatan logam bersifat ulet, yaitu. mereka berubah bentuk ketika dipukul, digulung menjadi lembaran tipis, dan ditarik menjadi kawat.
Ikatan logam menjelaskan properti fisik logam
Ikatan hidrogen
Ikatan hidrogen adalah sejenis ikatan kimia. Itu bisa antarmolekul dan intramolekul.
Ikatan hidrogen antarmolekul terjadi antara molekul yang mengandung hidrogen dan unsur yang sangat elektronegatif - fluor, oksigen, nitrogen, dan lebih jarang klorin dan belerang. Karena dalam molekul seperti itu pasangan elektron bersama dipindahkan dengan kuat dari hidrogen ke atom unsur elektronegatif, dan muatan positif hidrogen terkonsentrasi dalam volume kecil, proton berinteraksi dengan pasangan elektron bebas dari atom atau ion lain, berbagi. dia. Akibatnya, terbentuk ikatan kedua yang lebih lemah, yang disebut ikatan hidrogen.
Sebelumnya, ikatan hidrogen direduksi menjadi tarikan elektrostatik antara proton dan gugus polar lainnya. Namun sebaiknya lebih tepat untuk mempertimbangkan bahwa interaksi donor-akseptor juga berkontribusi terhadap pembentukannya. Hubungan ini dicirikan oleh arah ruang dan saturasi.
Biasanya, ikatan hidrogen ditunjukkan dengan titik-titik dan ini menunjukkan bahwa ikatan tersebut jauh lebih lemah daripada ikatan kovalen (sekitar 15-20 kali). Namun, ia bertanggung jawab atas asosiasi molekul. Misalnya, pembentukan dimer (dalam keadaan cair paling stabil) dari air dan asam asetat dapat direpresentasikan dengan diagram:
Seperti dapat dilihat dari contoh-contoh ini, dua molekul air, dan dalam kasus asam asetat, dua molekul asam, digabungkan melalui ikatan hidrogen untuk membentuk struktur siklik.
Adanya ikatan hidrogen menjelaskan titik didih air yang lebih tinggi (100° C) dibandingkan senyawa hidrogen dari unsur subkelompok oksigen ( H2O, H2S, H2Te). Dalam kasus air, energi tambahan harus dikeluarkan untuk memutus ikatan hidrogen.
Ikatan kimia.
Berbagai zat mempunyai struktur yang berbeda. Dari semua zat yang diketahui saat ini, hanya gas inert yang ada dalam bentuk atom bebas (terisolasi), hal ini disebabkan oleh stabilitasnya yang tinggi. struktur elektronik. Semua zat lain (dan lebih dari 10 juta di antaranya diketahui saat ini) terdiri dari atom-atom yang terikat.
Catatan: huruf miring menunjukkan bagian teks yang tidak perlu Anda pelajari atau pahami.
Pembentukan molekul dari atom menghasilkan perolehan energi, karena dalam kondisi normal keadaan molekul lebih stabil daripada keadaan atom.
Sebuah atom dapat memiliki satu hingga delapan elektron pada tingkat energi terluarnya. Jika jumlah elektron pada tingkat terluar suatu atom adalah jumlah maksimum yang dapat ditampungnya, maka tingkat tersebut disebut lengkap. Level yang diselesaikan ditandai dengan kekuatan yang besar. Ini adalah tingkat terluar atom gas mulia: helium memiliki dua elektron di tingkat terluar (s 2), sisanya memiliki delapan elektron (ns 2 np 6). Tingkat terluar atom unsur lain tidak lengkap dan sedang dalam proses interaksi kimia mereka selesai.
Ikatan kimia dibentuk oleh elektron valensi, tetapi terjadi dengan cara yang berbeda. Ada tiga jenis utama ikatan kimia: kovalen, ionik, dan logam.
Ikatan kovalen
Mari kita perhatikan mekanisme pembentukan ikatan kovalen dengan menggunakan contoh pembentukan molekul hidrogen:
H + H = H 2; Q = 436 kJ
Inti atom hidrogen bebas dikelilingi oleh awan elektron simetris berbentuk bola yang dibentuk oleh elektron 1 s. Ketika atom mendekati jarak tertentu, awan elektronnya (orbital) sebagian tumpang tindih.
Akibatnya, awan molekul dua elektron muncul di antara pusat kedua inti, yang memiliki kerapatan elektron maksimum di ruang antar inti; peningkatan kepadatan muatan negatif mendukung peningkatan kuat gaya tarik-menarik antara inti dan awan molekul.
Jadi, ikatan kovalen terbentuk akibat tumpang tindih awan elektron atom, disertai pelepasan energi. Jika jarak inti atom hidrogen yang mendekat sebelum bersentuhan adalah 0,106 nm, maka setelah awan elektron tumpang tindih (pembentukan molekul H2), jarak tersebut adalah 0,074 nm. Tumpang tindih awan elektron terbesar terjadi di sepanjang garis yang menghubungkan inti dua atom (ini terjadi ketika ikatan σ terbentuk). Semakin kuat tumpang tindih orbital elektron, semakin kuat ikatan kimianya. Sebagai hasil pembentukan ikatan kimia antara dua atom hidrogen, masing-masing atom mencapai konfigurasi elektronik atom gas mulia helium.
Ikatan kimia biasanya digambarkan dengan berbagai cara:
1) menggunakan elektron dalam bentuk titik-titik yang ditempatkan pada tanda kimia unsur tersebut. Maka pembentukan molekul hidrogen dapat ditunjukkan pada diagram
H∙ + H∙ →H:H
2) seringkali, terutama dalam kimia organik, ikatan kovalen diwakili oleh tanda hubung (prima) (misalnya, H-H), yang melambangkan pasangan elektron bersama.
Ikatan kovalen dalam molekul klor juga dilakukan dengan menggunakan dua elektron bersama, atau pasangan elektron:
Pasangan elektron bebas, ada 3 dalam satu atom
← Pasangan elektron bebas,
Ada 6 di antaranya dalam satu molekul.
elektron tak berpasangan yang dipakai bersama atau sepasang elektron yang dipakai bersama
Seperti yang Anda lihat, setiap atom klor memiliki tiga pasangan elektron bebas dan satu elektron tidak berpasangan. Pembentukan ikatan kimia terjadi karena tidak berpasangannya elektron pada setiap atom. Elektron yang tidak berpasangan berikatan menjadi pasangan elektron bersama, disebut juga pasangan bersama.
Jika satu ikatan kovalen (satu pasangan elektron yang sama) telah muncul antar atom, maka disebut ikatan tunggal; jika lebih, maka kelipatan ganda (dua pasangan elektron bersama), rangkap tiga (tiga pasangan elektron bersama).
Tautan tunggal digambarkan dengan satu garis (guratan), dua kali lipat - dua kali lipat, tiga kali lipat - tiga kali lipat. Tanda hubung antara dua atom menunjukkan bahwa mereka mempunyai pasangan elektron yang digunakan bersama, sehingga terbentuklah ikatan kimia. Dengan bantuan tanda hubung seperti itu, mereka menggambarkannya rumus struktural molekul.
Jadi, dalam molekul klor, masing-masing atomnya memiliki tingkat terluar delapan elektron (s 2 p 6), dan dua di antaranya (pasangan elektron) dimiliki oleh kedua atom dengan jumlah yang sama. Tumpang tindih orbital elektron selama pembentukan molekul ditunjukkan pada Gambar: 
Dalam molekul nitrogen N2, atom memiliki tiga pasangan elektron yang sama:
:N· + ·N: → :N:::N:
Jelasnya, molekul nitrogen lebih kuat daripada molekul hidrogen atau klor, yang menjelaskan kelembaman nitrogen yang signifikan dalam reaksi kimia.
Ikatan kimia yang dilakukan oleh pasangan elektron disebut kovalen.
Mekanisme pembentukan ikatan kovalen.
Ikatan kovalen terbentuk bukan hanya karena tumpang tindih elektron tunggal awan merupakan mekanisme pertukaran pembentukan ikatan kovalen.
Dalam mekanisme pertukaran, atom berbagi jumlah elektron yang sama.
Mekanisme lain pembentukannya juga dimungkinkan - donor-akseptor. Dalam hal ini ikatan kimia terjadi karena tidak dibagikan pasangan elektron dari satu atom dan bebas orbital atom lain.
Mari kita perhatikan sebagai contoh mekanisme pembentukan ion amonium NH 4 +
Ketika amonia bereaksi dengan HCl, reaksi kimia:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl atau disingkat bentuk ioniknya: NH 3 + H + = NH 4 +
Pada saat yang sama, molekul amonia memiliki atom nitrogen tidak dibagikan beberapa elektron (dua elektron awan):
Jarang zat kimia terdiri dari atom-atom unsur kimia yang terpisah dan tidak berhubungan. Dalam kondisi normal, hanya sejumlah kecil gas yang disebut gas mulia yang memiliki struktur berikut: helium, neon, argon, kripton, xenon, dan radon. Seringkali, zat kimia tidak terdiri dari atom-atom yang terisolasi, tetapi kombinasinya menjadi berbagai kelompok. Asosiasi atom-atom tersebut dapat berjumlah beberapa, ratusan, ribuan, atau bahkan lebih banyak atom. Gaya yang menahan atom-atom tersebut dalam kelompok tersebut disebut ikatan kimia.
Dengan kata lain, kita dapat mengatakan bahwa ikatan kimia adalah interaksi yang menghubungkan atom-atom individu menjadi struktur yang lebih kompleks (molekul, ion, radikal, kristal, dll).
Alasan terbentuknya ikatan kimia adalah karena energi struktur yang lebih kompleks lebih kecil daripada energi total masing-masing atom yang membentuknya.
Jadi, khususnya, jika interaksi atom X dan Y menghasilkan molekul XY, ini berarti energi dalam molekul zat tersebut lebih rendah daripada energi dalam masing-masing atom pembentuknya:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Oleh karena itu, ketika ikatan kimia terbentuk antara atom-atom individual, energi dilepaskan.
Elektron pada lapisan elektron terluar yang energi ikatnya paling rendah dengan inti disebut valensi. Misalnya, dalam boron, ini adalah elektron pada tingkat energi ke-2 - 2 elektron per 2 S- orbital dan 1 kali 2 P-orbital:
Ketika suatu ikatan kimia terbentuk, setiap atom cenderung memperoleh konfigurasi elektron atom gas mulia, yaitu. sehingga terdapat 8 elektron pada lapisan elektron terluarnya (2 untuk unsur periode pertama). Fenomena ini disebut aturan oktet.
Atom dapat mencapai konfigurasi elektron seperti gas mulia jika pada awalnya atom tunggal berbagi sebagian elektron valensinya dengan atom lain. Dalam hal ini, pasangan elektron yang sama terbentuk.
Tergantung pada tingkat pembagian elektron, ikatan kovalen, ionik dan logam dapat dibedakan.
Ikatan kovalen
Ikatan kovalen paling sering terjadi antara atom unsur bukan logam. Jika atom bukan logam yang membentuk ikatan kovalen berasal dari unsur kimia yang berbeda, ikatan tersebut disebut ikatan kovalen polar. Alasan pemberian nama ini terletak pada fakta bahwa atom elemen yang berbeda Mereka juga memiliki kemampuan berbeda untuk menarik pasangan elektron yang sama. Jelas sekali, hal ini menyebabkan perpindahan pasangan elektron yang sama ke arah salah satu atom, akibatnya terbentuk muatan parsial negatif di atasnya. Pada gilirannya, muatan positif parsial terbentuk pada atom lainnya. Misalnya, dalam molekul hidrogen klorida, pasangan elektron berpindah dari atom hidrogen ke atom klor:
Contoh zat yang mempunyai ikatan kovalen polar:
CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2, dan seterusnya.
Ikatan kovalen nonpolar terbentuk antara atom bukan logam yang sama unsur kimia. Karena atom-atomnya identik, kemampuannya untuk menarik elektron bersama juga sama. Dalam hal ini, tidak ada perpindahan pasangan elektron yang diamati:
Mekanisme pembentukan ikatan kovalen di atas, ketika kedua atom menyediakan elektron untuk membentuk pasangan elektron yang sama, disebut pertukaran.
Ada juga mekanisme donor-akseptor.
Ketika ikatan kovalen dibentuk melalui mekanisme donor-akseptor, pasangan elektron bersama terbentuk karena terisinya orbital satu atom (dengan dua elektron) dan orbital kosong atom lain. Sebuah atom yang menyediakan pasangan elektron bebas disebut donor, dan atom dengan orbital kosong disebut akseptor. Atom yang mempunyai pasangan elektron, misalnya N, O, P, S, bertindak sebagai donor pasangan elektron.
Misalnya, menurut mekanisme donor-akseptor, ikatan kovalen N-H keempat terbentuk dalam kation amonium NH 4 +:
Selain polaritas, ikatan kovalen juga dicirikan oleh energi. Energi ikatan adalah energi minimum yang diperlukan untuk memutuskan ikatan antar atom.
Energi ikat berkurang dengan bertambahnya jari-jari atom yang terikat. Karena kita mengetahui bahwa jari-jari atom bertambah ke bawah subkelompoknya, kita dapat, misalnya, menyimpulkan bahwa kekuatan ikatan halogen-hidrogen meningkat dalam deret:
HAI< HBr < HCl < HF
Selain itu, energi ikatan bergantung pada multiplisitasnya - semakin besar multiplisitas ikatan, semakin besar pula energinya. Multiplisitas ikatan mengacu pada jumlah pasangan elektron bersama antara dua atom.
Ikatan ionik
Ikatan ionik dapat dianggap sebagai kasus ekstrim dari ikatan kovalen. koneksi kutub. Jika dalam ikatan kovalen-polar pasangan elektron yang sama sebagian bergeser ke salah satu pasangan atom, maka dalam ikatan ionik pasangan elektron tersebut hampir seluruhnya “diberikan” kepada salah satu atom. Atom yang menyumbangkan elektron memperoleh muatan positif dan menjadi kation, dan atom yang mengambil elektron darinya memperoleh muatan negatif dan menjadi anion.
Jadi, ikatan ionik adalah ikatan yang dibentuk oleh gaya tarik elektrostatis kation terhadap anion.
Pembentukan jenis ikatan ini khas selama interaksi atom-atom logam khas dan non-logam khas.
Misalnya kalium fluorida. Kation kalium dibentuk oleh pelepasan satu elektron dari atom netral, dan ion fluor dibentuk oleh penambahan satu elektron ke atom fluor:
Gaya tarik-menarik elektrostatis timbul di antara ion-ion yang dihasilkan, sehingga terbentuklah senyawa ionik.
Ketika ikatan kimia terbentuk, elektron dari atom natrium berpindah ke atom klor dan ion bermuatan berlawanan terbentuk, yang memiliki tingkat energi eksternal lengkap.
Telah diketahui bahwa elektron dari atom logam tidak terlepas seluruhnya, tetapi hanya bergeser ke arah atom klor, seperti pada ikatan kovalen.
Kebanyakan senyawa biner yang mengandung atom logam bersifat ionik. Misalnya oksida, halida, sulfida, nitrida.
Ikatan ionik juga terjadi antara kation sederhana dan anion sederhana (F −, Cl −, S 2-), serta antara kation sederhana dan anion kompleks (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Oleh karena itu, senyawa ionik meliputi garam dan basa (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).
Sambungan logam
Jenis ikatan ini terbentuk pada logam.
Atom dari semua logam memiliki elektron pada lapisan elektron terluarnya yang memiliki energi pengikatan rendah dengan inti atom. Bagi sebagian besar logam, proses kehilangan elektron terluar merupakan hal yang menguntungkan secara energetik.
Karena interaksi yang lemah dengan inti, elektron-elektron dalam logam ini sangat mobile dan proses berikut terus terjadi di setiap kristal logam:
M 0 - ne - = M n + , dimana M 0 adalah atom logam netral, dan M n + adalah kation dari logam yang sama. Gambar di bawah ini memberikan ilustrasi proses yang sedang berlangsung.
Artinya, elektron “bergegas” melintasi kristal logam, melepaskan diri dari satu atom logam, membentuk kation darinya, bergabung dengan kation lain, membentuk atom netral. Fenomena ini disebut “angin elektron”, dan kumpulan elektron bebas dalam kristal atom bukan logam disebut “gas elektron”. Jenis interaksi antara atom logam disebut ikatan logam.
Ikatan hidrogen
Jika atom hidrogen dalam suatu zat terikat pada unsur dengan elektronegativitas tinggi (nitrogen, oksigen, atau fluor), zat tersebut dicirikan oleh fenomena yang disebut ikatan hidrogen.
Karena atom hidrogen terikat pada atom elektronegatif, muatan positif parsial terbentuk pada atom hidrogen, dan muatan negatif parsial terbentuk pada atom unsur elektronegatif. Dalam hal ini, tarik-menarik elektrostatis menjadi mungkin antara atom hidrogen yang bermuatan sebagian positif dari satu molekul dan atom elektronegatif dari molekul lain. Misalnya, ikatan hidrogen diamati pada molekul air:
Ikatan hidrogen inilah yang menjelaskan titik leleh air yang sangat tinggi. Selain air, ikatan hidrogen yang kuat juga terbentuk pada zat seperti hidrogen fluorida, amonia, asam teroksigenasi, fenol, alkohol, amina.
Ikatan kovalen, bergantung pada bagaimana pasangan elektron bersama terjadi, dapat dibentuk oleh menukarkan atau mekanisme donor-akseptor.
Mekanisme pertukaran Pembentukan ikatan kovalen terjadi ketika orbital atom dan elektron tidak berpasangan yang terletak di orbital ini berpartisipasi dalam pembentukan pasangan elektron yang sama dari setiap atom.
Misalnya pada molekul hidrogen. Atom hidrogen yang berinteraksi mengandung elektron tunggal dengan spin berlawanan pada orbital s atom membentuk pasangan elektron yang sama, yang pergerakannya dalam molekul H2 terjadi dalam batas orbital molekul σ, yang muncul ketika dua orbital atom s bergabung:
Dalam molekul amonia, atom nitrogen, yang memiliki tiga elektron tunggal dan satu pasangan elektron di empat orbital atom pada tingkat energi terluar, membentuk tiga pasangan elektron yang sama dengan elektron s dari tiga atom hidrogen. Pasangan elektron dalam molekul NH 3 ini terletak di tiga orbital molekul σ, yang masing-masing muncul ketika orbital atom atom nitrogen bergabung dengan orbital s atom hidrogen:
Jadi, dalam molekul amonia, atom nitrogen membentuk tiga ikatan dengan atom hidrogen dan memiliki tidak dibagikan pasangan elektron.
Mekanisme donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen terjadi ketika satu atom atau ion netral (penyumbang) memiliki pasangan elektron pada orbital atom pada tingkat energi terluar, dan ion lainnya atau atom netral (akseptor)- orbital bebas (kosong). Ketika orbital atom bergabung, orbital molekul muncul di mana terdapat pasangan elektron yang sama yang sebelumnya dimiliki oleh atom donor:
Menurut mekanisme donor-akseptor, misalnya, pembentukan ikatan kovalen antara molekul amonia dan ion hidrogen terjadi dengan munculnya ion amonium+. Dalam molekul amonia, atom nitrogen di lapisan terluar memiliki pasangan elektron bebas, yang memungkinkan molekul ini bertindak sebagai donor. Ion hidrogen (akseptor) memiliki orbital s bebas. Karena peleburan orbital atom atom nitrogen dan ion hidrogen, timbul orbital molekul σ, dan pasangan elektron bebas atom nitrogen menjadi sama dengan atom penghubung:
Atau H + + NH 3 [ H NH 3 ] +
Dalam ion amonium +, ikatan kovalen N-H yang dibentuk oleh mekanisme donor-akseptor memiliki energi dan panjang yang sama dengan tiga ikatan kovalen N-H lainnya yang dibentuk melalui mekanisme pertukaran.
Atom boron membentuk molekul boron fluorida BF 3 karena tumpang tindih orbital elektron yang ditempati dalam keadaan tereksitasi oleh elektron yang tidak berpasangan dengan orbital elektron fluor. Dalam hal ini, atom boron mempertahankan satu orbital kosong, sehingga ikatan kimia keempat dapat dibentuk melalui mekanisme donor-akseptor.
Ikatan yang terbentuk melalui mekanisme donor-akseptor sering disebut donor-akseptor, koordinasi atau terkoordinasi. Namun, ini bukanlah jenis ikatan khusus, melainkan hanya mekanisme pembentukan ikatan kovalen yang berbeda.
Mekanisme donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen merupakan ciri khasnya senyawa kompleks: Peran akseptor biasanya dilakukan oleh ion logam d, yang biasanya dapat menyediakan dua, empat atau enam orbital atom bebas tipe s-, p-, d, yang secara signifikan memperluas kemampuannya untuk membentuk ikatan kovalen.
Misalnya, ion Ag + dan Cu 2+ masing-masing menyediakan dua dan empat orbital atom bebas, dan donor pasangan elektron dapat berupa, misalnya, dua atau empat molekul amonia atau ion sianida:
Akseptor Donor 
Dalam kasus ini, ikatan kovalen muncul antara donor dan akseptor dengan pembentukan kation kompleks (perak dan tembaga amonia) atau anion (tembaga sianida).
Ada dua cara (mekanisme) utama pembentukan ikatan kovalen.
1) Mekanisme spinvalen (pertukaran). : Pasangan elektron yang membentuk ikatan dibentuk oleh elektron tidak berpasangan yang terdapat pada atom yang tidak tereksitasi.
Namun, jumlah ikatan kovalen mungkin lebih banyak daripada jumlah elektron tidak berpasangan. Misalnya, dalam keadaan tidak tereksitasi (juga disebut keadaan dasar), atom karbon memiliki dua elektron tidak berpasangan, tetapi merupakan ciri senyawa yang membentuk empat ikatan kovalen. Hal ini dimungkinkan karena eksitasi atom. Dalam hal ini, salah satu elektron s berpindah ke sublevel p:
Peningkatan jumlah ikatan kovalen yang tercipta disertai dengan pelepasan lebih banyak energi daripada yang dikeluarkan untuk eksitasi atom. Karena valensi suatu atom bergantung pada jumlah elektron yang tidak berpasangan, eksitasi menyebabkan peningkatan valensi. Pada atom nitrogen, oksigen, dan fluor, jumlah elektron tidak berpasangan tidak bertambah, karena Tidak ada orbital bebas dalam tingkat kedua, dan pergerakan elektron ke tingkat kuantum ketiga memerlukan energi yang jauh lebih besar daripada energi yang dilepaskan selama pembentukan ikatan tambahan. Jadi, ketika sebuah atom tereksitasi, transisi elektron ke orbital bebas hanya mungkin terjadi dalam satu tingkat energi.
Unsur periode ke-3 - fosfor, belerang, klor - dapat menunjukkan valensi yang sama dengan nomor golongan. Hal ini dicapai dengan eksitasi atom dengan transisi elektron 3s dan 3p ke orbital kosong pada sublevel 3d:
P* 1s 2 2s 2 2p 6 3 detik 1 3p 3 3d 1 (valensi 5)
S* 1s 2 2s 2 2p 6 3 detik 1 3p 3 3d 2 (valensi 6)
Kl* 1s 2 2s 2 2p 6 3 detik 1 3p 3 3d 3 (valensi 7)
Dalam rumus elektronik atom tereksitasi di atas, sublevel yang hanya mengandung elektron tidak berpasangan digarisbawahi. Dengan menggunakan contoh atom klor, mudah untuk menunjukkan bahwa valensi dapat bervariasi:
Berbeda dengan klorin, valensi atom F adalah konstan dan sama dengan 1, karena Pada tingkat energi valensi (kedua) tidak terdapat orbital subtingkat d dan orbital kosong lainnya.
2) Mekanisme donor-akseptor : Ikatan kovalen terbentuk karena adanya pasangan elektron pada lapisan elektron terluar atom. Dalam hal ini, atom kedua harus memiliki orbital bebas di lapisan terluar. Misalnya, pembentukan ion amonium dari molekul amonia dan ion hidrogen dapat direpresentasikan dengan diagram berikut: (representasi elektron dengan tanda silang dan titik pada diagram di bawah ini sangat bersyarat, karena pada kenyataannya elektron tidak dapat dibedakan) :
Atom yang menyediakan pasangan elektronnya untuk membentuk ikatan kovalen disebut donor, dan atom yang menyediakan orbital kosong disebut akseptor. Ikatan kovalen yang terbentuk dengan cara ini disebut ikatan donor-akseptor. Dalam kation amonium, ikatan ini benar-benar identik sifatnya dengan tiga ikatan kovalen lainnya yang dibentuk dengan metode pertukaran.
Hibridisasi orbital atom
Untuk menjelaskan perbedaan antara sudut ikatan molekul H 2 O (104,5) dan NH 3 (107,3) dari 90, harus diperhitungkan bahwa keadaan stabil molekul sesuai dengan struktur geometrinya dengan nilai terendah energi potensial. Oleh karena itu, selama pembentukan suatu molekul, bentuk dan susunan relatif awan elektron atom berubah dibandingkan dengan bentuk dan susunannya dalam atom bebas. Akibatnya, tumpang tindih orbital yang lebih sempurna tercapai selama pembentukan ikatan kimia. Deformasi awan elektron ini memerlukan energi, namun tumpang tindih yang lebih sempurna akan menghasilkan pembentukan ikatan yang lebih kuat, dan secara keseluruhan terdapat perolehan energi. Hal ini menjelaskan munculnya orbital hibrid.
Bentuk orbital hibrid dapat ditentukan secara matematis dengan menjumlahkan fungsi gelombang orbital asal:
Akibat penjumlahan fungsi gelombang orbital s dan p, dengan memperhatikan tanda-tandanya, ternyata kerapatan awan elektron (nilai 2) pada salah satu sisi inti meningkat, dan di sisi lain menurun.
Secara umum proses hibridisasi meliputi tahapan sebagai berikut: eksitasi atom, hibridisasi orbital atom yang tereksitasi, pembentukan ikatan dengan atom lain. Biaya energi untuk dua tahap pertama dikompensasi oleh perolehan energi selama pembentukan ikatan yang lebih kuat dengan orbital hibrid. Jenis hibridisasi ditentukan oleh jenis dan jumlah orbital yang terlibat.
Di bawah ini adalah contoh berbagai jenis hibridisasi orbital s dan p.
Hibridisasi satu orbital s dan satu p (hibridisasi sp) terjadi, misalnya, selama pembentukan berilium hidrida, berilium halida, seng, dan kadmium-merkuri. Atom unsur-unsur ini dalam keadaan normal memiliki dua elektron s berpasangan di lapisan terluarnya. Akibat eksitasi, salah satu elektron s masuk ke keadaan p - muncul dua elektron tidak berpasangan, salah satunya adalah elektron s dan yang lainnya adalah elektron p. Ketika ikatan kimia terbentuk, dua orbital berbeda ini diubah menjadi dua orbital hibrid yang identik.Jumlah total orbital selama hibridisasi tidak berubah . Dua orbital hibrid sp berarah pada sudut 180º satu sama lain dan membentuk dua ikatan (Gambar 2):
Gambar 2 - Tumpang tindih orbital sp berilium dan orbital p klorin dalam molekul BeCl 2
Penentuan eksperimental struktur molekul BeG 2, ZnG 2, CdG 2, HgG 2 (G-halogen) menunjukkan bahwa molekul-molekul tersebut linier, dan kedua ikatan logam dengan atom halogen memiliki panjang yang sama.
Hibridisasi satu orbital s dan dua orbital p (hibridisasi sp 2) terjadi, misalnya pada pembentukan senyawa boron. Atom boron yang tereksitasi memiliki tiga elektron tidak berpasangan - satu elektron s dan dua elektron p. Tiga orbital hibrid sp 2 ekivalen terbentuk dari tiga orbital yang terletak pada bidang yang sama dengan sudut 120 satu sama lain (Gambar 3). Memang, seperti yang ditunjukkan oleh studi eksperimental, molekul senyawa boron seperti BG 3 (G-halogen), B(CH 3) 3 - trimetilboron, B(OH) 3 - asam borat, memiliki struktur datar. Selain itu, ketiga ikatan boron pada molekul tersebut memiliki panjang yang sama dan terletak pada sudut 120.
Gambar 3– Tumpang tindih orbital sp 2 boron dan orbital p klorin dalam molekul BCl 3
Hibridisasi satu orbital s dan tiga p (hibridisasi sp 3) merupakan karakteristik, misalnya, karbon dan analognya - silikon dan germanium. Dalam hal ini, keempat orbital hibrid sp3 terletak pada sudut 10928 satu sama lain; mereka diarahkan ke simpul tetrahedron (dalam molekul CH 4, CCl 4, SiH 4, GeBr 4, dll.). Sudut ikatan molekul H 2 O (104,5º) dan NH 3 (107,3º) tidak persis sama dengan posisi relatif orbital p “murni” (90º). Hal ini disebabkan adanya kontribusi elektron s terhadap pembentukan ikatan kimia. Kontribusi tersebut tidak lain adalah hibridisasi. Elektron valensi dalam molekul ini menempati empat orbital yang dekat dengan hibrid sp3. Perbedaan kecil antara sudut ikatan dan tetrahedral 109º28" dijelaskan, menurut teori Gillespie, oleh fakta bahwa orbital hibrid yang tidak berbagi menempati volume yang lebih besar di ruang angkasa.
Dalam banyak molekul, atom pusat tidak mengalami hibridisasi. Jadi, sudut ikatan dalam molekul H 2 S, PH 3, dll. mendekati 90, yaitu. pembentukan ikatan terjadi dengan partisipasi orbital p "murni" yang terletak tegak lurus satu sama lain. 
