STRUKTUR LEWIS DAN BENTUK MOLEKUL
ASIH MUSTIKASARI 21030112130064
TEKNIK KIMIA FAKULTAS TEKNIK UNIVERSITAS DIPONEGORO SEMARANG 2012
Bentuk Molekul MENGGAMBARKAN MOLEKUL DAN ION DENGAN STRUKTUR LEWIS Langkah pertama untuk memvisualisasikan molekul adalah mengubah formula molekul ke struktur Lewis (atau rumus Lewis). formula struktural dua dimensi Ini terdiri dari simbol dot yang menggambarkan setiap elektron atom dan tetangganya, pasangan ikatan yang menahan mereka bersama-sama, dan pasangan mandiri yang mengisi setiap atom terluar tingkat (valensi kulit) Menggunakan Aturan oktet menulis Struktur Lewis Untuk menulis struktur Lewis dari formula molekul, kami memutuskan penempatan relatif atom dalam molekul (atau ion poliatomik), dimana atom yang berdekatan dan menjadi terikat satu sama lain dan mendistribusikan jumlah total elektron valensi sebagai ikatan dan pasangan mandiri Struktur Lewis untuk Molekul dengan Ikatan tunggal, kita membahas langkah-langkah untuk menulis struktur Lewis untuk molekul yang hanya memiliki ikatan tunggal, dengan menggunakan nitrogen trifluorida, NF 3, sebagai contoh. Anda mungkin ingin lihat Gambar 10.1 kita melalui langkah-langkah.
Langkah I. Tempatkan atom relatif terhadap satu sama lain. Untuk senyawa molekuler formula ABM menempatkan atom dengan bilangan kelompok yang lebih rendah di tengah karena membutuhkan lebih banyak elektron untuk mencapai oktet, biasanya, ini juga merupakan atom dengan elektronegativitas rendah. Langkah 2. Tentukan jumlah total elektron valensi yang tersedia. Untuk molecules, menjumlahkan electron valensi semua atom. (Ingat bahwa jumlah elektron valensi sama dengan bilangan group A). Untuk ion poliatomik, tambahkan satu e-untuk setiap muatan negatif ion. atau kurangi satu e - untuk setiap muatan positif. Langkah 3. Buatlah sebuah ikatan tunggal dari setiap atom sekitarnya dengan atom pusat, dan mengurangi dua elektron valensi untuk setiap ikatan. Setidaknya satu ikatan tungal antara atom terikat: Langkah 4. Distribusikan elektron yang tersisa Dallam pasangan-pasangan sehingga setiap atom berakhir dengan delapan elektron (atau dua untuk H). Pertama, menempatkan pasangan mandiri pada sekitarnya (Lebih elektronegatif) untuk atom memberikan setiap oktet. Jika ada elektron tetap, tempat mereka di sekitar atom pusat. Kemudian periksa bahwa setiap atom memiliki 8e - .Ini adalah struktur Lewis untuk 'NF3 Selalu Dengan menggunakan empat langkah, Anda dapat menulis struktur Lewis untuk setiap molekul tunggal yang terikat pusat atom adalah C, N, atau 0, serta beberapa molekul dengan pusat atom dari periode yang lebih tinggi. Ingat bahwa, di hampir semua senyawa mereka, o o o o o
Atom Hidrogen dari satu ikatan. Atom karbon dari empat ikatan. Atom nitrogen dari tiga ikatan. Atom oksigen dari dua ikatan. Halogen dari satu ikatan ketika mereka mengelilingi atom, fluor selalu mengelilingi atom.
Lewis untuk Beberapa Molekul dengan banyak Ikatan, Kadang-kadang Anda akan menemukan bahwa, setelah langkah 1sampai 4, tidak ada elektron yang cukup untuk atom pusat (atau salah satu dari pusat atom) untuk mencapai oktet. Hal ini biasanya berarti bahwa ada banyak ikatan, dan langkah tambahan berikut ini diperlukan: Langkah 5. Kasus termasuk banyak ikatan. Jika, setelah langkah 4, atom pusat masih tidak memiliki oktet, untukbeberapa ikatan dengan mengubah pasangan bebas dari satu atom sekitarnya menjadi sepasang ikatan dengan atom pusat. Resonansi: terdelokalisasi pasangan Electron terikat Kita sering dapat menulis lebih dari satu struktur Lewis. masing-masing dengan penempatan atom relatif sama, untuk sebuah molekul atau ion dengan ikatan ganda di samping ikatan tunggal. Ozon (0 3), Berlaku Dua Struktur Lewis (dengan huruf atom O) yang Dalam struktur I, B oksigen memiliki ikatan ganda untuk oksigen A dan ikatan tunggal untuk oxygen C. Dalam struktur II, ikatan tunggal dan ganda dibalik, Ini bukan dua yang berbeda O3 molekul, hanya berbeda struktur Lewis untuk molekul yang sama. Dua ikatan dalam O3 identik, dengan properti yang terletakdari ikatan 0-0 dan 0 = 0 ikatan, sesuatu yangseperti ikatan "satu dan setengah '. Molekul ditunjukkan lebih tepat dengan dua Struktur Lewis, yang disebut struktur resonansi (atau bentuk resonansi), dan dua panah resonansi di antara mereka. Struktur resonansi memiliki penempatan atom relatif yang sama tetapi lokasi yang berbeda dari ikatan dan satu pasang elektron. Anda dapat mengkonversi satu dari resonansi lain dengan memindahkan pasangan mandiriposisi ikatan, dan sebaliknya: Struktur resonansi bukanlah penggambaran ikatan nyata: 0 3 tidak berubah kembali Pada O3, hasil ini dalam dua ikatan yang identik, masing-masing terdiri dari ikatan tunggal (pasangan elektron lokal) dan ikatan parsial (kontribusi dari salah satu terdekalisasi pasangan elektron). Kami menggambar hybrid resonansi dengan garis putus-putus melengkung untuk menunjukkan pasangan terdelokalisasi: Delokalisasi elektron berdifusi kerapatan elektron selama volume yang lebih besar, yang mengurangi tolakan elektron-elektron dan dengan demikian menstabilkan molekul. Resonansi sangat umum, dan banyak molekul (dan ion) yang terbaik digambarkan sebagai resonansi hibrida. Perhatikan bahwa struktur Lewis dari ion poliatomik ditunjukkan dalam tanda kurung siku, dengan beban sebagai superscript tepat di luar kurung. formal charge : Memilih Struktur Resonansi Yang Lebih Penting Dalam contoh sebelumnya. para resonansi fontis dicampur sama untuk Fonti yang hybrid resonansi karena molekul (atau ion) telah mengelilingi atom yang semua sama. Seringkali hal ini tidak terjadi, dan satu resonansi Fonti
mungkin terlihat lebih seperti hybrid dari yang lain. Dengan kata lain, karena resonansi hybrid adalah rata-rata dari resonansi fontis, salah satu Fonti dapat berkontribusi lebih banyak dan "berat" rata-rata untuk mendukungnya. Salah satu cara untuk memilih bentuk resonansi yang lebih penting adalah untuk menentukan formal chargemasing-masing atom, Formal charge atom adalah jumlah total elektron valensi minus jumlah elektron valensi itu "memiliki" dalam molekul: ia memiliki semua yang un bersama elektron valensi dan setengah dari elektron valensi bersama. Tiga kriteria yang membantu kita memilih struktur resonansi yang lebih penting: o o o
Formal charge yang lebih kecil (positif atau negatif) lebih baik dari pada yang lebih besar. Seperti formal charge pada atom yang berdekatan tidak diinginkan. Sebuah formal charge yang lebih negatif harus berada pada atom yang lebih elektronegatif.
Formal charge(digunakan untuk memeriksa struktur resonansi) yang tidak sama dengan bilangan oksidasi (digunakan untuk memonitor reaksi redoks): Pengecualian Struktur Lewis terhadap Peraturan octet Aturan oktet adalah panduan yang berguna untuk molekul dengan 2 atom pusat, tapi tidak untuk semua. Juga, banyak molekul memiliki atom sentral dari periode tinggi. Seperti yang Anda akan melihat, beberapa atom pusat memiliki kurang dari delapan elektron di sekitar mereka. Pengecualian paling signifikan aturan oktet adalah untuk molekul yang mengandung elektron-kekurangan atom, elektron atomaneh, dan terutama atom dengan kulit valensi melebar. Molekul Kekurangan Elektron gas yang mengandung baik berilium atau boron sebagai atom pusat sering kekurangan elektron, yaitu, mereka memiliki lebih sedikit dari delapan elektron di sekitar atom Be atau B. The Lewis Struktur gas berilium klorida * trifluorida dan boron yang Ada hanya empat elektron di sekitar berilium dan enam di sekitar boron. Meskipun berilium merupakan logam alkali tanah [Group 2A (2)], sebagian besar senyawa Itu konsisten dengan sifat kovalen, bukan ikatan. Ion. Cara utama elektron-kekurangan atom mencapai oktet adalah dengan membentuk ikatan tambahan dalam reaksi. Elektron Aneh Molekul Sebuah molekul Beberapa mengandung atom pusat dengan jumlah elektron valensi aneh, sehingga mereka tidak mungkin memiliki semua elektron dalam sepasang. Jenis tersebut, yang disebut radikal bebas, mengandung elektron tunggal (berpasangan), yang membuat mereka paramagnetik dan sangat reaktif. Struktur Lewis didasarkan pada model elektron-pasangan, sehingga mereka tidak berlaku langsung pada jenis elektron tunggal, tapi kami akan menggunakan formal charge untuk memutuskan di mana elektron tunggal berada. Kebanyakan a elektron nehmolekul memiliki atom pusat dari kelompok berbilangan ganjil, seperti N [5A Group (15)] atau CI [Kelompok 7A (17)]. Pertimbangkan nitrogen dioksida (N0 2) sebagai contoh. Ini adalah penyumbang utama kabut asap perkotaan terbentuk ketika NO dalam gas buang mobil teroksidasi, N0 2 memiliki beberapa resonansi bentuk. Diperluaskan Kulit Valensi Banyak molekul dan ion memiliki lebih dari delapan valensi elektron di sekitar atom pusat. Sebuah atom memperluas kulit valensi untuk membentuk lebih ikatan, sebuah proses yang melepas energi. Sebuah atom pusat dapat menampung tambahan pasangan dengan menggunakan orbital kosong d luar di samping s diduduki dan orbital p. Oleh karena itu, diperluas kulit valensi hanya pada atom non logam dengan Periode dari 3 atau lebih tinggi, di mana orbital d tersedia. Salah satu contohnya adalah sulfur heksafluorida, SF 6, gas sangat padat dan inert digunakan
sebagai insulator pada peralatan listrik. Belerang pusat dikelilingi olehn enam ikatan tunggal, satu untuk masing-masing fluor, dengan total 12 elektron: Formal charge tidak memprediksi bentuk resonansi yang paling penting NO z. Bahkan, perhitungan teoritis baru-baru ini menunjukkan bahwa, bagi banyak jenis dengan pusat atom dari Periode 3 atau lebih tinggi, bentuk dengan kulit valensi diperluas dan formal charges nol mungkin kurang penting dibandingkan dengan bentuk-bentuk bentuk muatanyang lebih tinggi. Aturan formal charge biasanya mendekati konsisten dengan data eksperimen. VALENSI-KULIT PASANGAN ELECTRON TOLAKAN (VSEPR) TEORI DAN BENTUK MOLEKUL Struktur Lewis dari molekul adalah sesuatu seperti denah dari sebuah bangun gambar datar yang menunjukkan penempatan relatif bagian (core atom), struktur- struktural koneksi (kelompok ikatan elektron valensi), dan berbagai lampiran (Non pasangan ikatan electron valensi mandiri). Untuk membangun bentuk molekul dari struktur Lewis, ahli kimia menggunakan teori kulit valensi pasangan electron tolakan (VSEPR). Prinsip dasarnya adalah bahwa setiap kelompok elektron valensi sekitar atom pusat terletak sejauh mungkin dari lainnya dalam rangka untuk meminimalkan tolakan. Kami mendefinisikan "kelompok" elektron sebagai sejumlah elektron-elektron yang menempati wilayah lokal sekitar atom. Dengan demikian, sebuah kelompok elektron dapat terdiri dari ikatan tunggal, ikatan ganda, ikatan rangkap tiga, pasangan bebas, atau bahkan elektron tunggal. Masing-masing kelompok elektron valensi menolak kelompok lain untuk memaksimalkan sudut antara mereka.
Susunan Kelompok Elektron dan Bentuk Molekul Ketika dua, tiga. empat, lima. atau enam objek yang melekat pada titik pusat memaksimalkan ruang masing-masing dapat menempati sekitar titik, pola hasil lima geometris. Gambar IO.2A menggambarkan pola-pola dengan balon. Jika objek adalah valensi kelompok elektron dari atom pusat, tolakan mereka memaksimalkan setiap ruang menempati dan menimbulkan lima elektron-kelompok pengaturan energi minimum terlihat di sebagian besar molekul dan ion poliatomik. Susunan elektron-kelompok didefinisikan oleh valensi elektron-kelompok, baik ikatan dan ikatan non, sekitar atom pusat. Di sisi lain, bentuk molekul ditentukan oleh posisi relatif dari inti atom. Ketika beberapa kelompok non ikatan. berbeda- bentuk molekul terjadi. Dengan demikian, susunan elektronkelompok yang sama dapat menimbulkan molekul yang berbeda bentuk. Untuk mengklasifikasikan
bentuk molekul, kita masing-masing menetapkan penunjukan AXmEn tertentu, di mana m dan n adalah bilangan bulat, A adalah atom pusat, X adalah atom sekitarnya, dan E adalah nonikatan valensi- elektron kelompok (biasanya pasangan bebas). Sudut ikatan adalah sudut yang dibentuk oleh dua buah atom sekitarnya dengan inti atom pusat pada titik. Menggunakan model VSEPR untuk memperhitungkan bentuk molekul melalui pengamatan instrumen berbagai laboratorium Bentuk Molekul dengan Dua Grup Elektron (Susunan Linear) Ketika dua kelompok elektron yang melekat pada pusat atom yang berorientasi terpisah sejauh mungkin, mereka menunjuk ke arah yang berlawanan. Susunan linear kelompok elektron menghasilkan molekul dengan bentuk linier dan sudut ikatan 180 °. Gambar10.3 menunjukkan dari umum (atas) dan bentuk (tengah) dengan bentuk VSEPR Kelas (AX 2), dan dariulas dari beberapa molekul linear. Berilium klorida gas (BeC1 2) adalah molekul linear (AX'z). Jadilah gas senyawa kekurangan elektron. dengan hanya dua pasangan elektron di sekitar pusat Jadilah atom: Dalam karbon dioksida, pusat atom C daris dua ikatan rangkap dengan atom O: Setiap tindakan ikatan rangkap sebagai kelompok elektron terpisah dan berorientasi 180 ° pergi dari yang lain, sehingga CO 2 adalah linear. Perhatikan bahwa satu-satunya pasangan atom O pada CO 2 atau atom Cl pada dari BeC1 2 tidak terlibat dalam bentuk molekul. Bentuk-bentuk Molekuler dengan Tiga Grup Elektron (Susunan Planar trigonal) kelompok Tiga elektron di sekitar atom pusat saling tolak pada sudut segitiga sama sisi, yang memberikan susunan planar trigonal, ditampilkan dalam Gambar Loa, dan sudut ikatan ideal 120 0. Pengaturan ini memiliki dua kemungkinan bentuk molekul, satu dengan tiga atom sekitarnya dan yang lain dengan dua atom dan satu satunya pasangan. Ini memberikan kesempatan pertama kami untuk melihat efek ganda ikatan dan pasangan elektron bebas pada sudut ikatan. Ketika kelompok tiga elektron berikatan, bentuk molekul trigonal planar (AX 3). Boron trifluorida (BF 3), molekul kekurangan elektron adalah salah satu contohnya, memiliki enam elektron di sekitar atom B sentral dalam tiga ikatan tunggal untuk F atom. inti terletak dalam bidang, dan setiap sudut FBF adalah 120 °. Ion nitrat (N0 3 -) adalah salah satu dari ion poliatomik dengan bentuk planar trigonal. Pengaruh Ikatan ganda Bagaimana sudut ikatan menyimpang dari sudut ideal? ketika atom sekitarnya dan kelompok elektron
yang tidak identik. Formaldehyde (CH 2 0). suatu zat dengan banyak kegunaan. termasuk pembuatan Formica countertops, produksi metanol, dan pengawetan mayat. Bentuk planar triGonal disebabkan dua jenis atom sekitarnya (0 dan H) dan dua jenis kelompok elektron (ikatan tunggal dan ganda): Sudut ikatan yang sebenarnya menyimpang dari ideal karena ikatan rangkap, dengan nya lebih besar kerapatan elektron, menolak ikatan sinRle yang lebih kuat dari mereka Pengaruh Pasangan Lone Bentuk molekul didefinisikan hanya dari posisi inti, jadi ketika salah satu dari kelompok tiga elektron pasangan bebas (AX 2 E), bentuk dibengkokkan, atau berbentuk V planar tidak trigonal. gas Timah klorida (II) merupakan contoh dengan kelompok tiga elektron dalam sebuah bidang trigonal dan pasangan elektron bebas di salah satu sudut segitiga. Sebuah pasangan bebas dapat memiliki efek besar pada sudut ikatan. Karena satu pasangan dipegang oleh satu inti. itu terbatas dan ikatan member penolakan kuat. Dengan demikian, sebuah pasangan ikatan bebas menolak lebih kuat dibandingkan pasangan ikatan lain. tolakan Ini kuat menurunkan sudut antara pasangan ikatan. Perhatikan penurunan dari 120 ° sudut yang ideal di SnCl 2. Bentuk-bentuk Molekuler dengan Empat Grup Elektron (Susunan tetrahedral) kelompok empat elektron harus menggunakan tiga dimensi untuk mencapai pemisahan maksimal. Struktur Lewis tidak menggambarkan bentuk. Bentuk metana, Struktur Lewis ditunjukkan di bawah (kiri) menunjukkan empat ikatan menunjuk ke sudut dari segi empat, yang menunjukkan sudut 90 ° ikatan. Namun, dalam tiga dimensi, empat kelompok elektron dapat bergerak jauh terpisah dari 90 ° dan titik puncak tetrahedron, sebuah polyhedron dengan empat permukaan terbuat dari segitiga sama sisi yang identik. Metana memiliki sudut ikatan 109,5 °. gambar perspektif, seperti yang ditunjukkan di bawah (tengah) untuk metana. Model bola-dan-tongkat (kanan) menunjukkan bentuk tetrahedral dengan jelas.
Semua molekul atau ion dengan kelompok empat elektron di sekitar atom pusat mengadopsi Susunan tetrahedral (Gambar 10.5). Ketika semua kelompok empat elektron yang berikatan, seperti dalam kasus metana, bentuk molekul juga tetrahedral (AX 4), geometri sangat umum dalam molekul organik. Ketika salah satu dari empat kelompok elektron dalam susunan tetrahedral adalah pasangan tunggal, bentuk
molekul adalah bahwa piramida trigonal (AX 3 E), tetrahedron dengan satu titik "hilang." Seperti yang kita harapkan dari tolakan kuat karena dengan pasangan bebas, sudut ikatan diukur sedikit kurang dari 109,5 ° .Pada amonia (NH 3), misalnya, pasangan elektron bebas memaksa pasangan ikatan lebih dekat NH, dan sudut H-N-H ikatan 107,3 °. Membayangkan bentuk molekul adalah cara yang bagus untuk memvisualisasikan apa yang terjadi selama reaksi. Air adalah molekul berbentuk V dengan susunan tetrahedral. pada sudut tolakan ikatan dari pasangan tunggal bebas pada NH) o Memang, sudut ikatan HOH adalah 104,5 °, bahkan kurang dari sudut HNH di NH): Dengan demikian, untuk molekul yang sama dalam pengaturan elektron-kelompok tertentu, tolakan pasangan elektron menyebabkan penyimpangan dari sudut ikatan yang ideal sebagai susunan berikut: pasangan bebas-pasangan elektron bebas> pasangan bebaspasangan ikatan> pasangan ikatan- pasangan ikatan.
Bentuk-bentuk Molekul dengan Lima Grup Elektron (Susunan Bipyramidal trigonal) Semua molekul dengan kelompok lima atau enam elektron memiliki atom pusat dari Periode 3 atau lebih tinggi karena hanya atom-atom ini memiliki orbital d yang tersedia untuk memperluas valensi kulit melampaui delapan elektron. Ketika kelompok lima elektron memaksimalkan perpisahan, mereka membentuk susunan trigonal bipyramidal. Dalam bagian Trigonal bipyramid, dua piramida trigonal memerankan dasar umum. seperti yang ditunjukkan pada Gambar 10.7. Perhatikan bahwa, dalam molekul dengan pengaturan ini. Ada tiga kelompok khatulistiwa terletak pada bidang yang trigonal termasuk atom pusat. dan dua kelompok aksial terletak di atas dan bawah bidang ini. Oleh karena itu, sudut ikatan 120 ° memisahkan kelompok khatulistiwa, dan sudut 90 ° terpisah aksial dari kelompok suku khatulistiwa. Secara umum, semakin besar sudut ikatan, tolakan yang lemah, sehingga ekuator-ekuator (120 °) tolakan lebih lemah daripada tolakan axial-khatulistiwa (90 °). Kecenderungan kelompok elektron untuk menempati posisi khatulistiwa, dan dengan demikian meminimalkan tolakan aksial-khatulistiwa, mengatur empat bentuk pengaturan bipyramidal trigonal. Dengan semua posisi lima ditempati oleh atom terikat, molekul memiliki triGonal bipyramidal bentuk (AX s), seperti pada fosfor pentaklorida (PCl s): Tiga bentuk lainnya muncul untuk molekul dengan pasangan mandiri. Karena pasangan mandiri mengerahkan tolakan
kuat daripada ikatan pasangan, pasangan mandiri menempati posisi khatulistiwa, hadir satu pasangan bebas pada posisi khatulistiwa, molekul memiliki bentuk jungkat-jungkit (AX 4 E). Sulfur tetrafluorida (SF 4), agen fluorinating kuat,bentuk ini, ditampilkan di sini, dan pada Gambar 10.7 dengan "jungkat-jungkit" pada ujung Kecenderungan pasangan mandiri untuk menduduki posisi khatulistiwa menyebabkan molekul dengan tiga kelompok ikatan dan dua pasangan mandiri untuk memiliki bentuk T (AX 3 E 2). Trifluorida Brom (BRF), salah satu dari banyak senyawa dengan fluor berikatan dengan halogen yang lebih besar, memiliki bentuk ini. Perhatikan penurunan diprediksi dari 90 ° yang ideal F - F Br-sudut ikatan: Molekul dengan tiga pasangan mandiri dalam posisi khatulistiwa harus memiliki dua ikatan kelompok dalam posisi aksial. yang memberikan molekul bentuk linier (AX 2 E 3) dan sudut (XAX) ikatan 180 ° aksial ke pusat ke aksial. Misalnya, ion triiodida (1 3 -), yang terbentuk ketika 1 2 larut dalam larutan I- adalah linear. Molekuler Bentuk-bentuk dengan Enam Grup Elektron (Susunan oktahedral) Sebuah oktahedron adalah polyhedron dengan delapan permukaan yang terbuat dari geometri identik dan enam puncak identik, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 10.8. Dalam molekul (Atau ion) dengan pengaturan ini, enam kelompok elektron mengelilingi atom pusat dan setiap titik ke salah satu dari enam puncak, yang semua kelompok memberikan sudut ikatan 90 ° yang ideal. Tiga bentuk molekul penting terjadi dengan pengaturan ini. Dengan enam kelompok ikatan, bentuk molekul oktahedral (AX 6). Ketika jungkat-jungkit berbentuk SF 4 bereaksi dengan F2O tambahan atom pusat S memperluas kulit valensi lebih lanjut untuk membentuk heksafluorida belerang oktahedral (SF 6). Karena semua kelompok enam elektron memiliki sudut ikatan yang sama yang ideal. Itu tidak membuat perbedaan posisi satu pasangan bebas yang menempati lima atom terikat dan satu satunya memasangkan bentuk piramida persegi (AXsE), seperti dalam pentafluoride yodium (IF s): Ketika molekul memiliki dua pasangan mandiri, mereka selalu terletak pada puncak berlawanan untuk menghindari 90 ° tolakan kuat pasangan. Posisi ini memberikan bentuk planar persegi (AX 4 E 2), seperti dalam tetrafluorida xenon (XEF 4): Gambar 10.9 (halaman berikutnya) adalah ringkasan dari bentuk molekul yang telah kita bahas.
Menggunakan Teori VSEPR untuk Menentukan Bentuk Langkah 1. Tuliskan struktur Lewis dari rumus molekul (Gambar 10.1, p. 366) untuk melihat penempatan relatif dari atom dan jumlah kelompok elektron. Langkah 2. Menetapkan pada kelompok susunan elektron dengan menghitung semua kelompok elektron sekitar atom pusat, ikatan ditambah non ikatan. Langkah 3. Memprediksi sudut ikatan ideal dari susunan elektron-kelompok dan setiap arah penyimpangan yang disebabkan oleh pasangan mandiri atau ikatan ganda. Langkah 4. Menggambar bentuk dan nama molekul dengan menghitung kelompok ikatan dan non ikatan kelompok secara terpisah.
Molekul Bentuk dengan Lebih dari Satu Atom pusat Bentuk molekul-molekul adalah kombinasi dari bentuk molekul untuk setiap atom pusat. Untuk molekul-molekul, kita menemukan bentuk molekul sekitar satu pusat atom pada suatu waktu. etana (CH 3 CH 3; molekul rumus CZ H6) ' komponen gas alam (Gambar lO.llA). Dengan empat kelompok dan tidak ada pasangan ikatan mandiri di sekitar masing-masing dua karbon pusat, etana berbentuk seperti dua tetrahedral bertumpang tindih. Etanol (CH 3 CH z OH, molekul rumus CZHbO), substansi memabukkan dalam bir dan anggur, memiliki tiga atom pusat (Gambar lO.IlB). The CH 3 - kelompok adalah tetrahedral berbentuk. danCHZ-kelompok memiliki empat kelompok ikatan sekitar nya pusat atom C, sehingga berbentuk tetrahedral juga. Atom yang memiliki kelompok empat electron dan dua pasangan mandiri di sekitarnya, yang memberikan bentuk V (AX 2 E 2). BENTUK MOLEKULER DAN POLARITAS MOLEKULER Salah satu efek yang paling penting dan jauh dari bentuk molekul adalah polaritas molekul, yang dapat mempengaruhi titik cair dan didih, kelarutan. reaktivitas kimia, dan bahkan fungsi biologis. Ikatan kovalen polar adalah ketika bergabung atom dari elektronegativitas berbeda karena atom berbagi elektron tidak merata. Pada molekul diatomik, seperti HF, di mana hanya ada satu ikatan, polaritas ikatan menyebabkan molekul itu bebas menjadi kutub. Molekul dengan jarring ketidakseimbangan muatan memiliki polaritas molekul. Dalam molekul dengan lebih dari dua atom, baik bentuk dan polaritas ikatan menentukan polaritas molekul. Dalam medan listrik, kutub molekul menjadi berorientasi, rata-rata, dengan muatan parsial mereka menunjuk ke arah muatanpiring listrik, seperti yang ditunjukkan untuk HF pada Gambar 10.12. Dipol Ikatan Polaritas, sudut Ikatan, dan Momen Dipol. Ketika menentukan polaritas molekul, kita harus mengambil bentuk memperhitungkan karena adanya ikatan polar tidak selalu mengarah pada molekul polar. Dalam karbon dioksida, misalnya, perbedaan elektronegativitas yang besar antara C (EN = 2,5) dan 0 (EN = 3,5) membuat setiap C = O ikatan cukup polar. Namun, CO 2 adalah linear sehingga ikatan titik L80 ° satu sama lain. Akibatnya, ikatan dua kutub identik yang diimbangi dan memberikan molekul momen dipol bersih (JL = 0 D).
Air juga memiliki atom identik terikat pada atom pusat, tetapi memiliki momen dipol signifikan (J.L = 1,85 D). Dalam setiap 0 - kerapatan elektron H ikatan, ditarik ke arah atom yang lebih elektronegatif 0. Di sini, polaritas ikatan adalah tidak diimbangi, karena molekul air yang berbentuk V (juga lihat Gambar 4.1, p. 135). Sebaliknya, polaritas ikatan sebagian diperkuat, dan ujung dari 0 molekul yang lebih negatif daripada ujung lainnya (daerah antara atom H), yang model kerapatan elektron menunjukkan dengan jelas: ? (Polaritas molekul air memiliki beberapa efek yang menakjubkan, dari menentukan? komposisi lautan untuk mendukung kehidupan itu bebas, seperti yang akan Anda lihat dalam Bab 12.) bentuk molekul mempengaruhi polaritas. Ketika molekul berbeda memiliki bentuk yang sama, sifat atom sekitar pusat atom dapat memiliki efek besar pada polaritas. Pengaruh Polaritas Molekuler pada Perilaku Untuk mengetahui pengaruh polaritas molekul pada perilaku fisik, memikirkan apa efek dipol molekul mungkin bila molekul polar banyak terdapat dan dekat satu sama lain, seperti yang mereka lakukan dalam cairan. Bagaimana properti molekuler seperti momen dipol mempengaruhi makroskopik seperti titik didih? Sebuah cairan didih ketika molekul yang memiliki energi yang cukup untuk membentuk gelembung gas. Untuk memasukkan gelembung, molekul dalam cairan harus mengatasi gaya tarik menarik yang lemah antara mereka. Sebuah dipol molekul pengaruh kekuatan atraksi ini.
