Definisi dan contoh ikatan polar dalam kimia

Artículo revisado y aprobado por nuestro equipo editorial, siguiendo los criterios de redacción y edición de YuBrain.


Ada tiga jenis dasar ikatan kimia yang menyatukan atom-atom, yaitu ikatan ionik , ikatan kovalen , dan ikatan logam . Selain itu, ikatan kovalen dapat dibagi menjadi beberapa kelas tergantung pada jumlah elektron yang terlibat dalam ikatan, asal elektron (apakah berasal dari satu atau kedua atom), dan keseragaman distribusi kerapatan elektron di sekelilingnya. . Ikatan polar didefinisikan sebagai jenis ikatan kovalen di mana atom tidak berbagi elektron secara merata, karena mereka memiliki keelektronegatifan yang berbeda .

ikatan polar

Harus diingat bahwa ikatan kovalen adalah ikatan di mana satu atau lebih pasangan elektron valensi dibagi antara dua atom, yang menyatukannya.

Alasan mengapa mereka disebut ikatan polar adalah bahwa, dalam jenis ikatan ini, kerapatan elektron sedikit bergeser ke arah unsur yang lebih elektronegatif, sehingga ia memperoleh muatan sebagian negatif (diwakili oleh simbol δ-) sedangkan atom lainnya memperoleh muatan negatif. muatan positif parsial (diwakili oleh simbol δ+). Dilihat dengan cara ini, sambungannya adalah dipol listrik, karena memiliki kutub positif dan negatif.

Ikatan polar dan perbedaan keelektronegatifan

Keelektronegatifan atom adalah angka yang mewakili kemampuannya untuk menarik elektron ketika terikat secara kimiawi dengan atom lain. Sifat ini diukur dalam skala mulai dari 0,65 untuk fransium hingga 4,0 untuk fluor, yang masing-masing merupakan unsur paling elektronegatif.

Keelektronegatifan terkait erat dengan ikatan kimia dan, pada kenyataannya, menentukan dalam banyak kasus jenis ikatan yang akan terbentuk antara dua atom unsur yang berbeda. Jika selisihnya besar, ikatannya bersifat ionik, dan jika selisihnya sangat kecil atau tidak ada perbedaan, maka ikatannya bersifat kovalen. Tetapi jika perbedaannya menengah, maka kita akan berada di hadapan ikatan polar.

Tapi ini menimbulkan pertanyaan yang sangat penting: Bagaimana Anda tahu kapan perbedaannya cukup besar untuk menentukan ikatan ionik, atau cukup kecil untuk menentukan ikatan kovalen murni?

Mengingat fakta bahwa karakter ionik dan kovalen tidak berubah secara tiba-tiba melainkan secara bertahap, batas antara satu dan jenis ikatan lainnya agak kabur. Namun, ahli kimia membuat konvensi berikut yang memungkinkan definisi yang lebih jelas tentang ikatan kovalen polar:

jenis tautan perbedaan keelektronegatifan Contoh
ikatan ionik >1,7 NaCl; LiF
ikatan polar Antara 0,4 dan 1,7 OH; HF; NH
ikatan kovalen nonpolar <0,4 CH; IC
ikatan kovalen murni 0  HH; ooh; FF

Ikatan polar dan momen dipol

Telah diklarifikasi bahwa ikatan polar adalah dipol listrik. Dipol listrik dicirikan oleh sesuatu yang disebut momen dipol, yang merupakan vektor yang diwakili oleh huruf Yunani μ (mu), yang menunjuk dari atom yang kurang elektronegatif ke atom yang lebih elektronegatif.

Besarnya momen dipol diberikan oleh perkalian muatan pada kutub dan panjang dipol (dalam hal ini, panjang ikatan). Dalam kasus ikatan polar, momen dipol sebanding dengan perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang berikatan.

Ikatan polar dan polaritas

Ketika sebuah molekul hanya memiliki satu ikatan polar, maka molekul tersebut secara keseluruhan memiliki momen dipol, dan molekul tersebut dikatakan polar . Polaritas adalah sifat yang sangat penting dalam senyawa molekuler karena menentukan sifat seperti kelarutan dalam pelarut yang berbeda, titik leleh dan titik didih, di antara sifat-sifat lainnya.

Akan tetapi, perlu dicatat bahwa fakta memiliki ikatan polar tidak menjamin bahwa suatu molekul bersifat polar. Ketika sebuah molekul memiliki lebih dari satu ikatan polar, polaritas total molekul akan diberikan oleh jumlah momen dipol dari semua ikatan polarnya . Momen dipol ini ditambahkan sebagai vektor. Untuk alasan ini, mungkin momen dipol dari ikatan polar yang berbeda saling meniadakan, dan molekul tersebut akan menjadi nonpolar, meskipun memiliki ikatan polar. Jika mereka tidak membatalkan, maka molekul tersebut akan menjadi polar.

Contoh ikatan polar

Ikatan polar terjadi, dalam banyak kasus, antara unsur-unsur non-logam. Sebagai aturan umum, semakin jauh jarak mereka pada tabel periodik, semakin besar perbedaan keelektronegatifan antara dua atom dan, oleh karena itu, semakin besar momen dipol ikatan, yaitu ikatan akan lebih polar.

Berikut adalah beberapa contoh ikatan polar representatif yang sangat sering muncul dalam kimia organik:

ikatan OH

Ada banyak senyawa molekuler yang memiliki ikatan OH. Yang paling terkenal adalah, tentu saja, air, yang rumus molekulnya adalah H 2 O, dan memiliki dua ikatan OH. Namun, ada senyawa lain yang tak terhitung jumlahnya dengan jenis ikatan termasuk alkohol, fenol, asam karboksilat, dan banyak lagi.

Polaritas molekul air dengan ikatan polar OH

Perbedaan keelektronegatifan antara oksigen dan hidrogen adalah 1,24 yang membuatnya

tautan CO

Ikatan kovalen polar CO

Ikatan CO adalah contoh lain yang sangat umum dalam banyak senyawa organik termasuk alkohol, eter, asam, dan banyak lagi. Perbedaan keelektronegatifan antara karbon dan oksigen adalah 0,89. Ikatan ini bertanggung jawab atas polaritas eter, dan sebagian bertanggung jawab atas polaritas banyak senyawa lainnya.

tautan CN

ikatan polar CN

Amina, amida, dan senyawa lain yang tak terhitung jumlahnya, termasuk DNA dan semua protein mengandung banyak ikatan CN. Dengan perbedaan keelektronegatifan sebesar 0,49, ikatan ini dekat dengan garis batas antara ikatan polar dan ikatan kovalen nonpolar.

tautan NH

Perbedaan keelektronegatifan antara nitrogen dan hidrogen adalah 0,84, menjadikannya ikatan yang cukup polar. Faktanya, polarisasi ikatan ini berarti bahwa hidrogen yang terikat pada nitrogen dapat membentuk bagian dari jenis ikatan kovalen khusus antara tiga inti yang disebut ikatan hidrogen, yang bertanggung jawab atas banyak sifat senyawa yang dapat membentuknya.

ikatan C=O

Ini adalah contoh penting karena menyoroti fakta bahwa polaritas ikatan kovalen adalah konsep yang tidak bergantung pada urutan ikatan. Suatu ikatan dapat bersifat polar atau nonpolar terlepas dari apakah itu ikatan tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga.

Ikatan polaritas dengan hibridisasi sp2

Mengingat hal ini, ikatan C=O masih bersifat polar, terlepas dari kenyataan bahwa itu adalah ikatan rangkap. Namun, ada perbedaan polaritas, karena keelektronegatifan unsur bergantung pada hibridisasi. Dalam hal ini, karbon dan oksigen adalah hibridisasi sp 2 , membuat keduanya lebih elektronegatif, tetapi masih ada perbedaan keelektronegatifan antara keduanya.

Tautan HF – Pengecualian terhadap aturan

Seperti disebutkan di atas, batas antara karakter kovalen dan ionik kabur, dan definisi ikatan polar dalam hal perbedaan keelektronegatifan dapat memberikan pengecualian. Yang paling umum adalah hidrogen fluorida atau HF.

Untuk senyawa ini, perbedaan keelektronegatifan adalah 1,78. Ini, menurut definisi sebelumnya, akan menempatkan HF dalam senyawa ionik. Namun, apa yang membuat senyawa ionik atau kovalen bukan hanya perbedaan keelektronegatifannya, tetapi juga (dan, pada kenyataannya, terutama) sifat fisik dan kimianya.

Ikatan ion ditandai dengan sangat kuat dan dengan menghasilkan padatan kristal dengan titik leleh dan titik didih yang sangat tinggi. Namun, HF adalah gas pada suhu kamar, karena titik didihnya hanya 19,5 ºC. Bandingkan dengan titik didih natrium klorida yang 1.465 ºC.

Juga, HF terdiri dari dua bukan logam, bukan logam dan logam, seperti halnya senyawa ionik. Untuk dua alasan ini, HF dianggap sebagai senyawa kovalen polar , meskipun terdapat perbedaan elektronegativitas yang tinggi antara hidrogen dan fluor.

Tautan SH – Pengecualian lain

Ikatan SH merupakan contoh ikatan kovalen yang dianggap polar, meskipun tidak memenuhi syarat beda keelektronegatifan. Dalam hal ini, perbedaannya adalah 0,38, yang akan menempatkannya dalam kelompok ikatan kovalen nonpolar, namun, ahli kimia setuju bahwa ikatan tersebut sebenarnya bersifat polar.

-Iklan-

Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

Artículos relacionados