Struktur Atom dan Ikatan Interatomik

Struktur Atom dan Ikatan Interatomik

Grafik mikro ini, menunjukan spesimen permukaan emas, yang diambil dengan mikroskop gaya atom yang canggih (atomic force microscope / AFM). Atom individu untuk (111) permukaan pesawat kristalografi diselesaikan. Juga catatan dimensi skala (Dalam rentang nanometer) di bawah mikrograf tersebut. (Gambar courtesy of Dr Michael Green, Corporation TopoMetrix)

Mengapa belajar struktur atom dan ikatan interatomik ?

Merupakan alasan yang penting untuk memahami ikatan interatomik dalam padatan, dalam beberapa contoh, jenis obligasi memungkinkan kita untuk menjelaskan properti – properti material’s. Sebagai contoh, karbon, yang mungkin ada sebagai grafit baik dan berlian. Sedangkan grafit relatif lunak dan “ berminyak ”, berlian adalah material yang paling sulit diketehui. Ini perbedaan dramatis dalam properti terkait secara langsung dengan jenis interatomik ikatan ditemukan dalam grafit dan tidak ditemui pada berlian (lihat Bagian 3.9).

Tujuan mempelajari ini :

Setelah studi cermat bab ini, ini anda harus dapat melakukan hal berikut :

1.   Nama dua model atom dikutip, dan perhatikan perbedaannya.

2.   Menjelaskan pentingnya prinsip kuantum-mekanis yang berhubungan dengan energi elektron.

3.   (a) Menarik plot secara skematis, dan membandingkan energi bersih dengan pemisahan interatomik untuk dua atom atau ion.

      (b)  Mencatat plot pemisahan kesetimbangan dan energi ikatan

4.   (a)  Menjelaskan ionik, kovalen, logam, hidrogen, dan obligasi van der Waals secara sigkat.

      (b)  Mencatat material apa yanhg menunjukan masing-masing jenis ikatan.

Pendahuluan

Beberapa sifat penting bahan padat tergantung pada pengaturan geometri atom dan juga interaksi yang ada di antara atom-atom penyusun atau molekul. Pada bab ini, dengan cara persiapan untuk diskusi berikutnya, menganggap beberapa konsep fundamental dan penting, yaitu: struktur atom, elektron konfigurasi pada atom dan tabel periodik, dan berbagai jenis obligasi interatomik primer dan sekunder yang terus bersama-sama terdiri dari atom-atom yang solid. Topik-topik ini ditinjau secara singkat, dengan asumsi bahwa beberapa dari bahan sudah dikenal oleh pembaca.

Struktur Atom

2.2.   Konsep Dasar

Setiap atom terdiri dari inti yang sangat kecil yang terdiri dari proton dan neutron, yang dikelilingi oleh elektron bergerak. Kedua elektron dan proton merupakan muatan listrik. Besarnya muatan 1.60x10^-19 C, yang mana tanda negatif untuk elektron dan positif untuk proton, neutron merupakan muatan netral. Massa untuk partikel-partikel subatomik ini sangat kecil, proton dan neutron memiliki massa yang sama sekitar 1.67x10^-27 kg, yang secara signifikan lebih besar dari elektron, 9.11x10^-31 kg.

Setiap unsur kimia adalah ditandai dengan jumlah proton dalam inti, atau nomor atom (Z). Untuk muatan netral atau atom lengkap, nomor atom sama dengan jumlah elektron. Nomor atom ini berkisar pada integral unit dari 1 untuk hidrogen sampai 92 untuk uranium, paling tinggi secara alami terjadi pada unsur.

Massa atom (A) dari atom tertentu dapat dinyatakan sebagai jumlah dari massa proton dan neutron dalam inti. Meskipun jumlah proton sama untuk semua atom dari unsur tertentu, jumlah neutron (N) dapat menjadi variabel. Jadi atom dari beberapa elemen memiliki dua atau lebih massa atom berbeda, disebut isotop. Berat atom suatu unsur sesuai dengan berat rata-rata dari massa atom yang terjadi isotop secara alami. Satuan massa atom (amu) dapat digunakan untuk perhitungan berat atom. Skala A telah ditetapkan dimana 1 Amu didefinisikan sebagai 1/12 massa atom isotop yang paling umum dari karbon, karbon 12 (¹²C) (A=12.00000). Dalam skema hal ini, massa proton dan neutron sedikit lebih besar dari kesatuan, dan

Berat atom suatu unsur atau berat molekul senyawa mungkin ditentukan berdasarkan amu per atom (molekul) atau massa per mol bahan. Dalam satu mol suatu zat terdapat 6.023x10²³ (bilangan Avogadro) atom atau molekul. Skema  kedua berat atom yang berkaitan melalui persamaan berikut :

1 amu /atom (atau molekul) = 1 g/mol

Misalnya, berat atom besi adalah 55,85 amu / atom, atau 55,85 g / mol. Penggunaan amu per atom atau molekul kadang mudah, namun pada kesempatan lain g (atau kg) / mol lebih dipilih, yang terakhir digunakan dalam buku ini.

2.3.   Elektron dalam atom

         Model Atom

Pada bagian akhir abad kesembilan belas disadari bahwa banyak fenomena melibatkan elektron dalam padatan tidak dapat dijelaskan dalam hal mekanika klasik. Yang terjadi selanjutnya adalah pembentukan seperangkat prinsip dan hukum yang mengatur sistem entitas atom dan subatom yang kemudian dikenal sebagai kuantum mekanika. Pemahaman tentang perilaku elektron dalam atom dan kristal padat harus melibatkan diskusi konsep kuantum-mekanis. Namun eksplorasi rinci prinsip-prinsip ini di luar cakupan buku ini, dan hanya perlakuan yang sangat dangkal dan disederhanakan diberikan. Salah satu perkembangan awal mekanika kuantum disederhanakan model atom Bohr, di mana elektron diasumsikan berkisar pada inti atom dalam diskrit orbital, dan posisi dari elektron tertentu lebih atau kurang baik didefinisikan dalam istilah orbitnya. Model atom ditunjukan pada Gambar 2.1.

Prinsip penting lain kuantum mekanik menetapkan bahwa energi elektron adalah terkuantisasi, yaitu elektron diizinkan untuk hanya nilai energi tertentu. Sebuah elektron dapat mengubah energi, tetapi dengan begitu ia harus membuat kuantum melompat baik untuk diperbolehkan sebuah energi yang lebih tinggi (dengan penyerapan energi) atau energi yang lebih rendah (dengan emisi energi). Seringkali, akan lebih mudah untuk memikirkan elektron energi ini diperbolehkan sebagai dikaitkan dengan tingkat energi atau bagian.

Gambar 2.1 Skema representasi atom Bohr.

Bagian ini tidak berubah secara kontinyu dengan energi, yaitu bagian yang berdekatan dipisahkan dengan energi terbatas. Sebagai contoh, bagian yang diperbolehkan untuk atom hidrogen Bohr diperlihatkan dalam Gambar 2.2a. Energi ini diambil menjadi negatif, sedangkan referensi nol adalah elektron terikat atau bebas. Tentu saja, single elektron yang berhubungan dengan atom hidrogen hanya akan mengisi salah satu bagian.

Dengan demikian, model Bohr merupakan upaya awal untuk menggambarkan elektron dalam atom, baik dari segi posisi (elektron orbital) dan energi (tingkat energi terkuantisasi).

Model Bohr akhirnya ditemukan memiliki beberapa keterbatasan yang signifikan karena ketidakmampuan untuk menjelaskan beberapa fenomena yang melibatkan elektron. Sebuah resolusi dicapai dengan model gelombang-mekanis, di mana elektron dianggap untuk menunjukkan sifat baik seperti gelombang dan partikel. Dengan model ini, elektron tidak lagi diperlakukan sebagai sebuah partikel bergerak dalam orbit diskrit, tetapi sebaliknya, posisi dianggap kemungkinan elektron berada di berbagai lokasi sekitar inti. Dengan kata lain, posisi digambarkan oleh distribusi probabilitas atau elektron awan. Gambar 2.3 membandingkan Bohr dan model gelombang-mekanis untuk atom hidrogen. Kedua model ini digunakan di seluruh program buku ini; pilihan tergantung pada model yang memungkinkan penjelasan lebih sederhana.

Nomor Kuantum

Menggunakan mekanika gelombang, setiap elektron dalam atom ditandai oleh empat parameter disebut kuantum angka. Ukuran, bentuk, dan orientasi spasial dari kepadatan probabilitas elektron ditentukan oleh tiga dari angka-angka kuantum. Selanjutnya, tingkat energi Bohr terpisah menjadi subshells elektron, dan nomor kuantum mendikte jumlah masing-masing bagian dalam subkulit. Kulit ditentukan oleh kuantum utama nomor n, yang mungkin mengambil nilai integral yang dimulai dengan kesatuan; kadang-kadang kulit ditunjuk oleh huruf K, L, M, N, O, dan seterusnya, yang sesuai, masing-masing, untuk n 1, 2, 3, 4, 5,. . . , Seperti ditunjukkan pada Tabel 2.1.

Gambar 2.3 Perbandingan antara  model atom (a) Bohr dan (b) mekanika gelombang pada batas distribusi elektron

Hal ini juga harus dicatat bahwa jumlah ini kuantum, dan hanya, juga dikaitkan dengan model Bohr. Bilangan kuantum ini berhubungan dengan jarak satu elektron dari inti, atau posisinya.

Jumlah kuantum kedua, l, menandakan subkulit, yang dilambangkan oleh huruf kecil-s, p, d, atau f; hal itu terkait dengan bentuk subkulit elektron. Selain itu, jumlah subkulit ini dibatasi oleh besarnya dari n. Subkulit yang diijinkan untuk beberapa nilai n juga disajikan pada Tabel 2.1. Jumlah bagian energi untuk setiap subkulit ditentukan oleh ketiga kuantum nomor, ml. Untuk subkulit s, ada keadaan energi tunggal, sedangkan untuk subkulit p, d, dan f, ada tiga, lima, dan tujuh, masing-masing (Tabel 2.1). Dalam ketiadaan medan magnet luar, bagian-bagian dalam setiap subkulit adalah identik. Namun, ketika medan magnet diterapkan membelah bagian subkulit ini, masing-masing bagian diasumsikan memiliki sedikit perbedaan energi.

Terkait dengan masing-masing electron saat spin, yang harus diorientasikan baik atas atau bawah. Berhubungan dengan spin ini yaitu bilangan kuantum keempat, ms, untuk dua nilai yang memungkinkan ( +1/2 atau -1/2), satu untuk masing-masing orientasi spin.

Dengan demikian, model Bohr selanjutnya disempurnakan oleh gelombang mekanik, di mana memperkenalkan tiga bilangan kuantum baru menimbulkan subkulit elektron dalam kulit masig-masing. Perbandingan dari kedua model atas dasar ini diilustrasikan, untuk atom hidrogen, pada Gambar 2.2a dan 2.2b.

Tingkat lengkap energi diagram untuk berbagai kulit dan subkulit menggunakan model gelombang-mekanis ditunjukkan pada Gambar 2.4. Beberapa fitur diagram patut dicatat. Pertama, semakin kecil nomor kuantum utama, semakin rendah energi tingkat, misalnya, energi dari negara 1s kurang daripada keadaan 2s, yang gilirannya lebih rendah dari 3s. Kedua, dalam setiap kulit, energi dari tingkat subkulit meningkat dengan nilai bilangan kuantum l. Sebagai contoh, energi dari 3d bagian lebih besar dari 3p, yang lebih besar dari 3s. Akhirnya, mungkin ada tumpang tindih energi suatu bagian dalam satu kulit dengan bagian-bagian di kulit yang berdekatan, yang terutama bagian d dan f, misalnya, energi dari bagian 3d lebih besar daripada sebuah 4s.

Elektron Konfigurasi

Pembahasan sebelumnya telah ditangani terutama dengan bagian elektron- nilai energi yang diijinkan untuk elektron. Untuk menentukan cara di mana bagian-bagian ini diisi dengan elektron, kami menggunakan prinsip eksklusi Pauli, lain dengan konsep mekanika kuantum. Prinsip ini menetapkan bahwa setiap negara tidak bisa menampung elektron lebih dari dua elektron, yang harus memiliki berlawanan berputar. Dengan demikian, subkulit s, p, d, dan f masing-masing bisa mengakomodasi, masing-masing, total 2, 6, 10, dan 14 elektron; Tabel 2.1 merangkum jumlah maksimum elektron yang dapat menempati masing-masing kulit empat pertama.

Tentu saja, tidak semua keadaan yang mungkin dalam sebuah atom diisi dengan elektron. Bagi sebagian besar atom, elektron mengisi keadaan energi serendah mungkin pada kulit elektron dan subkulit, dua elektron (yang berputar berlawanan) per bagian. Struktur energi untuk atom sodium diwakili skematis pada Gambar 2.5. Ketika semua elektron menempati energi serendah mungkin sesuai dengan pembatasan atas, sebuah atom dikatakan dalam keadaan dasar. Namun transisi elektron, untuk energi yang lebih tinggi negara yang mungkin, seperti dibahas dalam Bab 12{dan 19.} Konfigurasi elektron atau struktur atom merupakan cara di mana bagian-bagian yang diduduki. Dalam notasi konvensional jumlah elektron dalam setiap subkulit ditunjukkan oleh superscript setelah penetapan kulit-subkulit. Sebagai contoh, elektron konfigurasi untuk hidrogen, helium, dan sodium adalah, masing-masing, 1s¹, 1s², dan
1s²2s²2p⁶3s¹. konfigurasi elektron untuk beberapa elemen yang lebih umum tercantum pada Tabel 2.2.

Pada poin ini, komentar mengenai konfigurasi elektron tersebut diperlukan. Pertama, elektron valensi adalah mereka yang menempati kulit terluar. Elektron ini sangat penting, kareana akan terlihat, keiikutsertaan mereka dalam ikatan antara atom-atom untuk membentuk agregat atom dan molekul. Selain itu, banyak sifat fisik dan kimia padatan didasarkan atas elektron valensi.

Selain itu, beberapa atom memiliki apa yang disebut ''konfigurasi elektron stabil''; yaitu bagian-bagian dalam kulit elektron terluar atau valensi secara lengkap diisi. Biasanya ini sesuai dengan pendudukan hanya keadaan s dan p untuk kulit terluar dengan total delapan elektron, seperti di neon, argon, dan kripton; satu pengecualian adalah helium, yang hanya berisi dua elektron 1s. Unsur-unsur (Ne, Ar, Kr, dan Ia) adalah inert, atau gas mulia, yang hampir tidak reaktif kimia. Beberapa atom dari unsur-unsur yang memiliki kulit valensi terisi berasumsi konfigurasi elektron stabil dengan memperoleh atau kehilangan elektron untuk membentuk ion bermuatan, atau dengan berbagi elektron dengan atom lain. Ini adalah dasar untuk beberapa reaksi kimia, dan juga untuk ikatan atom dalam padatan, seperti yang dijelaskan dalam Bagian 2.6.

Dalam keadaan khusus, orbital s dan p bergabung membentuk SPⁿ hibrida orbital, dimana n menunjukkan jumlah orbital p yang terlibat, yang mungkin memiliki nilai 1, 2, atau 3. elemen kelompok 3A, 4A, dan 5A pada tabel periodik (Gambar2.6) adalah mereka yang paling sering berbentuk hibrida ini. Daya penggerak untuk pembentukan orbital hibrida adalah keadaan energi yang lebih rendah untuk elektron valensi. Untuk karbon hibrida sp³ paling penting dalam kimia organik dan polimer. Bentuk hibrida sp³ menentukan sudut 109^o (atau tetrahedral)yang ditemukan dalam rantai polimer (Bab 4).

2.4.   Tabel Periodik

Semua unsur telah diklasifikasikan menurut konfigurasi elektron dalam tabel periodik (Gambar 2.6). Di sini, unsur-unsur yang berada, dengan meningkatnya atom nomor, di tujuh baris horisontal disebut periode. Pengaturan ini diatur sedemikian rupa sehingga semua unsur-unsur yang tersusun dalam kolom tertentu atau kelompok memiliki elektron valensi dengan struktur sama, serta sifat kimia dan fisik. Properti ini perubahan secara bertahap dan sistematis, bergerak horizontal di setiap periode.

Unsur-unsur diposisikan di Grup 0, kelompok paling kanan, adalah gas inert, yang telah mengisi kulit elektron dan konfigurasi elektron stabil. Unsurgrup VIIA dan VIA kekurangan elektron masing-masing satu dan dua, dari memiliki struktur yang stabil. Unsur grup VIIA (F, Cl, Br, I, dan At) kadang-kadang disebut halogen. Alkali dan logam alkali tanah (Li, Na, K, Be, Mg, Ca, dll) diberi label sebagai Kelompok IA dan IIA, setelah masing-masing, satu dan dua elektron lebih dari struktur yang stabil. Unsur-unsur dalam tiga periode yang panjang, Grup IIIB melalui IIB, yang disebut logam transisi, yang sebagian diisi bagian elektron d dalam beberapa kasus satu atau dua elektron berikutnya yang lebih tinggi energi kulit. Kelompok IIIA, IVA, dan VA (B, Si, Ge, As, dll) menampilkan karakteristik penengah antara logam dan bukan logam berdasarkan struktur elektron valensi mereka.

Seperti yang mungkin perlu dicatat dari tabel periodik, sebagian besar unsur benar-benar berdasarkan klasifikasi logam. Ini kadang-kadang disebut unsur elektropositif, menunjukkan bahwa mereka mampu melepaskan mereka sedikit elektron valensi untuk menjadi ion bermuatan positif. Selanjutnya, unsur-unsur yang terletak di sisi kanan tabel adalah elektronegatif, yaitu, mereka siap menerima elektron untuk membentuk ion bermuatan negatif, atau kadang-kadang mereka berbagi elektron dengan atom lain. Gambar 2.7 menampilkan nilai elektronegativitas yang telah ditetapkan pada berbagai unsur yang diatur dalam tabel periodik. Sebagai aturan umum, elektronegativitas meningkat ketika bergerak dari kiri ke kanan dan dari bawah ke atas. Atom lebih cenderung menerima elektron jika kulit luar mereka hampir penuh, dan jika mereka kurang ''shielded'' dari nukleus.

IKATAN ATOM DALAM PADATAN

2.5.   Gaya dan energi ikatan

Pemahaman dari banyak sifat fisik bahan yang didasarkan pada pengetahuan tentang kekuatan interatomik yang mengikat atom bersama. Mungkin prinsip-prinsip ikatan atom paling baik diilustrasikan dengan mempertimbangkan interaksi antara dua atom terisolasi karena mereka dibawa ke dalam jarak dekat dari pemisahan yang tak terbatas. Pada jarak yang cukup jauh, interaksi dapat diabaikan, tetapi sebagai pendekatan atom, masing-masing diberikan gaya di sisi lain. Gaya ini terdiri dari dua jenis, menarik dan menolak, dan besarnya masing-masing fungsi dari pemisahan atau jarak interatomik. Asal kekuatan FA gaya menarik pada jenis ikatan tertentu yang ada antara dua atom. Besarnya bervariasi dengan adanya jarak, seperti yang ditunjukan secara skematik pada Gambar 2.8a. Pada akhirnya, elektron kulit terluar dari dua atom mulai tumpang tindih, dan FR gaya tolak yang kuat datang bergabung ke dalam. Gaya bersih FN antara dua atom hanya jumlah dari kedua komponen menarik dan menolak, yaitu :

yang juga merupakan fungsi dari pemisahan interatomik, seperti juga diplot dalam Gambar 2.8a. Ketika FA dan FR seimbang, atau menjadi sama, tidak ada gaya total, yaitu,

Kemudian ada bagian dengan keadaan seimbang. Pusat-pusat dari dua atom akan tetap dipisahkan oleh keseimbangan jarak r₀, seperti ditunjukkan pada Gambar 2.8a. Banyak beberapa atom, nilai r₀ sekitar 0,3 nm  Setelah dalam posisi ini, kedua atom akan melawan setiap upaya untuk memisahkan mereka dengan kekuatan yang menarik, atau untuk mendorong mereka bersama-sama oleh perlakuan tolak-menolak.

Kadang-kadang lebih tepat bekerja dengan energi potensial antara dua atom bukan gaya. Secara matematis, energi (E) dan gaya (F) yang terkait sebagai

Atau, untuk sistem atom,

di mana EN, EA, dan ER yang masing-masing energi bersih, menarik, dan menolak
untuk dua atom terisolasi dan berdekatan.

Gambar 2.8b plot menarik, menolak, dan potensi energi bersih sebagai fungsi pemisahan interatomik untuk dua atom. Kurva bersih, jumlah dua lagi yang lain, memiliki energi potensial atau yang berkisar minimum. Di sini, jarak keseimbangan yang sama, r₀, sesuai dengan jarak pemisahan di minimum kurva energi potensial. Energi ikatan untuk kedua atom, E₀, sesuai dengan energi di titik minimum (juga ditunjukkan pada Gambar 2.8b); merupakan energi yang akan diperlukan untuk memisahkan dua atom ke pemisahan tak terbatas.

Meskipun perlakuan sebelumnya telah berurusan dengan situasi yang ideal yang melibatkan hanya dua atom, ada kondisi serupa yang lebih kompleks untuk bahan padat karena gaya dan interaksi di antara atom banyak energi harus dipertimbangkan. Namun demikian, energi ikatan, analog dengan E₀ di atas, yang dimungkinkan berhubungan dengan setiap atom. Besarnya energi ikatan dan bentuk energyversus - kurva pemisahan interatomik bervariasi dari material bahan, dan keduanya tergantung pada jenis ikatan atom. Selain itu, sejumlah sifat material tergantung pada E₀, bentuk kurva, dan jenis ikatan. Sebagai contoh, bahan yang memiliki energi ikatan yang besar biasanya juga memiliki suhu leleh tinggi; di suhu kamar, zat padat yang dibentuk untuk energi ikatan yang besar, sedangkan untuk energi kecil bagian gas lebih disukai; cairan berlaku saat energi tersebut adalah besarnya menengah. Selain itu, seperti dibahas dalam Bagian 7.3, mekanis kekakuan (atau modulus elastisitas) suatu bahan tergantung pada bentuk pemisahan kurva force-versus-interatomik (Gambar 7.7). Kemiringan relatif kekakuan material pada r = r₀ posisi pada kurva yang cukup curam; kemiringan dangkal untuk bahan yang lebih fleksibel. Selanjutnya, banyak beberapa material meluas pada pemanasan atau mengerut saat pendingin (yaitu, koefisien linier atas termal ekspansi) terkait dengan bentuk E₀-versus- kurva r₀ (lihat Bagian 17.3). Melalui “dalam dan sempit”, yang biasanya terjadi pada material memiliki ikatan besar energi, biasanya berkorelasi dengan koefisien ekspansi termal rendah dan perubahan dimensi relatif kecil untuk perubahan suhu.

Tiga jenis ikatan primer atau kimia yang ditemukan dalam padatan-ion, kovalen, dan logam. Untuk tiap tipe, ikatan valensi harus melibatkan elektron, lebih jauh lagi, sifat obligasi tergantung pada struktur elektron dari atom konstituen. Secara umum, masing-masing dari ketiga jenis ikatan timbul dari kecenderungan atom untuk mengasumsikan struktur elektron stabil, seperti gas-gas inert, dengan cara mengisi kulit elektron terluar.

Kedua atau kekuatan fisik dan energi juga banyak ditemukan dalam material padat; mereka lebih lemah dari yang utama, tetapi tetap mempengaruhi sifat fisik dari beberapa material. Bagian berikutnya menjelaskan beberapa jenis interatomik obligasi primer dan sekunder.

2.6.  Ikatan interatomik primer

Ikatan ion

Ikatan ion adalah yang paling mudah untuk menggambarkan dan memvisualisasikan. Ikatan ion selalu ditemukan di senyawa yang terdiri dari unsur-unsur logam dan non-logam, unsur-unsur yang terletak di ekstremitas horizontal dari tabel periodik. Atom dari unsur logam selalu dengan mudah menyerahkan elektron valensi untuk atom-atom non-logam. Dalam proses ini semua atom memperoleh konfigurasi gas stabil atau inert dan, selain itu, muatan listrik, yaitu, mereka menjadi ion. Natrium klorida (NaCl) adalah bahan ionik klasik. Sebuah atom natrium dapat mengasumsikan struktur elektron neon (dan muatan tunggal positif bersih) dengan transfer satu elektron valensi yang 3^s pada atom klor.

Setelah seperti transfer, ion klorin memiliki muatan negatif bersih dan konfigurasi elektron identik dengan argon. Dalam klorida natrium, semua natrium dan klorin ada sebagai ion. Jenis ikatan digambarkan skematis pada Gambar 2.9.

Gaya ikatan yang menarik adalah muatan, yaitu ion positif dan negatif, berdasarkan biaya bersih listrik mereka, menarik satu sama lain. Selama dua ion terisolasi, energi menarik E_A adalah fungsi dari jarak sampai interatomik menurut ³:

Persamaan analog untuk energi menolak adalah

Dalam persamaan ini, A, B, dan n adalah konstanta yang tergantung pada nilai-nilai tertentu ion sistem. Nilai n adalah sekitar 8.

Ikatan ionik disebut nondirectional, yaitu, besarnya ikatan tersebut sama ke segala arah sekitar ion. Oleh karena itu bahan ionik menjadi stabil, semua ion positif harus memiliki tetangga terdekat sebagai ion bermuatan negatif dalam tiga skema dimensi, dan sebaliknya. Ikatan dominan dalam bahan keramik adalah ion. Beberapa pengaturan ion untuk materi ini dibahas dalam Bab 3.

Energi ikatan, yang pada umumnya berkisar antara 600 dan 1500 kJ / mol 3 (dan 8 eV / atom), yang relatif besar, sebagaimana tercermin pada Tabel temperatures.

Tabel 2.3 mengandung energi ikatan dan suhu leleh untuk bahan beberapa ionik bahan ionik khas keras dan rapuh dan selanjutnya, elektrik dan termal insulative. Sebagaimana dijelaskan dalam bab-bab selanjutnya, sifat ini konsekuensi langsung dari konfigurasi elektron dan / atau sifat ikatan ion.

Ikatan kovalen

Dalam ikatan kovalen konfigurasi elektron yang stabil diasumsikan oleh berbagi elektron antara atom-atom yang berdekatan. Dua atom yang terikat kovalen masing-masing akan mengkontribusi setidaknya satu elektron pada ikatan, dan berbagi elektron mungkin dianggap milik kedua atom. Ikatan kovalen skematis diilustrasikan pada Gambar 2.10 untuk molekul metana (CH₄). Atom karbon memiliki empat valensi elektron, sedangkan masing-masing dari empat atom hidrogen memiliki elektron valensi tunggal. Setiap atom hidrogen bisa mendapatkan konfigurasi elektron helium (dua 1s valensi elektron) ketika atom karbon berbagi dengan salah satu elektron. Karbon ini kini memiliki tambahan empat elektron bersama, masing-masing satu dari hidrogen, dengan total delapan elektron valensi,

Dan struktur elektron dari neon. Arah ikatan kovalen menunjukkan bahwa
antara atom tertentu atau hanya ada satu  atom dan lain yang berpartisipasi dalam berbagi elektron. Banyak unsur molekul non-logam (H₂, Cl₂, F₂, dll) ataupun mengandung molekul atom berbeda, seperti CH₄, H₂O, HNO₃, dan HF adalah ikatan kovalen. Selanjutnya, jenis ikatan yang ditemukan dalam unsur padat seperti unsur berlian (karbon), silikon, dan germanium serta unsur yang terletak di sisi kanan dari tabel periodik, seperti  galium arsen (GaAs), indium antimon (InSb), dan silikon karbida (SiC). Jumlah ikatan kovalen yang mungkin untuk sebuah atom tertentu ditentukan  dengan jumlah elektron valensi. Untuk N’ elektron valensi, ikatan kovalen dengan atom yang paling banyak 8-N’ atom lainnya. Misalnya, N’- 7 untuk klorin, dan N’-8=1, yang berarti bahwa satu atom Cl dapat berikatan hanya atom yang sama,  seperti di Cl₂. Demikian pula, untuk karbon, N’=4, dan setiap atom karbon memiliki 8=4, atau  empat elektron untuk berbagi. Intan hanya terdiri tiga dimensi interkoneksi struktur dimana setiap atom karbon ikatan kovalen dengan empat atom karbon lainnya.

Susunan ini diwakili dalam Gambar 3.16.

Ikatan kovalen mungkin sangat kuat seperti dalam berlian, yang sangat keras dan memiliki suhu leleh yang sangat tinggi, 3550^oC (6400^oF), atau mereka mungkin sangat lemah seperti bismuth, karena suhu leleh sekitar 270 C^o (518^o F). Ikatan energi dan mencair suhu untuk bahan beberapa kovalen disajikan pada Tabel 2.3.

Bahan polimer melambangkan ikatan ini, struktur molekul dasar memiliki panjang
rantai atom karbon yang kovalen terikat bersama-sama dengan dua rantai atom yang tersedia dalam mereka empat ikatan per atom. Dua sisa ikatan biasanya dibagi dengan atom lainnya, yang juga ikatan kovalen. struktur polimer molekul dibahas
secara rinci dalam Bab 4.

Hal ini dimungkinkan untuk memiliki ikatan interatomik yang sebagian ion dan sebagian kovalen, dan pada kenyataannya sangat sedikit senyawa menunjukkan ikatan ionik atau kovalen murni.

Untuk senyawa, tingkat kedua jenis ikatan tergantung pada posisi relatif
dari pemilihan atom dalam tabel periodik (Gambar 2.6) atau perbedaan keelektronegatifan mereka (Gambar 2.7). Pemisahan yang lebih luas (baik horizontal relatif ke Golongan IVA maupun secara vertikal) dari kiri bawah ke atas tangan kanan sudut (yaitu semakin besar perbedaan keelektronegatifan), semakin ikatan bersifat ionik.

Sebaliknya, semakin dekat atom bersama (yaitu semakin kecil perbedaan
keelektronegatifan), semakin besar pula tingkat kovalensi. Persen karakter ion
dari ikatan antara elemen A dan B (A yang paling elektronegatif)

% karakter ion = {1-exp[-(0.25)(XA - XB)²]} x 100 (2.10)

mana XA dan XB adalah keelektronegatifan untuk elemen-elemen masing-masing.

Ikatan Logam

Ikatan logam, jenis ikatan akhir primer, ditemukan dalam logam dan paduan mereka. Sebuah model yang relatif sederhana telah diusulkan bahwa hampir mendekati skema ikatan. Benda logam memiliki satu, dua, atau paling banyak, tiga elektron valensi. Dengan model ini, elektron valensi ini tidak terikat kepada atom tertentu dalam padat dan kurang lebih bebas melayang sepanjang seluruh logam.

Mereka dapat dianggap sebagai milik logam secara keseluruhan, atau membentuk kumulan elektron atau awan elektron. Elektron bukan valensi yang tersisa. dan
inti atom membentuk apa yang disebut inti ion, yang memiliki muatan positif  yang
sama besarnya dengan muatan total elektron valensi per atom. Gambar 2.11 adalah ilustrasi skematis ikatan logam.

Elektron bebas perisai positif ion bermuatan inti dari gaya elektrostatik yang saling menolak, yang dinyatakan atas satu sama lain sehingga arah ikatan logam  dalam karakter. Selain itu, elektron bebas bertindak sebagai perekat untuk memegang inti ion bersama-sama.

Ikatan energi dan suhu leleh untuk beberapa logam terdaftar
pada Tabel 2.3. Ikatan mungkin lemah atau kuat; energi berkisar dari 68 kJ / mol 0,7 (
eV / atom) untuk merkuri, menjadi 850 kJ / mol (8,8 eV / atom) untuk tungsten. Masing-masing suhu mencair pada suhu 39^o dan 3410^o C (38^o dan 6170^oF).

Ikatan logam ditemukan untuk unsur Golongan IA dan IIA dalam tabel periodik tetapi pada kenyataannya ikatan logam untuk semua unsur logam.

Beberapa perilaku umum dari berbagai jenis bahan (misalnya, logam, keramik, polimer) dapat dijelaskan oleh jenis ikatan. Sebagai contoh logam merupakan konduktor yang baik untuk listrik maupun panas akibat dari elektron bebas mereka (lihat Bab 12.5, 12.6, dan 17.4). Sebaliknya, ion dan kovalen bahan isolator merupakan ikatanion dan kovalen biasanya listrik dan termal, karena tidak adanya besar jumlah elektron bebas.

Selanjutnya pada Bab 8.5 tercatat pada suhu kamar sebagian besar logam
dan paduan logam gagal dalam keadaan ulet yaitu fraktur terjadi setelah bahan
telah mengalami derajat deformasi permanen. Perilaku ini
dijelaskan dalam hal mekanisme deformasi (Bab 8.3) yang secara implisit
berhubungan dengan karakteristik ikatan logam. Sebaliknya, pada suhu kamar
materi ikatan ion secara intrinsik rapuh sebagai akibat dari sifat elektrik ion komponen mereka (lihat Bab 8.15).

2.7 Ikatan Sekunder

Ikatan Van Der Waals

Ikatan van der Waals, atau ikatan fisik lemah dibandingkan dengan ikatan primer
atau kimia. Energi ikatan biasanya pada urutan hanya 10 kJ / mol (0,1 eV / atom). Ikatan sekunder ada pada semua atom atau molekul, namun keberadaannya dapat menjadi dikaburkan jika terdapat salah satu dari tiga jenis ikatan primer. Ikatan sekunder ini dibuktikan untuk gas inert, struktur elektron yang telah stabil dan di samping itu struktur molekul yang terikat kovalen. Kekuatan ikatan sekunder timbul dari dipol atom atau molekul. Pada intinya sebuah dipol listrik timbul pada setiap pemisahan positif dan negatif dari sebuah atom atau molekul. Hasil ikatan dari tempat Coulomb antara akhir positif dari satu dipol dan daerah negatif dari salah satu yang berdekatan, seperti ditunjukkan pada Gambar 2.12.

Dipol terjadi interaksi dipol terinduksi antara dipol induksi dan molekul polar (yang memiliki dipol permanen), dan antara molekul polar. Ikatan hidrogen, tipe khusus ikatan sekunder,ditemukan ada antara beberapa molekul yang memiliki hidrogen sebagai salah satu unsur. Mekanisme ikatan ini dibahas secara singkat.

Ikatan Berfluktuasi Dipol Terinduksi

Sebuah dipol dapat dibuat atau diinduksi dalam sebuah atom atau molekul yang biasanya simetris elektrik, yaitu distribusi spasial secara keseluruhan elektron simetris terhadap inti bermuatan positif seperti yang ditunjukkan pada Gambar 2.13a.
Semua atom mengalami getaran konstan yang dapat menyebabkan gerak sesaat
dan simetri listrik ini berumur pendek distorsi untuk beberapa atom atau
molekul, dan penciptaan dipol listrik kecil, yang direpresentasikan pada Gambar 2.13b.

Salah satu dipol pada gilirannya dapat menghasilkan perpindahan dari distribusi elektron
suatu molekul atau atom yang berdekatan, yang kemudian juga menginduksi
dipol lemah tertarik atau terikat dengan yang pertama, ini adalah salah satu jenis Ikatan van der Waals. Kekuatan ini mungkin ada yang memaksa menarik di antara sejumlah besar atom atau molekul, yang bersifat sementara dan berfluktuasi dengan waktu.
Pencairan dalam beberapa kasus, pemadatan gas inert dan molekul netral dan simetris lainnya seperti H₂ dan Cl₂ karena jenis ini ikatan suhu leleh dan mendidih sangat
rendah bahan yang disebabkan ikatan dipol dominan dari semua kemungkinan
ikatan antarmolekul ini adalah yang paling lemah. Ikatan energi dan suhu leleh
untuk argon dan klorin juga ditabulasikan pada Tabel 2.3.

Ikatan Molekul Polar Dipol Terinduksi

Momen dipol permanen ada di beberapa molekul berdasarkan suatu asimetris
daerah dibebankan pengaturan positif dan negatif molekul tersebut
disebut molekul polar. Gambar 2.14 merupakan representasi skematis dari molekul hidrogen klorida, momen dipol permanen timbul dari positif dan negatif yang masing-masing terkait dengan ujung hidrogen dan klorin dari molekul HCl.

Molekul polar juga dapat menyebabkan dipol pada molekul nonpolar yang berdekatan dan akan membentuk ikatan sebagai hasil dari gaya tarik menarik antara dua molekul. Selanjutnya, besarnya ikatan ini akan lebih besar daripada fluktuasi dipol induksi.

Ikatan Dipol Tetap

Gaya Van der Waals juga akan ada di antara molekul polar yang berdekatan. Yang terkait
energi ikatan secara signifikan lebih besar daripada ikatan yang melibatkan dipol induksi.
Jenis ikatan terkuat sekunder yaitu ikatan hidrogen adalah kasus khusus dari
kutub molekul ikatan. Hal ini terjadi antara molekul di mana hidrogen kovalen
fluorin terikat (seperti di HF), oksigen (seperti dalam H2O), dan nitrogen (seperti dalam NH3). Untuk setiap ikatan H-F, H-O, atau H-N, elektron hidrogen tunggal bersama dengan atom lain. Dengan demikian, akhir dari ikatan hidrogen pada dasarnya adalah p proton positif yang diskrining oleh elektron. Hal ini sangat positif
dibebankan akhir molekul mampu kekuatan menarik kuat dengan negatif
akhir dari sebuah molekul yang berdekatan, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 2.15 untuk HF.

Pada intinya, inti proton tunggal membentuk jembatan antara dua atom bermuatan negatif. Besarnya ikatan hidrogen umumnya lebih besar dari jenis
ikatan sekunder  lainnya, dan mungkin setinggi 51 kJ / mol (0,52 molekul eV /) seperti yang ditunjukkan pada Tabel 2.3. Suhu  leleh dan mendidih untuk fluorida hidrogen dan air abnormal tinggi mengingat berat molekul rendah, sebagai konsekuensi dari
ikatan hidrogen.

2.8 Molekul

Pada akhir bab ini, mari kita ambil waktu sejenak untuk membahas konsep sebuah molekul dalam hal bahan padat. Suatu molekul dapat didefinisikan sebagai kelompok
atom yang terikat bersama oleh ikatan primer yang kuat. Dalam konteks ini,
keseluruhan spesimen padat ion dan logam terikat dapat dianggap sebagai
molekul tunggal. Namun, hal ini tidak berlaku untuk berbagai zat ikatan kovalen
dominan ini termasuk molekul diatomik unsur (F₂, O₂, H₂, dll) serta sejumlah senyawa (H₂O, CO₂, HNO₃, C₆H₆, CH₄, dll). Dalam kesatuan cair dan padat, ikatan antara molekul lemah sekunder bersifat kental. Akibatnya bahan molekuler telah lebur pada suhu relatif rendah dan mendidih. Kebanyakan dari mereka yang memiliki molekul kecil yang terdiri dari beberapa atom adalah gas  atau ambien suhu dan tekanan. Di sisi lain,
banyak polimer modern yang terdiri dari bahan molekul yang sangat
besar ada sebagai padatan beberapa sifat mereka sangat tergantung pada
kehadiran van der Waals dan ikatan hidrogen sekunder.

RINGKASAN
Bab ini dimulai dengan survei dasar-dasar struktur atom yang menyajikan
model Bohr dan gelombang mekanis elektron dalam atom. Sedangkan model Bohr yang
mengasumsikan model elektron menjadi partikel yang mengorbit inti di jalan diskrit, di
gelombang mekanik kita menganggap mereka menjadi seperti gelombang dan memperlakukan posisi elektron dalam hal distribusi probabilitas. Keadaan energi elektron yang ditentukan dalam hal jumlah kuantum yang menimbulkan kulit elektron dan sub kulit. Konfigurasi elektron dari atom sesuai pada cara di mana kerang tersebut dan sub kulit dipenuhi dengan elektron sesuai dengan prinsip eksklusi Pauli. Tabel periodik unsur
dihasilkan oleh penyusunan berbagai unsur sesuai dengan elektron valensi
konfigurasi. Atom ikatan dalam padatan dapat dianggap dalam hal menarik dan menolak
kekuatan dan energi. Ketiga jenis ikatan utama dalam padatan adalah ion, kovalen, dan
logam. Untuk ikatan ion, ion bermuatan listrik dibentuk oleh pemindahan
elektron valensi dari satu jenis atom yang lain; gaya Coulomb. Ada
berbagai elektron valensi antara atom-atom yang berdekatan pada ikatan kovalen.
Dengan ikatan logam, elektron valensi membentuk kumpulan elektron yang
seragam tersebar di sekitar inti ion logam dan bertindak sebagai bentuk lem untuk mereka. Ikatan  van der Waals dan hidrogen disebut ikatan sekunder, yang lemah
dibandingkan dengan yang utama. Mereka hasil dari gaya tarik menarik antara listrik
dipol yang ada dua jenis diinduksi dan permanen. Untuk ikatan hidrogen, molekul yang sangat polar kovalen terbentuk ketika ikatan hidrogen ke unsur non-logam
seperti fluor.

Istilah penting dan konsep

Satuan Massa Atom (Amu)
Nomor Atom
Berat Atom
Model Atom Bohr
Energy Ikatan
Gaya Coulomb
Ikatan Kovalen
Dipol (Listrik)
Konfigurasi Elektron
Kumpulan Elektron
Keelektronegatifan
Keelektropositifan
Keadaan Dasar
Ikatan Hidrogen
Ikatan Ion
Isotop
Ikatan Logam
Mol
Molekul
Prinsip Larangan Pauli
Tabel Periodik
Molekul Polar
Ikatan Primer
Mekanika Kuantum
Nomor Kuantum
Ikatan Sekunder
Elektron Valensi
Ikatan Van Der Waals
Model Gelombang Mekanis