Dua molekul, hampir sama besar. Air, dan hidrogen sulfida. Belerang berada tepat di bawah oksigen dalam Tabel Periodik, jadi Anda akan mengira kedua unsur ini…
English narration · English + 中文 subtitles burned in · Narasi bahasa Inggris · Subtitle bahasa Inggris + 中文 disematkan langsung
3.1
Electronegativity · Elektronegativitas
Syllabus · Silabus
English
define electronegativity as the power of an atom to attract electrons to itself
explain the factors influencing the electronegativities of the elements in terms of nuclear charge, atomic radius and shielding by inner shells and sub-shells
state and explain the trends in electronegativity across a period and down a group of the Periodic Table
use the differences in Pauling electronegativity values to predict the formation of ionic and covalent bonds (the presence of covalent character in some ionic compounds will not be assessed) (Pauling electronegativity values will be given where necessary)
Bahasa Indonesia
definisikan elektronegativitas sebagai kemampuan atom untuk menarik elektron ke dirinya sendiri
jelaskan faktor-faktor yang memengaruhi elektronegativitas elemen-elemen berdasarkan muatan inti, jari-jari atom, dan pelindung oleh kulit dalam dan subkulit
nyatakan dan jelaskan tren elektronegativitas melintasi periode dan turun sepanjang golongan dalam Tabel Periodik
gunakan perbedaan nilai elektronegativitas Pauling untuk memprediksi pembentukan ikatan ionik dan ikatan kovalen (kehadiran karakter kovalen dalam beberapa senyawa ionik tidak akan diuji) (Nilai elektronegativitas Pauling akan diberikan jika diperlukan)
Source: Cambridge International syllabus · Sumber: Silabus Cambridge International
English
Electronegativity 电负性 is the power of an atom to attract the electrons 电子 in a bond towards itself.
Three factors decide how electronegative an atom is:
nuclear charge 核电荷: more protons pull the bonding electrons more strongly.
atomic radius 原子半径: the closer the bond is to the nucleus, the stronger the pull.
shielding 屏蔽 by inner shells and sub-shells: more inner electrons weaken the pull on the bonding electrons.
So electronegativity rises across a period (more nuclear charge, smaller radius) and falls down a group (larger radius, more shielding). Fluorine is the most electronegative element.
You can use the difference in Pauling electronegativity 鲍林电负性 values to predict the bond type. A large difference gives an ionic bond; a small difference gives a covalent bond.
Bahasa Indonesia
Elektronegativitas adalah kekuatan atom untuk menarik elektron dalam ikatan menuju dirinya sendiri.
Tiga faktor menentukan seberapa elektronegatif sebuah atom:
muatan inti: lebih banyak proton menarik elektron pengikat lebih kuat.
jari-jari atom: semakin dekat ikatan ke inti, semakin kuat tarikannya.
perlindungan oleh kulit dalam dan subkulit: lebih banyak elektron dalam melemahkan tarikan pada elektron pengikat.
Jadi elektronegativitas naik melintasi periode (muatan inti lebih besar, jari-jari lebih kecil) dan turun sepanjang golongan (jari-jari lebih besar, perlindungan lebih banyak). Fluorin adalah unsur paling elektronegatif.
Elektronegativitas naik melintasi periode dan turun sepanjang golongan, sehingga fluorin adalah unsur paling elektronegatif
Anda dapat menggunakan perbedaan nilai elektronegativitas Pauling untuk memprediksi jenis ikatan. Perbedaan besar menghasilkan ikatan ionik; perbedaan kecil menghasilkan ikatan kovalen.
define ionic bonding as the electrostatic attraction between oppositely charged ions (positively charged cations and negatively charged anions)
describe ionic bonding including the examples of sodium chloride, magnesium oxide and calcium fluoride
Bahasa Indonesia
definisikan ikatan ionik sebagai atraksi elektrostatik antara ion bermuatan berlawanan (kation bermuatan positif dan anion bermuatan negatif)
deskripsikan ikatan ionik termasuk contoh natrium klorida, magnesium oksida, dan kalsium fluorida
Source: Cambridge International syllabus · Sumber: Silabus Cambridge International
English
Ionic bonding: electron transfer
Ionic bonding 离子键 is the electrostatic attraction 静电引力 between oppositely charged ions 离子 — positive cations 阳离子 and negative anions 阴离子.
It forms when a metal gives electrons to a non-metal. Good examples are sodium chloride ($\text{NaCl}$), magnesium oxide ($\text{MgO}$) and calcium fluoride ($\text{CaF}_2$). The ions pack into a regular giant lattice 晶格, held together by the attraction in every direction.
Bahasa Indonesia
Ikatan ionik: transfer elektron
Ikatan ionik adalah tarikan elektrostatik antara ion bermuatan berlawanan — kation positif dan anion negatif.
Terbentuk ketika logam memberikan elektron ke non-logam. Contoh bagus adalah natrium klorida ($\text{NaCl}$), magnesium oksida ($\text{MgO}$) dan kalsium fluorida ($\text{CaF}_2$). Ion-ion tersebut packing membentuk kisi raksasa teratur, diikat bersama oleh tarikan dari segala arah.
Ikatan ionik dalam NaCl: natrium mentransfer elektron terluarnya ke klorin, menghasilkan Na$^+$ dan Cl$^-$ yang memiliki oktet penuhKristal asli garam dapur (halit, NaCl); bentuk kubusnya mencerminkan kisi ionik raksasa di dalamnya
Explore · Jelajahi
Forming an ionic bond (NaCl) · Pembentukan ikatan ionik (NaCl)
Step through it. A metal hands its outer electron to a non-metal; the oppositely charged ions then attract in a giant lattice. · Langkah demi langkah. Logam menyerahkan elektron valensinya kepada non-logam; kemudian ion bermuatan berlawanan saling tarik-menarik dalam kisi raksasa.
London dispersion forces/ˈlʌndn dɪˈspɜːʃn ˈfɔːsɪz/
gaya dispersi London
instantaneous dipole/ˌɪnstənˈteɪnɪəs ˈdaɪpəʊl/
dipol sesaat
induced dipole/ɪnˈdjuːst ˈdaɪpəʊl/
dipol induksi
permanent dipole/ˈpɜːmənənt ˈdaɪpəʊl/
dipol permanen
3.3
Metallic bonding · Ikatan Logam
Syllabus · Silabus
English
define metallic bonding as the electrostatic attraction between positive metal ions and delocalised electrons
Bahasa Indonesia
definisikan ikatan logam sebagai atraksi elektrostatik antara ion logam positif dan elektron terdelokalisasi
Source: Cambridge International syllabus · Sumber: Silabus Cambridge International
English
Metallic bonding 金属键 is the electrostatic attraction between positive metal ions and a "sea" of delocalised electrons 离域电子.
The outer electrons are free to move through the whole metal. This explains why metals conduct electricity and are strong.
Bahasa Indonesia
Ikatan logam adalah gaya tarik elektrostatik antara ion logam positif dan "laut" elektron terdelokalisasi.
Elektron terluar bebas bergerak melalui seluruh logam. Ini menjelaskan mengapa logam dapat menghantarkan listrik dan kuat.
Ikatan logam: ion logam positif berada di dalam laut elektron terdelokalisasi yang bebas bergerak
Explore · Jelajahi
Inside a metal — and why it behaves that way · Di dalam logam — dan mengapa ia berperilaku demikian
Step through it. Positive ions sit in a shared sea of delocalised electrons. That one picture explains conduction, malleability, and strength. · Langkah demi langkah. Ion positif berada di dalam laut elektron terdelokalisasi yang dibagikan. Satu gambar ini menjelaskan konduktivitas, keluwesan, dan kekuatan.
Covalent and coordinate bonding · Ikatan Kovalen dan Koordinasi
Syllabus · Silabus
English
define covalent bonding as electrostatic attraction between the nuclei of two atoms and a shared pair of electrons (a) describe covalent bonding in molecules including: • hydrogen, $\text{H}_2$ • oxygen, $\text{O}_2$ • nitrogen, $\text{N}_2$ • chlorine, $\text{Cl}_2$ • hydrogen chloride, $\text{HCl}$ • carbon dioxide, $\text{CO}_2$ • ammonia, $\text{NH}_3$ • methane, $\text{CH}_4$ • ethane, $\text{C}_2\text{H}_6$ • ethene, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) understand that elements in period 3 can expand their octet including in the compounds sulfur dioxide, $\text{SO}_2$, phosphorus pentachloride, $\text{PCl}_5$, and sulfur hexafluoride, $\text{SF}_6$ (c) describe coordinate (dative covalent) bonding, including in the reaction between ammonia and hydrogen chloride gases to form the ammonium ion, $\text{NH}_4^+$, and in the $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ molecule
(a) describe covalent bonds in terms of orbital overlap giving $\sigma$ and $\pi$ bonds: • $\sigma$ bonds are formed by direct overlap of orbitals between the bonding atoms • $\pi$ bonds are formed by the sideways overlap of adjacent p orbitals above and below the $\sigma$ bond (b) describe how the $\sigma$ and $\pi$ bonds form in molecules including $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ and $\text{N}_2$ (c) use the concept of hybridisation to describe $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ and $\text{sp}^3$ orbitals
(a) define the terms: • bond energy as the energy required to break one mole of a particular covalent bond in the gaseous state • bond length as the internuclear distance of two covalently bonded atoms (b) use bond energy values and the concept of bond length to compare the reactivity of covalent molecules
Bahasa Indonesia
mendefinisikan ikatan kovalen sebagai tarik-menarik elektrostatik antara inti dua atom dan sepasang elektron yang terbagi (a) deskripsikan ikatan kovalen dalam molekul termasuk: • hidrogen, $\text{H}_2$ • oksigen, $\text{O}_2$ • nitrogen, $\text{N}_2$ • klorin, $\text{Cl}_2$ • hidrogen klorida, $\text{HCl}$ • karbon dioksida, $\text{CO}_2$ • amonia, $\text{NH}_3$ • metana, $\text{CH}_4$ • etana, $\text{C}_2\text{H}_6$ • etena, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) pahami bahwa unsur pada periode 3 dapat memperluas oktetnya termasuk dalam senyawa sulfur dioksida, $\text{SO}_2$, fosfor pentaklorida, $\text{PCl}_5$, dan sulfur heksafluorida, $\text{SF}_6$ (c) deskripsikan ikatan koordinatif (kovalen datif), termasuk dalam reaksi antara gas amonia dan hidrogen klorida untuk membentuk ion amonium, $\text{NH}_4^+$, dan dalam molekul $\text{Al}_2\text{Cl}_6$
(a) deskripsikan ikatan kovalen berdasarkan tumpang tindih orbital dengan memberikan ikatan $\sigma$ dan ikatan $\pi$: • Ikatan $\sigma$ terbentuk dari tumpang tindih langsung orbital antara atom pengikat • Ikatan $\pi$ terbentuk dari tumpang tindih samping orbital p yang bersebelahan di atas dan di bawah ikatan $\sigma$ (b) jelaskan bagaimana ikatan $\sigma$ dan ikatan $\pi$ terbentuk dalam molekul termasuk $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ dan $\text{N}_2$ (c) gunakan konsep hibridisasi untuk mendeskripsikan orbital $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ dan $\text{sp}^3$
(a) definisikan istilah-istilah berikut: • energi ikatan sebagai energi yang diperlukan untuk memutus satu mol ikatan kovalen tertentu dalam keadaan gas • panjang ikatan sebagai jarak antarreaktur dua atom yang terikat secara kovalen (b) gunakan nilai energi ikatan dan konsep panjang ikatan untuk membandingkan reaktivitas molekul kovalen
Source: Cambridge International syllabus · Sumber: Silabus Cambridge International
English
Covalent bonding: a shared pair
Covalent bonding 共价键 is the electrostatic attraction between the nuclei of two atoms and a shared pair of electrons.
Simple molecules with covalent bonds include $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ and $\text{C}_2\text{H}_4$. A double bond shares two pairs; a triple bond (as in $\text{N}_2$) shares three pairs.
Atoms in Period 3 and below can expand the octet 扩展八隅体 — hold more than eight electrons in their outer shell. Examples are $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ and $\text{SF}_6$.
A coordinate bond 配位键 (also called a dative covalent bond) is a covalent bond where both shared electrons come from the same atom. For example, when ammonia and hydrogen chloride gases meet, the lone pair on the nitrogen forms a coordinate bond to $\text{H}^+$, making the ammonium ion $\text{NH}_4^+$. Coordinate bonds also join the two halves of the $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ molecule.
Sigma and pi bonds
Covalent bonds form when orbitals 轨道 overlap:
a sigma bond σ键 forms by the direct, head-on overlap 重叠 of orbitals between the two atoms.
a pi bond π键 forms by the sideways overlap of two p orbitals, above and below the sigma bond.
A single bond is one sigma bond. A double bond (as in $\text{C}_2\text{H}_4$) is one sigma plus one pi bond. A triple bond (as in $\text{N}_2$ and $\text{HCN}$) is one sigma plus two pi bonds.
Hybridisation
Hybridisation 杂化 mixes orbitals in the same shell to make new, equal orbitals for bonding:
$\text{sp}$: two equal orbitals, used in a linear molecule.
$\text{sp}^2$: three equal orbitals, used in a flat molecule like $\text{C}_2\text{H}_4$.
$\text{sp}^3$: four equal orbitals, used in $\text{CH}_4$.
Bond energy and bond length
bond energy 键能 is the energy needed to break one mole of a particular covalent bond in the gas state.
bond length 键长 is the distance between the centres of the two bonded atoms.
A shorter bond is usually stronger (higher bond energy). Triple bonds are shorter and stronger than double bonds, which are shorter and stronger than single bonds. Stronger bonds make a molecule harder to react.
Bahasa Indonesia
Ikatan kovalen: pasangan terbagi
Ikatan kovalen adalah gaya tarik elektrostatik antara inti dua atom dan pasangan elektron yang terbagi.
Molekul sederhana dengan ikatan kovalen mencakup $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$, dan $\text{C}_2\text{H}_4$. Ikatan ganda berbagi dua pasang; ikatan tiga (seperti pada $\text{N}_2$) berbagi tiga pasang.
Atom di Periode 3 dan seterusnya dapat memperluas oktet—menahan lebih dari delapan elektron di kulit terluarnya. Contohnya adalah $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$, dan $\text{SF}_6$.
Ikatan koordinasi (juga disebut ikatan kovalen datif) adalah ikatan kovalen di mana kedua elektron yang terbagi berasal dari atom yang sama. Misalnya, ketika gas amonia dan hidrogen klorida bertemu, pasangan elektron bebas pada nitrogen membentuk ikatan koordinasi ke $\text{H}^+$, menghasilkan ion amonium $\text{NH}_4^+$. Ikatan koordinasi juga menghubungkan dua bagian molekul $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.
Ikatan koordinasi (datif): pasangan elektron bebas nitrogen membentuk ikatan N–H keempat, keduanya berasal dari N
Ikatan Sigma dan Pi
Ikatan kovalen terbentuk ketika orbital tumpang tindih:
ikatan sigma σ terbentuk melalui tumpang tindih langsung ujung-ke-ujung orbital antara kedua atom.
ikatan pi π terbentuk melalui tumpang tindih samping dua orbital p, di atas dan di bawah ikatan sigma.
Ikatan tunggal adalah satu ikatan sigma. Ikatan ganda (seperti pada $\text{C}_2\text{H}_4$) adalah satu sigma ditambah satu pi. Ikatan tiga (seperti pada $\text{N}_2$ dan $\text{HCN}$) adalah satu sigma ditambah dua pi.
Ikatan $\sigma$ terbentuk melalui tumpang tindih langsung ujung-ke-ujung; ikatan $\pi$ terbentuk melalui tumpang tindih samping dua orbital p, di atas dan di bawah
Hibridisasi
Hibridisasi menggabungkan orbital dalam cangkang yang sama untuk membuat orbital baru yang setara untuk berikatan:
$\text{sp}$: dua orbital setara, digunakan dalam molekul linear.
$\text{sp}^2$: tiga orbital setara, digunakan dalam molekul datar seperti $\text{C}_2\text{H}_4$.
$\text{sp}^3$: empat orbital setara, digunakan dalam $\text{CH}_4$.
Energi ikatan dan Panjang ikatan
energi ikatan adalah energi yang dibutuhkan untuk memecah satu mol ikatan kovalen tertentu dalam keadaan gas.
panjang ikatan adalah jarak antara pusat dua atom yang berikatan.
Ikatan yang lebih pendek biasanya lebih kuat (energi ikatan lebih tinggi). Ikatan tiga lebih pendek dan lebih kuat daripada ikatan ganda, yang lebih pendek dan lebih kuat daripada ikatan tunggal. Ikatan yang lebih kuat membuat molekul lebih sulit bereaksi.
Explore · Jelajahi
Sharing a pair of electrons · Berbagi sepasang elektron
Step through a covalent bond: two atoms overlap and share a pair so each reaches a full shell — when the two pull equally the bond is non-polar. · Langkah demi langkah ikatan kovalen: dua atom tumpang tindih dan berbagi sepasang elektron sehingga masing-masing mencapai kulit penuh — ketika keduanya menarik dengan kekuatan sama, ikatannya bersifat non-polar.
Two non-metal atoms overlap and share a pair of electrons — counted for both — so each reaches a full outer shell. O₂ shares two pairs (a double bond). · Dua atom non-logam tumpang tindih dan berbagi sepasang elektron — dihitung untuk keduanya — sehingga masing-masing mencapai kulit luar penuh. O₂ berbagi dua pasangan (ikatan rangkap).
state and explain the shapes of, and bond angles in, molecules by using VSEPR theory, including as simple examples: • $\text{BF}_3$ (trigonal planar, 120°) • $\text{CO}_2$ (linear, 180°) • $\text{CH}_4$ (tetrahedral, 109.5°) • $\text{NH}_3$ (pyramidal, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (non-linear, 104.5°) • $\text{SF}_6$ (octahedral, 90°) • $\text{PF}_5$ (trigonal bipyramidal, 120° and 90°)
predict the shapes of, and bond angles in, molecules and ions analogous to those specified in 3.5.1
Bahasa Indonesia
menyatakan dan menjelaskan bentuk serta sudut ikatan dalam molekul dengan menggunakan teori VSEPR, termasuk sebagai contoh sederhana: • $\text{BF}_3$ (trigonal planar, 120°) • $\text{CO}_2$ (linear, 180°) • $\text{CH}_4$ (tetrahedral, 109.5°) • $\text{NH}_3$ (piramidal, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (tidak linear, 104.5°) • $\text{SF}_6$ (oktahedral, 90°) • $\text{PF}_5$ (bipiramidal trigonal, 120° dan 90°)
ramalkan bentuk dan sudut ikatan pada molekul dan ion yang analog dengan yang ditentukan dalam 3.5.1
Source: Cambridge International syllabus · Sumber: Silabus Cambridge International
English
To work out a shape, use VSEPR theory 价层电子对互斥理论: the pairs of electrons around the central atom push apart as far as possible, because like charges repel.
A lone pair 孤对电子 (not in a bond) pushes more strongly than a bonding pair 成键电子对. Each lone pair squeezes the bond angle 键角 by about $2.5°$.
Molecule
Shape
Bond angle
$\text{CO}_2$
linear 直线形
$180°$
$\text{BF}_3$
trigonal planar 平面三角形
$120°$
$\text{CH}_4$
tetrahedral 四面体形
$109.5°$
$\text{NH}_3$
pyramidal 三角锥形
$107°$
$\text{H}_2\text{O}$
bent 角形
$104.5°$
$\text{PF}_5$
trigonal bipyramidal 三角双锥形
$120°$ and $90°$
$\text{SF}_6$
octahedral 八面体形
$90°$
$\text{NH}_3$ has one lone pair and $\text{H}_2\text{O}$ has two, which is why their angles drop below the $109.5°$ of $\text{CH}_4$. You can predict the shapes of similar molecules and ions in the same way.
Worked example. Predict the shape and bond angle of $\text{NH}_3$ and of $\text{H}_2\text{O}$. Nitrogen has 5 outer electrons and forms 3 bonds, leaving 3 bonding pairs and 1 lone pair - four pairs in total, so they start from the tetrahedral $109.5°$. The lone pair repels more strongly and squeezes the angle by about $2.5°$, giving a pyramidal shape at about $107°$. Oxygen forms 2 bonds and keeps 2 lone pairs: still four pairs, but now two squeezes, so the shape is bent at about $104.5°$. Count all the pairs to fix the basic geometry, subtract $2.5°$ for each lone pair, and name the shape from the atoms - $\text{NH}_3$ has four pairs but is pyramidal, not tetrahedral.
Bahasa Indonesia
Model molekul menunjukkan bentuk tiga dimensi dari molekul kovalen.
Untuk menentukan bentuk, gunakan teori VSEPR: pasangan elektron di sekitar atom pusat saling tolak semaksimal mungkin karena muatan sejenis tolak-menolak.
Pasangan elektron bebas (tidak dalam ikatan) menolak lebih kuat daripada pasangan pengikat. Setiap pasangan elektron bebas menekan sudut ikatan sebesar kurang lebih $2.5°$.
Molekul
Bentuk
Sudut ikatan
$\text{CO}_2$
linear
$180°$
$\text{BF}_3$
trigonal planar
$120°$
$\text{CH}_4$
tetrahedral
$109.5°$
$\text{NH}_3$
piramidal
$107°$
$\text{H}_2\text{O}$
bengkok
$104.5°$
$\text{PF}_5$
trigonal bipiramidal
$120°$ dan $90°$
$\text{SF}_6$
oktahedral
$90°$
$\text{NH}_3$ memiliki satu pasangan elektron bebas dan $\text{H}_2\text{O}$ memiliki dua, sehingga sudutnya turun di bawah $109.5°$ dari $\text{CH}_4$. Anda dapat memprediksi bentuk molekul dan ion serupa dengan cara yang sama.
Tujuh bentuk dari teori VSEPR; pasangan elektron bebas pada NH$_3$ dan H$_2$O menolak lebih keras, menekan sudut ikatan di bawah $109.5°$
Contoh terpecahkan. Prediksikan bentuk dan sudut ikatan dari $\text{NH}_3$ dan $\text{H}_2\text{O}$. Nitrogen memiliki 5 elektron terluar dan membentuk 3 ikatan, menyisakan 3 pasangan pengikat dan 1 pasangan elektron bebas—total empat pasang, jadi dimulai dari geometri dasar tetrahedral $109.5°$. Pasangan elektron bebas menolak lebih kuat dan menekan sudut sebesar kurang lebih $2.5°$, menghasilkan bentuk piramidal pada kurang lebih $107°$. Oksigen membentuk 2 ikatan dan mempertahankan 2 pasangan elektron bebas: masih empat pasang, tetapi sekarang ada dua tekanan, sehingga bentuknya bengkok pada kurang lebih $104.5°$. Hitung semua pasangan untuk menetapkan geometri dasar, kurangi $2.5°$ untuk setiap pasangan elektron bebas, dan beri nama bentuk berdasarkan atom—$\text{NH}_3$ memiliki empat pasang tetapi bentuknya piramidal, bukan tetrahedral.
Explore · Jelajahi
Shape from bonding and lone pairs · Bentuk dari ikatan dan pasangan elektron bebas
Count the bonding pairs and lone pairs around the central atom; they repel into the shape with least strain. Three bonds and one lone pair give a pyramid, like ammonia (NH3). · Hitung pasangan ikatan dan pasangan elektron bebas di sekitar atom pusat; mereka tolak-menolak membentuk bentuk dengan tegangan terkecil. Tiga ikatan dan satu pasangan elektron bebas menghasilkan piramida, seperti amonia (NH3).
Explore · Jelajahi
Predicting molecular shape · Memprediksi bentuk molekul
Set the bonding and lone pairs. Electron pairs repel and spread out as far apart as possible — that fixes the shape and bond angle. · Atur pasangan ikatan dan pasangan bebas. Pasangan elektron tolak-menolak dan tersebar sejauh mungkin — itu menetapkan bentuk dan sudut ikatan.
(a) describe hydrogen bonding, limited to molecules containing N–H and O–H groups, including ammonia and water as simple examples (b) use the concept of hydrogen bonding to explain the anomalous properties of $\text{H}_2\text{O}$ (ice and water): • its relatively high melting and boiling points • its relatively high surface tension • the density of the solid ice compared with the liquid water
use the concept of electronegativity to explain bond polarity and dipole moments of molecules
(a) describe van der Waals’ forces as the intermolecular forces between molecular entities other than those due to bond formation, and use the term van der Waals’ forces as a generic term to describe all intermolecular forces (b) describe the types of van der Waals’ forces: • instantaneous dipole–induced dipole (id-id) forces, also called London dispersion forces • permanent dipole–permanent dipole (pd-pd) forces, including hydrogen bonding (c) describe hydrogen bonding and understand that hydrogen bonding is a special case of permanent dipole–permanent dipole forces between molecules where hydrogen is bonded to a highly electronegative atom
state that, in general, ionic, covalent and metallic bonding are stronger than intermolecular forces
Bahasa Indonesia
(a) deskripsikan ikatan hidrogen, terbatas pada molekul yang mengandung gugus N–H dan O–H, termasuk amonia dan air sebagai contoh sederhana (b) gunakan konsep ikatan hidrogen untuk menjelaskan sifat anomali $\text{H}_2\text{O}$ (es dan air): • titik lebur dan titik didihnya yang relatif tinggi • tegangan permukaannya yang relatif tinggi • densitas es padat dibandingkan dengan air cair
gunakan konsep elektronegativitas untuk menjelaskan kepolaran ikatan dan momen dipol pada molekul
(a) deskripsikan gaya van der Waals sebagai gaya antarmolekul antara entitas molekuler selain yang disebabkan oleh pembentukan ikatan, dan gunakan istilah gaya van der Waals sebagai istilah umum untuk menggambarkan semua gaya antarmolekul (b) deskripsikan jenis-jenis gaya van der Waals: • gaya dipol sesaat–dipol terinduksi (id-id), juga disebut gaya dispersi London • gaya dipol permanen–dipol permanen (pd-pd), termasuk ikatan hidrogen (c) deskripsikan ikatan hidrogen dan pahami bahwa ikatan hidrogen adalah kasus khusus dari gaya dipol permanen–dipol permanen antara molekul di mana hidrogen terikat pada atom yang sangat elektronegatif
nyatakan bahwa secara umum, ikatan ion, kovalen, dan logam lebih kuat daripada gaya antarmolekul
Source: Cambridge International syllabus · Sumber: Silabus Cambridge International
English
Intermolecular forces 分子间作用力 are the forces betweenmolecules 分子. They are much weaker than the ionic, covalent and metallic bonding inside substances.
Bond polarity and dipoles
When two atoms with different electronegativity share a bond, the electrons sit closer to the more electronegative atom. The bond then has a polarity 极性: one end is slightly negative ($\delta-$) and the other slightly positive ($\delta+$). This separation of charge is a dipole 偶极.
If the dipoles in a molecule do not cancel, the whole molecule has a dipole moment 偶极矩 and is polar. If they cancel by symmetry (as in $\text{CO}_2$), the molecule is non-polar.
Van der Waals' forces
Van der Waals' forces 范德华力 is the general name for all intermolecular forces. There are two main types.
The first type is the instantaneous dipole–induced dipole force, also called the London dispersion force 伦敦色散力. Moving electrons make a brief instantaneous dipole 瞬时偶极, which then creates a matching induced dipole 诱导偶极 in a nearby molecule. These forces act between all molecules and get stronger when there are more electrons.
The second type is the permanent dipole–permanent dipole force. It acts between molecules that are always polar, because each one has a permanent dipole 永久偶极.
Hydrogen bonding
Hydrogen bonding 氢键 is a strong, special case of permanent dipole forces. It forms when hydrogen is bonded to a very electronegative atom — nitrogen, oxygen or fluorine — and is attracted to a lone pair on an N, O or F atom in a neighbour. Look for N–H and O–H groups, as in ammonia and water.
Hydrogen bonding explains the strange behaviour of water:
its high melting and boiling point 沸点, because many hydrogen bonds must be broken.
its high surface tension 表面张力.
ice is less dense than liquid water, because hydrogen bonds hold the molecules in an open, spread-out structure, so ice floats.
Bahasa Indonesia
Gaya antarmolekul adalah gaya antarmolekul. Gaya ini jauh lebih lemah daripada ikatan ionik, kovalen, dan logam di dalam zat.
Polarisasi ikatan dan dipol
Ketika dua atom dengan elektronegativitas berbeda berbagi ikatan, elektron berada lebih dekat ke atom yang lebih elektronegatif. Ikatan tersebut memiliki polaritas: satu ujung sedikit negatif ($\delta-$) dan ujung lainnya sedikit positif ($\delta+$). Pemisahan muatan ini disebut dipol.
Jika dipol dalam suatu molekul tidak saling meniadakan, seluruh molekul memiliki momen dipol dan bersifat polar. Jika dipol saling meniadakan secara simetris (seperti pada $\text{CO}_2$), molekul tersebut non-polar.
Gaya Van der Waals
Gaya Van der Waals adalah nama umum untuk semua gaya antarmolekul. Ada dua jenis utama.
Jenis pertama adalah gaya dipol sesaat–dipol terinduksi, juga disebut gaya dispersi London. Elektron yang bergerak menciptakan dipol sesaat, yang kemudian menciptakan dipol terinduksi yang serupa pada molekul tetangga. Gaya ini bekerja di antara semua molekul dan menjadi lebih kuat ketika jumlah elektron bertambah.
Gaya London: dipol sementara pada satu molekul menginduksi dipol pada tetangganya, sehingga mereka saling tarik-menarik — ini bekerja di antara semua molekul
Jenis kedua adalah gaya dipol permanen–dipol permanen. Gaya ini bekerja di antara molekul yang selalu polar, karena masing-masing memiliki dipol permanen.
Ikatan hidrogen
Ikatan hidrogen adalah kasus khusus yang kuat dari gaya dipol permanen. Ikatan ini terbentuk ketika hidrogen terikat pada atom yang sangat elektronegatif — nitrogen, oksigen, atau fluor — dan tertarik pada pasangan bebas pada atom N, O, atau F di molekul tetangga. Carilah gugus N–H dan O–H, seperti pada amonia dan air.
Ikatan hidrogen dalam air: $\delta+$ hidrogen tertarik pada pasangan bebas pada $\delta-$ oksigen molekul tetangga
Ikatan hidrogen menjelaskan perilaku unik air:
titik leleh dan titik didihnya yang tinggi, karena banyak ikatan hidrogen harus diputuskan.
tegangan permukaannya yang tinggi.
es kurang padat daripada air cair, karena ikatan hidrogen menahan molekul dalam struktur terbuka dan menyebar, sehingga es mengapung.
Explore · Jelajahi
Polarity and intermolecular forces lab · Praktikum kutub dan gaya antarmolekul
Classify molecules by the feature that controls attractions. · Klasifikasikan molekul berdasarkan fitur yang mengontrol daya tarik.
Explore · Jelajahi
Why hydrogen bonds make water special · Mengapa ikatan hidrogen membuat air istimewa
Step through it. One weak-but-strong force — the hydrogen bond — explains water's high boiling point, why ice floats, and why it dissolves so much. · Ikuti langkah-langkahnya. Satu gaya lemah-tetapi-kuat — ikatan hidrogen — menjelaskan titik didih tinggi air, mengapa es mengapung, dan mengapa ia melarutkan begitu banyak zat.
Dot-and-cross diagrams · Diagram titik dan silang
Syllabus · Silabus
English
use dot-and-cross diagrams to illustrate ionic, covalent and coordinate bonding including the representation of any compounds stated in 3.4 and 3.5 (dot-and-cross diagrams may include species with atoms which have an expanded octet or species with an odd number of electrons)
Bahasa Indonesia
gunakan diagram titik-silang untuk mengilustrasikan ikatan ion, kovalen, dan koordinat termasuk representasi senyawa apa pun yang disebutkan dalam 3.4 dan 3.5 (diagram titik-silang dapat mencakup spesies dengan atom yang memiliki oktet meluas atau spesies dengan jumlah elektron ganjil)
Source: Cambridge International syllabus · Sumber: Silabus Cambridge International
English
A dot-and-cross diagram 点叉图 shows the outer electrons of each atom, using dots for one atom and crosses for the other. This makes it clear where each bonding electron came from. You can draw them for ionic, covalent and coordinate bonding, including molecules with an expanded octet or an odd number of electrons.
Bahasa Indonesia
Diagram titik dan silang menunjukkan elektron valensi setiap atom, menggunakan titik untuk satu atom dan silang untuk atom lain. Hal ini memperjelas dari mana setiap elektron pengikat berasal. Anda dapat menggambarnya untuk ikatan ionik, kovalen, dan koordinat, termasuk molekul dengan oktet yang meluas atau jumlah elektron ganjil.
Titik dan silang kovalen: setiap pasangan bersama terdiri dari satu elektron dari setiap atom. Air memiliki dua pasangan ikatan dan dua pasangan bebas; nitrogen berbagi tiga pasangan (ikatan rangkap tiga)
3.7
Exam tips · Tips ujian
English
For shapes, count bonding pairs and lone pairs, name the shape, then give the exact bond angle (e.g. $\text{NH}_3$: pyramidal, $107^\circ$) — each lone pair lowers the angle by about $2.5^\circ$.
A dative (coordinate) bond has both electrons from one atom (e.g. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); draw the arrow from the lone pair.
Name the intermolecular force precisely: hydrogen bonding needs H bonded to N, O or F; otherwise it is permanent-dipole or induced-dipole (van der Waals). Never call van der Waals forces "bonds".
Explain a physical property by stating which forces are broken, not just "strong bonds".
Bahasa Indonesia
Untuk bentuk, hitung pasangan ikatan dan pasangan bebas, sebutkan bentuknya, lalu berikan sudut ikatan yang tepat (mis. $\text{NH}_3$: piramidal, $107^\circ$) — setiap pasangan bebas menurunkan sudut sekitar $2.5^\circ$.
Ikatan dativ (koordinat) memiliki kedua elektron dari satu atom (mis. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); gambar panah dari pasangan bebas.
Sebutkan gaya antarmolekul secara spesifik: ikatan hidrogen memerlukan H terikat pada N, O, atau F; jika tidak, itu adalah dipol-permanen atau dipol-induksi (Van der Waals). Jangan pernah menyebut gaya Van der Waals sebagai "ikatan".
Jelaskan sifat fisik dengan menyatakan gaya apa yang diputus, bukan hanya "ikatan kuat".
Interactive lessons on this topic · Pelajaran interaktif untuk topik ini
Work through it step by step, with instant-check exercises. · Kerjakan langkah demi langkah, dengan latihan pengecekan instan.
Pick one and the site follows you — notes, papers, videos and practice all open on it. · Pilih satu dan situs mengikuti Anda — catatan, kertas, video, dan latihan semua terbuka di sana.
Type to search notes, lessons, code, vocabulary and past-paper questions across every subject. · Ketik untuk mencari catatan, pelajaran, kode, kosakata, dan pertanyaan soal lama di setiap mata pelajaran.
