X
تبلیغات
ناگفته های شیمی

ناگفته های شیمی

مجله ی هفتگی شیمی

از همه عزیزانی که نظرات خود رابرای ما گذاشتند تشکر می کنم(مخصوصا آقای شکری)در صورت گذاشتن ایمیل در نزدیک ترین زمان به شما پیام ارسال می شود.
+ نوشته شده در  سه شنبه بیست و یکم خرداد 1392ساعت 15:30  توسط احسان ایزدی  | 

پرسش وپاسخ شیمی

 

 پیوند فلزی را تعریف کنید؟

بین اتمهای فلز در شبکه بلور پیوند ویژه‌ای وجود دارد که در اصطلاح پیوند فلزی نامیده می‌شود.

 

 رسانای الکتریکی فلزات را جگونه می توان با پیوند فلزی توجیه کرد؟

جریان برق نتیجه جابجایی الکترون است. وقتی دو سر سیم برق رابه یک تکه فلز متصل کنیم از قطب مثبت جریان تعدادی الکترون از فلز خارج می‌شود، این کمبود الکترونی بر الکترونهای غیرمستقر در فلزات اثر گذاشته به نوبه خود آنها را به سمت خود می‌کشند. این امر باعث می‌شود که همان تعداد الکترون که از یک طرف خارج شده بود از طرف دیگر وارد شود و به این وسیله جریان الکتریسته انتقال یابد.

 

 رسانای گرمای فلزات را جگونه می توان با پیوند فلزی توجیه کرد؟

بر اثر گرم کردن فلز ، جنبش الکترونهای غیر مستقر افزایش می‌یابد و این جنبش از یک گوشه فلز به سایر قسمتهای آن منتقل می‌شود.

 درخشندگی وجلای فلزات را جگونه می توان با پیوند فلزی توجیه کرد؟

تابش نور به سطح فلز باعث می‌شود که الکترونهای غیر مستقر در سطح فلز برانگیخته شده و به ترازهای بالاتر انرژی بروند. بازگشت این الکترونها باعث می‌شود که امواج نور مرئی از سطح فلز بازتابیده شود. در مورد فلزات رنگین بازگشت الکترونها تنها طول موج معینی را که مربوط به رنگ فلز است بازتاب می‌کند.

 

 پدیده‌های فوتوالکتریک و ترموالکتریک ی فلزات را جگونه می توان با پیوند فلزی توجیه کرد؟

.

وقتی انرژی کافی (نورانی یا گرمایی) به فلز داده شود برانگیخته شدن الکترون بدان حد می‌رسد که الکترون از فلز جدا شود. هرگاه دستگاه مناسبی فراهم کنیم می‌توانیم الکنرون جدا شده را درمدار به جریان در آورده الکتریسته تولید کنیم.

 

 چکش خواری را جگونه می توان با پیوند فلزی توجیه کرد؟

وقتی ضربه‌ای به فلز وارد می‌شود یونهای مثبت در دریای الکترون منفی جابجا می‌شوند ولی دریای بار منفی پیوستگی تکه فلز را حفظ می‌کند.

 

 پیوند کووالانسی را تعریف کنید؟

یک جفت الکترون مشترک بین دو هسته یک پیوند کووالانسی تشکیل می‌دهند.

 

 پیوند پی (п-bond) را تعریف کنید؟

پیوند کووالانسی که تراکم الکترونی آن در دو ناحیه بالا و پایین محور متصل کننده دو اتم پیوند بیشتر است، پیوند پی (п) نامیده می‌شود.

 نظریه پیوند والانس چه مطلبی را بیان میکند ؟

طبق نظریه پیوند والانس ، هر پیوند کووالانسی ، متشکل از یک جفت الکترون (با اسپینهای مخالف) است که هر دو اتم در آن شرکت دارند. می‌توان تصور کرد پیوند کووالانسی وقتی بوجود می‌آید که یک اوربیتال (حاوی یک الکترون جفت نشده) از یک اتم با اوربیتالی (حاوی یک الکترون جفت نشده) از اتم دیگر همپوشانی می‌کند

 پیوند هیدروژنی( (Hydrogen Bond را تعریف کنید؟

هرگاه هیدروژن به اتمی با الکترونگاتیوی زیاد مثل فلوئور ، اکسیژن یا نیتروژن متصل گردد شرایطی برای بوجود آمدن نوع بسیاری مهمی جاذبه بین مولکولی مثبت ـ منفی که آن را پیوند هیدروژنی می‌گویند حاصل می‌شود. به عبارت دیگر ، اتم هیدروژن یک مولکول و زوج الکترون غیر مشترک مولکول دیگر متقابلا همدیگر را جذب می‌کنند و پیوندی تشکیل می‌شود که به پیوند هیدروژنی مرسوم است.

 

 

 نحوه تشکیل پیوند هیدروژنی به چه صورت می باشد؟

پیوند هیدروژنی بر اثر جاذبه اتم هیدروژن اندک مثبت موجود در یک مولکول و اتم بسیار الکترونگاتیو موجود در مولکول دیگر (یا در محل دیگر همان مولکول اگر مولکول به قدر کافی بزرگ باشد که بتواند روی خود خم شود) تولید می‌گردد.

 جا به جا شدن یک جفت الکترون به سمت عنصر بسیار الکترونگاتیو نیتروژن ، اکسیژن یا فلوئور موجب می‌شود که این اتمها دارای بار منفی جزئی شوند. در این صورت پیوند هیدروژنی پلی است میان دو اتم شدیدا الکترونگاتیو با یک اتم هیدروژن که از طرفی بطور کوالانسی با یکی از اتمهای الکترونگاتیو و از طرف دیگر بطور الکترواستاتیکی (جاذبه مثبت به منفی) با اتم الکترونگاتیو دیگر پیوند یافته است. استحکام پیوند هیدروژنی یک دهم تا یک پنجاهم قدرت یک پیوند کوالانسی متوسط است.

 شرایط تشکیل پیوند هیدروژنی چیست؟ (هر یک را به اختصار توضیح  دهید) 

  • بالا بودن الکترونگاتیوی اتمهای متصل به هیدروژن :
    برهمین اساس است که فلوئور (الکترونگاتیوترین عنصر) قویترین پیوند هیدروژنی و اکسیژن (الکترونگاتیوتر از نیتروژن) پیوند هیدروژنی قویتری درمقایسه با نیتروژن تشکیل می‌دهد. همچنین بار مثبت زیاد بر روی اتم هیدروژن ، زوج الکترون مولکول دیگر را به شدت جذب می‌کند و کوچک بودن اندازه اتم هیدروژن سبب می‌شود که ملکول دوم بتواند به آن نزدیک شود.

  • کوچک بودن اتمهای متصل به هیدروژن :
    پیوند هیدروژنی واقعا مؤثر فقط در ترکیبات فلوئور ، اکسیژن و نیتروژن تشکیل می‌شود. با وجود اینکه دو اتم نیتروژن و کلر الکترونگاتیوی برابر دارند چون اتم کلر از اتم نیتروژن بزرگتر است بر خلاف نیتروژن ، کلر پیوند هیدروژنی ضعیفی تشکیل می‌دهد.

 

 کاربردهای پیوند هیدروژنی چیست؟

پیوندهای هیدروژنی در بسیاری از مواد یافت می‌شوند پدیده‌هایی از قبیل چسبناک شدن آب‌نبات سفت ، دیرتر خشک شدن الیاف پنبه‌ای از الیاف نایلونی‌ ، نرم شدن پوست با نایلونی ، ناهنجارهای ظاهری در ماهیت آب ، همگی ناشی از همین پیوندهای هیدروژنی است. پیوند هیدروژنی در تعیین ساختار و خواص   مولکولهای   سیستم‌های   زنده نقش اساسی دارد. اجزای مارپیچ آلفا در   ساختار   پروتئین‌ها و  اجزای مارپیچ دوگانه در ساختار

DNA توسط پیوند هیدروژنی به هم می‌پیوندند.

تشکیل و گسسته شدن پیوندهای هیدروژنی در تقسیم یافته و سنتز پروتئین‌ها توسط آن دارای اهمیت اساسی است.

 چگونه میتوان با استفاده از خاصیت الکترونگاتیویته پیوند یونی را توجیه کرد؟

پیوند یونی بین غیرفلزات وقتی تشکیل می‌شود که اختلاف الکترونگاتیوی آنها خیلی زیاد نباشد. در اینگونه موارد، اختلاف الکترونگاتیوی عناصر نشان دهنده میزان قطبی بودن پیوندهای کووالانسی است. اگر اختلاف الکترونگاتیوی صفر یا خیلی کوچک باشد، می‌توان گفت که پیوند اساسا غیر قطبی است و اتمهای مربوط ، سهم مساوی یا تقریبا مساوی در الکترونهای پیوند دارند.

هر چقدر اختلاف الکترونگاتیوی بیشتر باشد پیوند کووالانسی قطبی‌تر خوهد بود (پیوند در جهت اتم الکترونگاتیوتر قطبی می‌شود). بنابراین با توجه به مقادیر الکترونگاتیوی می‌توان پیشگویی کرد که HF قطبی‌ترین هیدروژن هالیدها است و انرژی پیوندی آن بیشتر از هر یک از این ترکیبات است. البته نوع پیوندی که بین دو فلز تشکیل می شود (پیوند فلزی) و در آن اختلاف الکترونگاتیوی نسبتا کم است.

 

 چگونه میتوان با استفاده از خاصیت الکترونگاتیویته پیوند یونی را توجیه کرد؟

پیوند یونی بین غیرفلزات وقتی تشکیل می‌شود که اختلاف الکترونگاتیوی آنها خیلی زیاد نباشد. در اینگونه موارد، اختلاف الکترونگاتیوی عناصر نشان دهنده میزان قطبی بودن پیوندهای کووالانسی است. اگر اختلاف الکترونگاتیوی صفر یا خیلی کوچک باشد، می‌توان گفت که پیوند اساسا غیر قطبی است و اتمهای مربوط ، سهم مساوی یا تقریبا مساوی در الکترونهای پیوند دارند.

هر چقدر اختلاف الکترونگاتیوی بیشتر باشد پیوند کووالانسی قطبی‌تر خوهد بود (پیوند در جهت اتم الکترونگاتیوتر قطبی می‌شود). بنابراین با توجه به مقادیر الکترونگاتیوی می‌توان پیشگویی کرد که HF قطبی‌ترین هیدروژن هالیدها است و انرژی پیوندی آن بیشتر از هر یک از این ترکیبات است. البته نوع پیوندی که بین دو فلز تشکیل می شود (پیوند فلزی) و در آن اختلاف الکترونگاتیوی نسبتا کم است.

 

 خواص مواد مرکب یونی را نام برده و هر یک را به اختصار توضیح  دهید؟

  • رسانایی الکتریکی :
    رسانایی الکتریکی مواد مرکب یونی مذاب به این علت است که وقتی قطب‌هایی با بار مخالف در این مواد مذاب قرار گیرد و میدان الکتریکی برقرارشود یونها آزادانه به حرکت در می‌آیند این حرکت یونها بار یا جریان را از یک جا به جای دیگر منتقل می‌کنند. در جسم جامد که یونها بی‌حرکت‌اند و نمی‌توانند آزادانه حرکت کنند جسم خاصیت رسانای الکتریکی ندارد.

  • سختی :
    سختی مواد مرکب یونی به علت پیوند محکم میان یونهای با بار مخالف است. برای پیوندهای قوی انرژی بسیاری لازم است تا یون‌ها از هم جدا شوند و امکان حرکت آزاد حالت مذاب را پیداکنند. انرژی زیاد به معنی نقطه جوش بالا است که خود از ویژگی‌های مواد مرکب یونی است.

  • شکنندگی :
    مواد مرکب یونی شکننده‌اند. زیرا که ساختار جامد آنها آرایه منظمی از یونهاست. مثلا ساختار سدیم کلرید (
    NaCl) را در نظر بگیرید. هرگاه یک سطح از یونها فقط به فاصله یک یون در هر جهت جابجا شود یونهایی که بار مشابه دارند درکنار یکدیگر قرار می‌گیرند و یکدیگر را دفع می‌کنند و چون جاذبه‌ای در کار نیست بلور می‌شکند. سدیم کلرید را نمی‌توان با چکش کاری به ورقه‌های نازک تبدیل کرد با چنین عملی بلور نمک خرد و از هم پاشیده می‌شود.

 گروههای حاوی پیوند یونی را نام برده و هر یک را به اختصار توضیح  دهید؟

عناصرگروه IA (یا فلزات قلیایی) یعنی Li ، Na ، K ، Rb ، Cs هر یک به ترتیب یک الکترون بیشتر از گازهای نجیب He ، Kr ، Ne ، Ar ، Xe دارند. اگر هر یک از این فلزات ازهر اتم یک الکترون از دست بدهند، جزء باقیمانده آرایش الکترونی گاز نجیب متناظر خود را پیدا می‌کند. مثلا ، Li یک الکترون والانس در آرایش حالت پایه دارد. از دست دادن یک الکترون موجب می‌شود که Li ساختار الکترونی He را پیداکند.یک اتم Li که فقط دو الکترون و سه پروتون داشته باشد بار +1 خواهد داشت. یک اتم باردار مانند یا یک گروه از اتم‌های باردار ، مانند گروه سولفات را یون می‌گویند.

عناصر گروه IIA در جدول تناوبی (فلزات قلیایی خاکی) هریک دو الکترون والانس دارند. پس برای اینکه mg ، ca ، sr ، ba ساختار گاز نجیب را به دست آورند اتم‌های هرعنصر باید دو الکترون از دست بدهند. از دست رفتن دو الکترون موجب می‌شود که دو پروتون در هسته خنثی نشده بماند. پس هر یون بار +2 خواهد داشت. برای جدا شدن سومین الکترون لازم است جفت الکترونهای تراز اصلی با انرژی پایین‌تر شکسته شود. این امر انرژی زیادتری می‌خواهد. جداشدن الکترونها از فلزات و تشکیل یونهای مثبت حاصل از آنها را می‌توان به راههای مختلف ترسیم کرد.

پس جدا شدن یک الکترون از یک اتم معین جداشدن الکترونهای بعدی به ترتیب مشکلتر می‌شود. زیرا با از دست رفتن هر الکترون بار مؤثر زیادتری می‌شود و الکترونهای باقیمانده را محکمتر نگاه می‌دارد. بطور خلاصه یونهای مثبت وقتی تشکیل می‌شوند که اتم‌های فلزی یک الکترون (گروه
IA ) دو الکترون (گروهIIA) ویا سه الکترون (گروهIIIA) به اتم‌های غیر فلزی می‌دهند. یونهای حاصل آرایش الکترونی یکسان با یک گاز نجیب دارند.

هالوژنها:
یونهای مثبت در حضور یونهای منفی پایدار می‌شوند. خنثی شدن بار ، هر دو نوع یون را پایدار می‌کند. یونهای منفی پایدار ، از اتم‌هایی که شش یا هفت الکترون والانس دارند ، تولید می‌شوند. اینگونه اتم‌ها آنقدر الکترون بدست می‌آورند تا ساختار گاز نجیب را پیدا کنند. مثلا اتم‌های عناصر گروه

 VIIA (هالوژن‌ها) هفت الکترون والانس دارند و هر یک یک الکترون می‌خواهند آرایش الکترونی یک گاز نجیب را پیدا کنند. اگر اتم‌های F ، Cl ، Br ، I هر یک ، یک الکترون بدست آورند، یونهای حاصل یعنی,,,به ترتیب آرایش الکترونی را خواهند داشت.

گروه اکسیژن:
اتم عناصر (
VIA)
برای رسیدن به ساختار الکترونی یک گاز نجیب هریک دو الکترون نیاز دارند. اضافه شدن دو الکترون به هم اتم سبب تولید می‌شود. روند به دست آوردن الکترون توسط غیرفلزات ، مانند از دست دادن الکترون توسط فلزات را می‌توان به راههای متفاوت ترسیم کرد. بطور خلاصه غیرفلزات یک ، دو ، یا سه الکترون از فلزات می‌گیرند و یون منفی ایجاد می‌کنند این یونهای منفی همگی الکترونهای والانس جفت شده و آرایش هشت الکترونی پایدار گازهای نجیب را دارند.

+ نوشته شده در  چهارشنبه بیست و چهارم اسفند 1390ساعت 13:21  توسط احسان ایزدی  | 

پیوند کوالانسی

پیوند کوالانسی

میلیون‌ها ماده مرکب شناخته شده فقط از غیر فلزات ترکیب یافته‌اند. این مواد مرکب فقط شامل عناصری هستند که در هر اتم 4 ، 5 ، 6 یا 7 الکترون والانس دارند. بنابراین الکترون‌های والانس اتم‌های غیر فلزی آنقدر زیاد است که اتم‌ها نمی‌توانند با از دست دادن آنها ساختار یک گاز نجیب را به دست آورند. معمولا غیر فلزات با جفت کردن الکترون‌ها پیوند ایجاد می‌کنند و در این فرآیند به ساختار یک گاز نجیب می‌رسند.

تعریف پیوند کووالانسی

یک جفت الکترون مشترک بین دو هسته یک پیوند کووالانسی تشکیل می‌دهند.

 

استحکام پیوند کووالانسی

آنچه اتم‌های یک ملکول را به هم نگه می‌دارد، پیوند کووالانسی است، در تشکیل پیوند کووالانسی الکترون‌ها ، به جای آنکه از اتمی به اتم دیگر منتقل شوند، میان دو اتم به اشتراک گذاشته می‌شوند. استحکام پیوند کووالانسی ناشی از جاذبه متفابل دو هسته مثبت و ابر منفی الکترون‌های پیوندی است. یا به عبارت دیگر مربوط به آن است که هر دو هسته الکترونهای مشترکی را جذب می‌کنند.

نحوه تشکیل اوربیتال مولکولی

دو اوربیتال به نحوی همپوشانی می‌کنند که ابرهای الکترونی ، در ناحیه بین دو هسته ، یکدیگر را تقویت می‌کنند و احتمال یافتن الکترون در این ناحیه افزایش می‌یابد طبق اصل طرد پاولی دو الکترون این پیوند باید اسپین مخالف داشته باشند. در نتیجه تشکیل پیوند اوربیتال‌های اتمی به اوربیتال مولکولی تبدیل می‌شود.

انواع پیوند کووالانسی

  پیوند

یگانه کووالانسی:

متشکل از یک جفت الکترون (دارای اسپین مخالف) است، که اوربیتالی از هر دو اتم پیوند شده را اشغال می‌کند. ساده‌ترین نمونه اشتراک در مولکول‌های دو اتمی گازهای ازقبیل F2 ، H2 و Cl2 دیده می‌شود. اتم هیدروژن فقط یک الکترون دارد هرگاه دو اتم هیدروژن تک الکترون‌های خود را به اشتراک بگذارند یک جفت الکترون حاصل می‌شود. این جفت الکترون پیوندی متعلق به کل مولکول هیدروژن است و به آرایش الکترونی پایدار گاز نجیب هلیم می‌رسد. هر الکترون هالوژن هفت الکترون والانس دارد. با تشکیل یک پیوند کووالانسی بین دو تا از این اتم‌ها ، هر اتم به آرایش الکترونی هشت تای ، که ویژه گازهای نجیب است، می‌رسد.

پیوند چند گانه:

 

بین دو اتم ، ممکن است بیش از یک پیوند کووالانسی تشکیل شود در این موارد گفته می‌شود که اتم‌ها با پیوند چند گانه به هم متصل‌اند. دو جفت الکترون مشترک را پیوند دو گانه و سه جفت الکترون مشترک را پیوند سه گانه می‌نامند. اغلب می‌توان تعداد پیوندهای جفت الکترونی را که یک اتم در یک مولکول به وجود می‌آورد از تعداد الکترون‌های مورد نیاز برای پر شدن پوسته والانس آن اتم ، پیش بینی کرد. چون برای فلزات شماره گروه در جدول با تعدادالکترون‌های والانس برابر است، می‌توان پیش بینی کرد که عناصر گروه VIIA مثل Cl (با هفت الکترون والانس) ، برای رسیدن به هشت تای پایدار یک پیوندکووالانسی ، عناصر گروه IVA مثل O و S (با شش الکترون والانس) دو پیوند کووالانسی ، عناصر VA مثل N و P (با پنج الکترون والانس) سه پیوند کووالانسی و عناصر گروه IVA مثل C (با چهار الکترون والانس) چهار پیوند کووالانسی به وجود خواهند آورد.

 نماد ساختار مولکول

در ساختار اول ، جفت الکترون مشترک با دو نقطه و ساختار دوم با یک خط کوتاه نشان داده شده است.

 مانند :

H ― H H : H پیوند یگانه

:Ö=C=Ö: پیوند دو گانه       

                                                                      

:N Ξ N: پیوند سه گانه

CΞC پیوند چهارگانه

+ نوشته شده در  چهارشنبه بیست و چهارم اسفند 1390ساعت 13:1  توسط احسان ایزدی  | 

هیبرید شدن اوربیتال های اتمی

هیبرید شدن اوربیتال های اتمی    

براساس نظریه پیوند ظرفیت ، هرپیوند کووالانسی ازاشتراک یک جفت الکترون بین دواتم حاصل می شود ، بنابراین شرط لازم تشکیل پیوند کووالانسی بین دواتم حداقل داشتن یک اوربیتال نیمه پر برای هر یک ازآن ها است .

هراتم به تعداد الکترون های جفت نشده خود پیوند کوالانسی تشکیل می دهند. اگر آرایش الکترونی  عناصر گروه  (۸-۳ )اصلی  جدول تناوبی که می توانند درپیوند کووالانسی شرکت  کنند ، رادرنظر بگیرید متوجه خواهید شد که اوربیتال نیمه پر به اندازه کافی ندارند. ویا انتظار دارید که (Be(  II A نتواند پیوند کوالانسی تشکیل دهد.درحالی که مولکول گازی F -Be-F دارای ساختار خطی وزاویه پیوندی  ۱۸۰ درجه می باشد  که بیانگر این مطلب است که بریلیم دارای دواوربیتال تک الکترونی بوده ودرپیوند کووالانسی با اتم فلوئور شرکت نموده است.

شیمیدانان تصور می کنند که یکی ازالکترون های اوربیتال 2s باکسب انرژی به تراز بالاتر 2p  برانگیخته می شود. به این ترتیب اتم بریلیم دارای  دو اوربیتال نیمه پرخواهد شد اما این دواوربیتال از نظر انرژی و پخش بارالکترونی یکسان نیستند اوربیتال 2sبه هسته نزدیک تر ودراطراف هسته به شکل کروی قرار گرفته  واوربیتال2p جهت دار ودرامتدادمحور x وازهسته دورتر می باشد.

شیمیدانان برای توجیه هم ارز بودن پیوندها نظریه هیبریدشدن اوربیتال ها را مطرح نموده اند.

آمیخته شدن دو و یا چند اوربیتال غیریکسان وتشکیل همان تعداد اوربیتال یکسان( ازنظر انرژی و پخش  بار الکترونی  )  راهیبریدشدن نامند .

هیبرید شدن اوربیتال ها بین انواع اوربیتال های  ( s، p ،d، f ) می تواند اتفاق افتد.

به کمک نظریه هیبرید شدن می توان به بررسی زاویه پیوند ها، مقایسه طول پیوند ها وتوجیه شکل مولکول ها  پرداخت.

باکلیک دراینجا می توانید چند نوع هیبرید شدن بین اوربیتال ها را مشاهده نمایید.

+ نوشته شده در  چهارشنبه بیست و چهارم اسفند 1390ساعت 12:58  توسط احسان ایزدی  | 

پیوند داتیو

پیوند کووالانس کئوردینانس (داتیو)

هریک از دواتم شرکت کننده در  پیوند کووالانسی  یک الکترون به اشتراک می گذارند. وبه طوری که نمی توان تشخیص داد که الکترون های پیوندی متعلق به کدام اتم بوده است .ولی یک نوع پیوند کووالانسی دیگروجود دارد٬که درآن یک اتم دوالکترون پیوندی ( دهنده الکترون ) راتامین می کند واتم دیگر که الکترون کم دارد (پذیرنده الکترون) این دوالکترون را می گیرد .این پیوندکووالانسی را داتیو ( کووالانس کئوردینانسی ) می نامند.

 هنگامی که گاز آمونیاک را باگاز هیدروژن کلرید مجاور هم قرار می دهیم این دو ماده باهم واکنش داده ومولکول  NH4Cl را می سازند که از یون کلرید(  -Cl )   ویون آمونیوم  ( +NH4 ) تشکیل شده است .

           

 همانطور که ملاحظه می نمایید H درمولکول HCl الکترون خودرا درلایه الکترونی اتم Cl جا می گذارد واتم نیتروژن درمولکول  NH3: الکترون غیر پیوندی خودرا دراختیار+ H قرار می دهد.به این ترتیب + H پذیرنده الکترون واتم نیتروژن درمولکول NH3 دهنده الکترون می باشد.

 

 به طور ساده می توان پیوند داتیورا به صورت یک فلش از طرف عنصر دهنده الکترون به سمت اتم گیرنده الکترون نشان داد درضمن باید توجه داشت هرچهار پیوند در یون آمونیم ازنظر انرژی وطول پیوند یکسان هستند وهیچگونه تفاوتی بعد ازتشکیل باهم ندارند.                                                                         

هنگامی که مولکول HClدرآب حل می شود  + H  از این مولکول جداشده وبامولکول آب پیوند داتیومی دهد دراین جانیز اتم اکسیژن آب که دوجفت الکترون ناپیوندی دارد یک جفت الکترون دراختیار+ H  قرارمی دهد وپیوند داتیو تشکیل می شود                           

به واکنش  زیر توجه کنید .دراین واکنش نیتروژن جفت الکترون ناپیوندی خودرا دراختیار اتم بور قرار می دهد  وبه این ترتیب اتم بور B  نیز درلایه ظرفیت خود دارای هشت الکترون می شود. 

 به شکل ساده تر بامدل خطی می توان این  مولکول را به صورت زیر نشان داد.

      

مولکول 3 AlCl نیز مانند مولکول  3 BF  می باشد واتم Al  دراین مولکول  درلایه ظرفیت خود دارای شش الکترون می شود .  آزمایش نشان می دهد این مولکول در 180 درجه سانتی گراد تصعید می شود. اگر این ماده ساختار یونی می داشت باید دمای ذوب بسیار بالایی می داشت . زیرابرای ازبین بردن  جاذبه شدید بین یون ها به انرژی زیادی نیاز است .

وقتی ماده ای دردمایی پایین تصعید می شود. می توان نتیجه گرفت بایدمولکولی کووالانسی باشد .( جامد مولکولی ) به مدل الکترون نقطه ای  3 AlCl توجه کنید.

اندازه گیری جرم مولکولی درحالت بخار این مولکول نشان می دهد فرمول مولکولی آن باید به صورت دیمر (  Al 2Cl6 ) باشد .دراین دیمر همانطور که درزیر ملاحظه می کنید . دو پیوند به طریق داتیو تشکیل شده است .

 اتم کلر نیزدارای زوج الکترون های غیر پیوندی درلایه ظرفیت خود است که می تواند آن ها رادراختیار اتم Al قراردهد .

 پیوند در یون های فلزی آبپوشیده:

مولکول آب باتشکیل پیوندقوی یون های حل شده را احاطه می نماید. بیشتر یون های فلزی ضمن آبپوشی با مولکول آب پیوندتشکیل می دهند.

آلومینیم کلرید دارای پیوند کووالانسی است هنگامی که درآب حل می شود یونش می یابد. سپس شش مولکول آب یون 3+Al  را احاطه نموده و یون هگزا آکوا آلومینیم    Al(H2O)6+3  را می سازند . به چگونگی تشکیل این یون توجه نمایید .                                                                                                                  Al: 1s22s22p63s23px1

                                                                                            A l +3 : 1s22s22p6   

اکنون این یون می تواندبا اوربیتال های   ( 3s,3p,  3d)  لایه ظرفیت خودبا جفت الکترون های غیرپیوندی

 اکسیژن آب پیوند داتیو برقرارنماید.

 شکل این یون هشت وجهی است( هیبرید S P3d2) .لازم به تذکراست  برای تجسم شکل کمپلکس پیوندهای  داتیوی که دربالا وپایین  صفحه قرار دارندبه شکل فلش های  خطی و پیوندهای  داتیوی  جلوی صفحه بافلش هایی به شکل گوه وپیوندهای داتیوی عقب صفحه به شکل  فلش های نقطه چین نشان داده شده است .

  پیوند داتیو درکربن منوکسید

درمولکول کربن منوکسید  دواوربیتال تک الکترونی اکسیژن بادواوربیتال تک الکترونی کربن پیوند کووالانسی برقرارمی نمایند .امادراین حالت لایه ظرفیت کربن دارای شش الکترون خواهد شد. برای تکمیل لایه ظرفیت درکربن جفت الکترون غیر پیوندی اکسیژن با کربن پیوند داتیو می دهد . به این ترتیب درفرمول ساختاری کربن منوکسید پیوند سه گانه برقرار می شود. C ≡ O

پیوند داتیو درنیتریک اسید 

دربیشتر اسید های اکسیژندار  اتم مرکزی با اکسیژن دارای پیوند داتیو است واثر القایی منفی این اکسیژن باعث افزایش قدرت اسیدی دراین گونه اسید ها  می شود.

لازم به تذکر است دریون نیترات هرسه پیوند N  وO  ازهرحیث یکسان هستند واین به علت عدم استقرارالکترون (رزونانس) دراین سه پیوند است .

+ نوشته شده در  چهارشنبه بیست و چهارم اسفند 1390ساعت 12:56  توسط احسان ایزدی  | 

پیوند دوگانه

پیوند دوگانه در شیمی، یک پیوند شیمیایی میان دو عنصر است که در آن بجای آنکه یک جفت الکترون درگیر پیوند شوند، دو جفت الکترون در پیوند شرکت می‌کنند. پیوند دوگانه در میان اتم‌های کربن به فراوانی دیده می‌شود. برای نمونه در تشکیل آلکن‌ها از این دست پیوندها استفاده شده‌است. البته گونه‌های فراوانی از پیوند دوگانه را می‌توان در میان دو عنصر ناهمسان نیز مشاهده کرد مانند گروه کربونیل‌ها که در آن پیوند دوگانه میان اتم‌های کربن و اکسیژن روی داده‌است. دیگر نمونه‌های آن عبارتند از: ترکیب‌های آزو (N=N)، ایمین‌ها (C=N) و سولفکسیدها (S=O). برای نمایش این گونه پیوندها در فرمول از دو خط موازی کوچک میان دو اتم استفاده می‌شود مانند علامت مساوی در ریاضی.[۱][۲]

پیوندهای دوگانه از تک پیوندهای کوالانسی پایدارتر و کوتاه‌تر اند. رتبهٔ پیوند آن‌ها دو است.

Ethylene-CRC-MW-dimensions-2D.png
Acetone-CRC-MW-ED-dimensions-2D.png
DMSO-2D-dimensions.png
اتیلن استون دی‌متیل‌سولفکسید
ترکیب‌های شیمیایی معمول که پیوند دوگانه دارند.

برقراری پیوند [ویرایش]

پیوندهای دوگانه را باید در مفهوم اوربیتال‌های هیبرید توضیح داد. برای نمونه در اتیلن هر اتم کربن داری سه اوربیتال sp۲ و یک اوربیتال p است. سه اوربیتال sp۲ در یک صفحه باقی می‌مانند و با هم زاویهٔ ۱۲۰ درجه درست می‌کنند و اوربیتال p عمود بر صفحهٔ آن‌ها قرار می‌گیرد. هنگامی که اتم‌های کربن به یکدیگر نزدیک می‌شوند، دو تا از اوربیتال‌های sp۲ هم‌پوشانی می‌کنند و تشکیل یک پیوند سیگما می‌دهند. هم زمان دو اوربیتال p نیز به یکدیگر نزدیک می‌شوند و باهم در همان صفحه، یک پیوند پی را برقرار می‌کنند. هنگامی که بیشترین هم‌پوشانی را داریم اوربیتال‌های p به ناچار با یکدیگر موازی باقی می‌مانند و درنتیجه گردش به دور پیوند مرکزی ناممکن می‌شود.این خاصیت به ایجاد ایزومری سیس-ترانس می‌انجامد، چون هم پوشانی اوربیتال‌های p در بیشترین اندازهٔ خود است درنتیجه طول پیوندهای دوگانه کوتاه‌تر از تک‌پیوندها می‌شود.

Double bond presentation Double bond presentation
اوربیتال‌های sp2، در مجموع سه اوربیتال از این نوع به یکدیگر نزدیک می‌شوند تا یک پیوند سیگمای sp2--sp2 را برقرار کنند. دو اوربیتال پی هم‌پوشانی می‌کنند تا یک پیوند پی را در صفحه‌ای عمود بر صفحهٔ سیگما برقرار کنند.

طول پیوند، در پیوند دوگانهٔ کربن-کربن ۱۳۳ pm است درحالی که در اتان طول پیوند کربن-کربن ۱۵۴ pm می‌باشد. همچنین پیوند دوگانه پایدارتر است و انرژی آن ۶۳۶ KJ/mol است در حالی که در دیگری این انرژی ۳۶۸ KJ/mol می‌باشد که مقداری کوچکتر است ولی از نصف بیشتر می‌باشد و این به دلیل ضعیف تر بودن پیوند پی نسبت به پیوند سیگما است چون اوربیتال پی کمتر کارگر است.

گونه‌های پیوند دوگانهٔ میان اتم‌ها [ویرایش]

پیوندهای دوگانه در میان عنصرهای دورهٔ ۲، کربن، نیتروژن و اکسیژن بیشتر و در میان عنصرهای دوره‌های بالاتر کمتر دیده شده‌است. فلزها نیز توانایی برقراری چند پیوند را دارند.

+ نوشته شده در  چهارشنبه بیست و چهارم اسفند 1390ساعت 11:37  توسط احسان ایزدی  | 

تشخیص قطبی بودن یا نبودن مولکولها

پیوند رابطه ی بین دو اتم می باشد، درصورتیکه کل مولکول از یک یا چند پیوند بین اتمها تشکیل شده است.
مولکولها و نیز پیوندهای بین اتم ها یا قطبی هستند یا غیر قطبی. پیوند قطبی پیوندی است که بین دو اتم مختلف برقرار است، در اینصورت پیوند دارای یک قطب مثبت و یک قطب منفی می باشد، درصورتیکه مولکول قطبی تنها دارای توزیع غیر یکنواخت بار بوده و سر مثبت و منفی ندارد. برای بررسی این دو دسته مولکولها، مولکولها را به دو دسته دو اتمی و مولکولهای چند اتمی تقسیم بندی می کنیم:

الف) مولکولهای دو اتمی: در این مولکولها چنانچه دو اتم تشکیل دهنده مولکول جور هسته باشند، پیوند ناقطبی بوده و درنتیجه کل مولکول ناقطبی می شود، مانند CL-CL.
اما چنانچه دو اتم تشکیل دهنده مولکول ناجور هسته باشند (و اختلاف الکترونگاتیوی آنها بین 4/0 تا 7/1 باشد) پیوند بین آن دو قطبی بوده (یعنی یک سر پیوند دارای احتمال حضور الکترون بیشتری است) و درنتیجه کل مولکول قطبی خواهد بود، مانند H-CL. در مولکول HCL اتم کلر دارای الکترونگاتیوی بیشتری می باشد، درنتیجه الکترونهای پیوندی را با قدرت بیشتری به سمت خود می کشد و درنتیجه دارای قطب مثبت می شود و ئیدروزن که حضور الکترونها در اطرافش کمتر است، دارای قطب مثبت می شود.

اما مولکولهای چند اتمی:
در این مولکولها علاوه بر قطبی یا ناقطبی بودن پیوندها، شکل هندسی مولکولها نیز در تعیین قطبی یا ناقطبی بودن مولکول دخالت دارند. درواقع می توان گفت که در مولکول، ساختار و شکل فضایی مولکول مهمتر از قطبی بودن تک تک پیوندها می باشد. به عنوان مثال، مولکول BECL2 را در نظر بگیرید که دارای ساختار خطیCL-BE-CL می باشد. در این مولکول تک تک پیوندها BE-CL قطبی می باشد، اما کل مولکول ناقطبی است، زیرا دو اتم کلر در دو طرف مولکول به یک اندازه الکترونها را به طرف خود می کشند و مولکول دارای ساختار متقارن است. 


به طور کلی برای تشخیص قطبی بودن یا نیودن مولکولهای چند اتمی، هر پیوند را به منزله ی یک طناب در نظر بگیرید که اتم انتهایی دارد با آن طناب، اتم مرکزی را به سمت خود می کشد، چنانچه درنهایت اتم مرکزی جابجا شد، مولکول قطبی می باشد و چنانچه درنهایت اتم مرکزی جابجا نشد، مولکول ناقطبی می باشد، به عنوان مثال همین مولکول CL-BE-CL را درنظر بگیرید، دو اتم کلر داری قدرت مساوی هستند و اتم مرکزی را می کشند، درنتیجه اتم مرکزی ثابت باقی می ماند.
 

اما مولکول آب را درنظر بگیرید که داری ساختار خمیده است و دو اتم هیدروژن در یک طرف مولکول قرار دارند، چون دو اتم هدروژن اتم اکسیژن را به سمت خود می کشند ، اتم اکسیژن جابجا می شود و بنابراین مولکول قطبی خواهد بود.

به عنوان مثال دیگر:
اوزون علیرغم تشکیل شدن از سه اتم یکسان اکسیژن O قطبی می باشد.

علت قطبی بودن مولکول اوزون به ساختار آن و شکل فضایی آن مربوط می شود. می دانید که مولکولهای خنثی نیز می توانند قطبی باشند و علیرغم خنثی بودن کل مولکول، اما تجمع الکترونها در قسمتی از مولکول بیشتر باشد و درنتیجه آن قسمت از مولکول منفی و سمت دیگر مثبت شود.

- حال پس از رسم مولکول O3 می بینیم که در این مولکول سه پیوند وجود دارد: O=O-O . درست است که همه ی اتم ها اکسیژن هستند و به نظر می رسد که مولکول نباید قطبی باشد اما قطبی بودن به دلیل شکل هندسی مولکول می باشد. شکل مولکول اوزون به این صورت خطی نمی باشد و من در اینجا نتوانستم شکل خمیده ی آن را رسم کنم. ، بلکه یک زوج الکترون ناپیوندی روی اکسیژن وسط وجود دارد که به علت تحرک زیاد، سبب می شود دو پیوند به یکدیگر نزدیک شده و با یکدیگر زاویه ی 117 درجه را تشکیل دهند. بنابراین وقتی اتم مرکزی را در راستای پیوندهایش بکشیم، اتم مرکزی به سمت پایین می آید و بنابراین مولکول قطبی است و در میدان الکتریکی تغییر جهت می دهد.

بنابراین
راه سریع تشخیص مولکول قطبی، این است که چنانچه مولکول مرکزی دارای چهار اتم متصل به خود داشت، مانند CH4 چنانچه مانند همین متان، همه ی اتم های چسبیده به اتم مرکزی یکسان بودند، مولکول ناقطبی، و در غیر اینصورت مولکول قطبی است. همچنین هنگامیکه اتم های متصل به اتم مرکزی، متنوع و جورواجور باشند، هر چند تا هم که باشند، مولکول قطبی است. در صورتیکه کمتر از سه اتم به اتم مرکزی متصل باشد و اتم ها هم یکسان باشند، ، ناچار به رسم ساختار لوویس هستیم و دیدن اینکه آیا اتم مرکزی دارای زوج الکترون ناپیوندی می باشد یا نه؟ چنانچه اتم مرکزی دارای زوج الکترون ناپیوندی باشد، قطعاً مولکول قطبی می باشد.

+ نوشته شده در  چهارشنبه بیست و چهارم اسفند 1390ساعت 10:28  توسط احسان ایزدی  | 

انواع پیوند های شیمیایی

انواع پيوندهاي شيميايي مهم عبارتند از پيوند فلزي، پيوند يوني و پيوند كووالانسي.

پيوند فلزي تنها بين اتم هاي فلزي ايجاد مي شود. فلزات اصلي يا عناصر دسته ي S در دو ستون سمت چپ جدول و فلزات واسطه (گروه B ) در قسمت وسط جدول تناوبي بين فلزات دسته ي S و نافلزات دسته ي P قرار دارد. اول از همه بايد فلزات و نافزات را بشناسيد. وقتي عناصر ما فلز تنها باشند، بين آنها پيوند فلزي برقرار مي شود. فلزات به دليل داشتن انرژي يونش بسيار پايين، به راحتي الكترونهاي لايه ي ظرفيت خود را در دريايي از الكترون مي ريزند كه به همه ي اتمها تعلق مي گيرد. عامل پيوند فلزي، جاذبه ي الكتروستاتيكي بين يونهاي مثبت فلزي و الكترونهاي موجود در درياي الكتروني است.

اما پيوند يوني، پيوندي است كه از انتقال الكترون از يك عنصر فلزي به يك عنصر نافلزي صورت مي گيرد. بنابراين يكي مثبت و ديگري منفي مي شود. بنابراين وقتي يك تركيب دوتايي ديديد كه يكي از انها فلز و ديگري نافلز يود، حتماً پيوند انها يوني است كه خيلي پيوند محكمي مي باشد مانند پيوند بين ليتيم و كلر در تركيب LiCl .

اما پيوند كووالانسي از اشتراك الكترون بين دو نافلز ايجاد مي شود. بنابراين هر كجا يك تركيب ديديد كه هر دو عنصر نافلز هستند، پيوند بين آنها كووالانسي است مانند پيوند بين كربن و اكسيژن در تركيب CO2 يا پيوند بين يد و فلوئور در تركيب IF5 .

مي دانيد ساختار لوويس تنها و تنها براي يم تركيب يا مولكول كووالانسي رسم مي گردد. براي رسم ساختار لوويس 7 مرحله ي طلايي وجود دارد .

به عنوان مثال مي خواهيم ساختار لوويس CO2 را رسم كنيم. به اين ترتيب عمل مي كنيم:

1) ابتدا چيدماني از اتم ها براي گونه ي مورد نظر در نظر مي گيريم. براي اينكار اتمي كه الكترونگاتيوي كمتر دارد، غالباً اتم مركري واقع مي شود. هيدروژن و هالوژنها نيز معمولاً موقعيت هاي انتهايي را اشغال مي كنند. حال در اينجا ساختار فرضي براي كربن دي اكسيد به اين صورت است: O C O

2) جمع تمام الكترونهاي ظرفيت اتم هاي موجود در گونه را بدست مي آوريم. تعداد الكترونهاي ظرفيت اتم هر عنصر اصلي با شماره گروه قديمي آن عنصر در جدول تناوبي برابر است. در مورد آنيونهاي چند اتمي، به تعداد بار منفي، به رقم فوق افزوده مي شود و در مورد كاتيونهاي چند اتمي، به تعداد بار مثبت از مقدار فوق كاسته مي شود. در مورد CO2 ، مي دانيم كه اتم كربن به گروه 4 و اتم اكسيژن به گروه 6 تعلق دارد، بنابراين مجموع الكترونهاي ظرفيت برابر است با 16=6+6+4 بار هم كه ندارد.

3) تعداد الكترونهايي كه هر اتم براي رسيدن به هشت تايي نياز دارد را بدست مي آوريم. مي دانيم تنها براي اتم هيدروژن بايد دو الكترون محسوب كنيم. بنابراين براي گونه ي مورد نظر ما كه سه اتم دارد و هيدروژن هم ندارد، هر سه اتم بايد به آرايش هشت تايي برسند و بنابراين كل الكترونهاي مورد نياز برابر است با 24=8*3 .

4) تعداد الكترونهاي بدست آمده در مرحله ي سوم را منهاي تعداد الكترونهاي بدست آمده در مرحله ي دوم ميكنيم. اين تعداد الكترون برابر است با تعداد الكترونهاي پيوندي در ساختار نهايي. بنابراين 8=16- 24

5) الكترونهاي پيوندي مرحله ي 4 را بر 2 تقسيم مي كنيم تا تعداد پيوند يا تعداد جفت الكترونهاي پيوندي به دست آيد. 4=2/8

6) وجود پيوندها را با خط هاي كوتاه نشان مي دهيم: O=C=O

7) حالا نوبت الكترونهاي ناپيوندي است. براي اينكه تعداد آنها را به دست آوريم، الكترونهاي بدست آمده در مرحله ي 2 را منهاي الكترونهاي بدست آمده در مرحله ي 4 مي كنيم. يعني تعداد الكترونهاي ظرفيت را منهاي الكترونهاي پيوندي مي كنيم تا الكترونهاي ناپيوندي به دست آيند 8=8-16 . حال چك مي كنيم ببينيم هر كدام از اتمها كه هشت تايي نبودند، با استفاده از اين الكترونهاي ناپيوندي، آنها را هشت تايي كنيم. كربن كه در وسط است و چهار پيوند يعني هشت الكترون در اطراف خود دارد، اما هر كدام از اكسيژنها تنها چهار الكترون در اطراف خود دارند و بنابراين در كنار هر اكسيژن دو تا جفت الكترون ناپيوندي مي گذاريم. (خودتان زحمت اين را بكشيد، چون در اين صفحه امكان گذاشتن اين نقاط در بالا و پايين اتم هاي اكسيژن وجود ندارد).

بهتر است مطلب و يك نكته ي تستي در مورد تعداد قلمرو هاي الكتروني براي شما دوست عزيز بيان كنم.

مي دانيد كه تعداد قلمرو الكتروني برابر است با تعداد زوج الكترونهاي پيوندي و ناپيوندي كه در اطراف يك اتم وجود دارد. حال تعداد قلمرو اتم مركزي در مولكول ABnكه A اتم مركزي و B اتمهاي انتهايي و n تعداد اتم انتهايي است، از فرمول تستي زير به دست مي آيد:

2/بار-تعداد اتم انتهايي به جز S و O + شماره ي گروه قديمي (الكترونهاي ظرفيت)اتم مركزي=h

كه h همان قلمرو الكتروني است.

حال تعداد زوج ناپيوندي براي اتم مركزي برابر است با قلمرو الكتروني منهاي تعداد n يعني

h-n = تعداد زوج ناپيوندي

به عنوان مثال گفته مي شود در مولكول NH3 تعداد زوج ناپيوندي اتم مركزي چند است، ما بدون اينكه به رسم ساختار لوويس آن كاري داشته باشيم، ابتدا تعداد قلمرو را به دست مي آوريم:

4=2/3+5=h بنابراين اتم مركزي 4 قلمرو دارد. حال در مرحله ي بعد 1=3-4 زوج ناپيوندي به دست مي آيد.

مثال ديگر مولكول SO2 است. ابتدا قلمرو الكتروني را به دست مي آوريم: 3=2/0-6 يعني چون گفتيم شماره گروه منهاي تعداد اتم انتهايي به جز S و O ، و دو اتم انتهايي در اينجا اكسيژن است، آنها را محاسبه نمي كنيم. حال تعداد زوج الكترون ناپيوندي برابر است با 1=2-3 = h-n

درمورد يونهاي چند اتمي مانند كاتيون آمونيوم NH4+ يا آنيون نيترات NO3- . بايد گفت بين تمام اتمها در يك يون چند اتمي، تنها و تنها پيوند كووالانسي برقرار است. يعني در كاتيون NH4+ ، اتم نيتروژن به هر يك از اتمهاي هيدروزن با پيوند كووالانسي متصل شده است.

ولي در تركيب NH4NO3 بين كاتيون آمونيوم و آنيون نيترات، پيوند يوني برقرار است.

بوريك اسيد در محلول، اسيدي بسيار ضعيف و يك ظرفيتي است. يونش آن را در محلول بسيار رقيق مي توان به صورت زير نشان داد:

B(OH)3 (aq) + H2O = H+ (aq) + B(OH)4- (aq)

مولكولهاي B(OH)3 در يك بلور به وسيله ي پيوندهاي هيدروزني به يكديگر متصل شده اند و درواقع تمام مولكولها با اتصال به يكديگر يك مايع مجتمع را تشكيل مي دهند.

در چه صورت يك H اسيدي مي شود و مي تواند به صورت يون هيدرونيوم آزاد شود، درصورتيكه متصل به اكسيژن باشد و سپس اكسيژن نيز به اتمي الكترونگاتيو متصل باشد تا اين اتم الكترونگاتيو بتواند الكترونهاي اكسيژن را تا حدودي به سمت خود بكشد و سپس اكسژن كه داراي كمبود الكترون مي شود، بتواند الكترونهاي پيوندي O-H را به شدت به سمت خود بكشد، درنتيجه يون H+ جدا شود.

 

                                                    

+ نوشته شده در  دوشنبه هفدهم بهمن 1390ساعت 16:10  توسط احسان ایزدی  | 

پیوند های کوالانسی و مولکولی

ممکن است هر دو نوع اتم یک ترکیب برای ایجاد لایه الکترونی خارجی کامل و پایدار نیاز به کسب الکترون داشته باشند. برای این منظور، دو نوع اتم الکترون به اشتراک می گذارند. به این ترتیب پیوندهای محکمی بین اتمها ایجاد می شود که پیوندهای کووالانسی نام دارند. کوچکترین بخش یک ترکیب با پیوند کووالانسی یک مولکول است، و چنین ترکیبی ، ترکیب مولکولی یا کووالانسی نامیده می شود. اما در این نوع ترکیبها پیوند بین مولکولها به اندازه پیوند بین اتمها محکم نیست و در نتیجه بسیاری از ترکیبهای کووالانسی گاز یا مایع هستند.


img/daneshnameh_up/1/1e/Peyvand_kovalant.jpg



به عنوان مثال برای تشکیل دی اکسید کربن، هر اتم کربن با دو اتم اکسیژن الکترون به اشتراک می گذارد. به این ترتیب یک لایه خارجی پایدار هشت الکترونی در هر اتم تشکیل می شود.

 

 

 

 

+ نوشته شده در  دوشنبه هفدهم بهمن 1390ساعت 16:2  توسط احسان ایزدی  | 

پیون های یونی

پیوند یونی جاذبه‌ای است که بین یونهای مثبت و منفی وجود دارد و آنها را در یک ساختار بلورین به هم نگه می‌دارد. این پیوند ناشی از انتقال الکترون بین اتم هاست.

img/daneshnameh_up/5/59/ion-bond.gif

دید کلی

ترکیبات یونی متشکل از تعداد زیادی آنیون و کاتیون هستند که با طرح معین هندسی در کنار هم قرار گرفته‌اند و یک بلور بوجود می‌آورند. هر بلور ، به سبب جاذبه‌های منفی ـ مثبت یونها به هم ، نگهداشته شده است. فرمول شیمیایی یک ترکیب یونی نشانه ساده‌ترین نسبت یونهای مختلف برای به وجود آوردن بلوری است که از نظر الکتریکی خنثی باشد.

img/daneshnameh_up/c/c8/Vakonesh_yoni.jpg

پیوند یونی IonicBond

ماهیت یون

وقتی اتم‌ها به یون تبدیل می‌شوند، خواص آنها شدیدا تغییرمیکند. مثلا مجموعه‌ای از مولکولهای برم قرمز است. اما یونهای در رنگ بلورماده مرکب هیچ دخالتی ندارند. یک قطعه سدیم شامل اتم‌های سدیم‌ نرم است. خواص فلزی دارد و بر آب به شدت اثر می‌کند. اما یونهای در آب پایدارند.

مجموعه بزرگی از مولکولهای کلر ، گازی سمّی به‌رنگ زرد مایل به سبز است، ولی یونهای کلرید مواد مرکب رنگ ایجاد نمی‌کنند و سمّی نیستند. به همین لحاظ است که یونهای سدیم و کلر را به صورت نمک طعام می‌توان بدون ترس از واکنش شدید روی گوجه فرنگی ریخت. وقتی اتم‌ها به صورت یون در می‌آیند، ماهیت آنها آشکارا تغییر می‌کند.

خواص مواد مرکب یونی

  • رسانایی الکتریکی :
    رسانایی الکتریکی مواد مرکب یونی مذاب به این علت است که وقتی قطب‌هایی با بار مخالف در این مواد مذاب قرار گیرد و میدان الکتریکی برقرارشود، یونها آزادانه به حرکت در می‌آیند. این حرکت یونها بار یا جریان را از یک‌جا به جای دیگر منتقل می‌کنند. در جسم جامد که یونها بی‌حرکت‌اند و نمی‌توانند آزادانه حرکت کنند، جسم خاصیت رسانای الکتریکی ندارد.

  • سختی :
    سختی مواد مرکب یونی به علت پیوند محکم میان یونهای با بار مخالف است. برای پیوندهای قوی انرژی بسیاری لازم است تا یون‌ها از هم جدا شوند و امکان حرکت آزاد حالت مذاب را پیداکنند. انرژی زیاد به معنی نقطه جوش بالا است که خود از ویژگی‌های مواد مرکب یونی است.

  • شکنندگی :
    مواد مرکب یونی شکننده‌اند. زیرا که ساختار جامد آنها آرایه منظمی از یونهاست. مثلا ساختار سدیم کلرید (NaCl) را در نظر بگیرید. هرگاه یک سطح از یونها فقط به فاصله یک یون در هر جهت جابجا شود، یونهایی که بار مشابه دارند درکنار یکدیگر قرار می‌گیرند و یکدیگر را دفع می‌کنند و چون جاذبه‌ای در کار نیست بلور می‌شکند. سدیم کلرید را نمی‌توان با چکش کاری ، به ورقه‌های نازک تبدیل کرد. با چنین عملی بلور نمک خرد و از هم پاشیده می‌شود.

img/daneshnameh_up/b/be/prop_ion.jpg

گروههای حاوی پیوند یونی

عناصرگروه IA (فلزات قلیایی)

یعنی Li ، Na ، K ، Rb ، Cs ، هر یک به ترتیب یک الکترون بیشتر از گازهای نجیب ، (He ، Kr ، Ne ، Ar ، Xe) دارند. اگر هر یک از این فلزات از هر اتم یک الکترون از دست بدهند، جزء باقیمانده آرایش الکترونی گاز نجیب متناظر خود را پیدا می‌کند. مثلا ، Li یک الکترون والانس در آرایش حالت پایه دارد. از دست دادن یک الکترون موجب می‌شود که Li ساختار الکترونی He را پیداکند. یک اتم Li که فقط دو الکترون و سه پروتون داشته باشد، بار +1 خواهد داشت.

یک اتم باردار مانند یا یک گروه از اتم‌های باردار ، مانند گروه سولفات را یون می‌گویند.

عناصر گروه IIA (فلزات قلیایی خاکی)

هریک دو الکترون والانس دارند. پس برای اینکه mg ، ca ، sr ، ba ساختار گاز نجیب را به دست آورند اتم‌های هرعنصر باید دو الکترون از دست بدهند. از دست رفتن دو الکترون موجب می‌شود که دو پروتون در هسته خنثی نشده بماند. پس هر یون بار +2 خواهد داشت. برای جدا شدن سومین الکترون لازم است جفت الکترونهای تراز اصلی با انرژی پایین‌تر شکسته شود. این امر انرژی زیادتری می‌خواهد. جداشدن الکترونها از فلزات و تشکیل یونهای مثبت حاصل از آنها را می‌توان به راههای مختلف ترسیم کرد.

پس جدا شدن یک الکترون از یک اتم معین جداشدن الکترونهای بعدی به ترتیب مشکلتر می‌شود. زیرا با از دست رفتن هر الکترون بار مؤثر زیادتری می‌شود و الکترونهای باقیمانده را محکمتر نگاه می‌دارد. بطور خلاصه یونهای مثبت وقتی تشکیل می‌شوند که اتم‌های فلزی یک الکترون (گروهIA ) دو الکترون (گروهIIA) و یا سه الکترون (گروهIIIA) به اتم‌های غیر فلزی می‌دهند. یونهای حاصل آرایش الکترونی یکسان با یک گاز نجیب دارند.

عناصر گروه VIIA (هالوژنها)

یونهای مثبت در حضور یونهای منفی پایدار می‌شوند. خنثی شدن بار ، هر دو نوع یون را پایدار می‌کند. یونهای منفی پایدار ، از اتم‌هایی که شش یا هفت الکترون والانس دارند، تولید می‌شوند. اینگونه اتم‌ها آنقدر الکترون بدست می‌آورند تا ساختار گاز نجیب را پیدا کنند. مثلا اتم‌های عناصر گروه VIIA (هالوژن‌ها) هفت الکترون والانس دارند و هر یک ، یک الکترون می‌خواهند تا آرایش الکترونی یک گاز نجیب را پیدا کنند.
+ نوشته شده در  دوشنبه هفدهم بهمن 1390ساعت 15:50  توسط احسان ایزدی  |