دانلود مقاله شیمی و پیوندها

بخشی از مقاله

شيمي و پيوندها

پيوند كووالانسي
پيوند يوني حاصل از تركيب يك فلز و نا فلز مي‌باشد. مواد زيادي وجود دارند كه داراي پيوندهاي يوني نيستند. پيوند يوني در عناصري كه تمام اتم‌هاي آنها يكسانند، نمي‌تواند تشكيل شود براي مثال يك اتم هيدروژن نمي‌تواند الكترون را به اتم‌ هيدروژن ديگر كه الكترود نگاتيوي كاملاَ يكسان دارد منتقل كند. علاوه بر آن، خواص بسياري از تركيبات نشان مي‌دهد كه اين تركيبات از يون تشكيل نشده‌اند. اين واقعيت كه آب در دماي اتاق مايع است، نشان مي‌دهد كه اين تركيب يوني نيست. اين مسأله با خاصيت ديگري از آب تأييد مي‌شود. آب، برخلاف همة تركيبات يوني در حالت مايع و خالص رساناي الكتريسيته نيست.

نوع پيوندي كه در هيدروژن، آب،( و بسياري از مواد ديگر) وجود دارد پيوند كووالانسي يا پيوند جفت- الكترون ناميده مي‌شود. اين پيوند از اشتراك يك جفت الكترون ميان دو اتم بوجود مي‌آيد. اين الكترونها در بيروني‌ترين سطح اصلي انرژي قرار دارند و الكترونهاي والانس ناميده مي‌شود. بطور كلي تشكيل يك پيوند كووالانسي را مي‌توانيم به صورت زير نشان دهيم.

M.N نمايشگر دو اتم هستند. نقطه‌ها نماينده الكترونهاي والانس هستند. دو نقطه ميان دو اتم در محصولها نماينده الكترونهاي به اشتراك گذاشته شده هستند. همچنين، نشان دهنده پيوند كووالانسي هستند كه اتم‌ها را به يكديگر متصل نگاه مي‌دارد. معمولاَ پيوند كووالانسي را بجاي يك جفت با يك با خط مستقيم نشان مي‌دهند. بنابراين مي‌توانيم بنويسيم:

خط تيره ميان دو اتم نشان دهنده يك جفت الكترون اشتراكي است.
چون تشكيل يك پيوند كووالانسي شامل به اشتراك گذاشتن الكترونهاست، بنابراين، اين پيوند وقتي تشكيل مي‌شود كه دو اتم داراي الكترونگاتيوهاي يكسان باشند. عملاَ وقتي دو اتم، غير فلز باشند، اين پيوند بوجود مي‌آيد. همة عناصر غير فلزي با خود و با ساير نافلزها( غير فلزها) پيوند كووالانسي تشكيل مي‌دهند. از اينرو پيوند كووالانسي را در عناصر زير مي‌يابيم:
- در گروه 7 جدول تناوبي( همچنين هيدروژن)

- در گروه 6
- نيتروژن و فسفر در گرو 5
- كربن و سيلسيم در گروه 4
- بعلاوه تركيبات حاصل از اين عناصر با يكديگر، پيوند كووالانسي دارند.
همة مولكولها، خواه بصورت عنصر ياتركيب، با پيوند كووالانسي به يكديگر متصلند.

تشكيل و خواص مواد مولكولي:
روند تركيب اتمهاي مجزا و تشكيل مولكول هميشه گرماده است. براي مثال در نظر بگيريد كه هنگام نزديك شدن دو اتم هيدروژن چه اتفاقي مي‌افتد. براي هر مول توليد شده Kcal 104 انرژي آزاد مي‌شود.

در اين معادله نشان مي‌دهد كه پيوند كووالانسي نگهدارندة مولكول بسيار قوي است. درواقع به عنوان يك قاعدة كلي مي‌توان گفت كه قدرت پيوند كووالانسي در حدود قدرت پيوندهاي يوني است.

همپوشاني اربيتال
اين مطلب كه اشتراك يك جفت الكترون ميان دو اتم باعث تشكيل يك مولكول پايدار مي‌شود مطلبي روشن نيست، در يكي از روشهاي ارائه پيوند كووالانسي اثر تشكيل پيوند را برروي ابر الكتروني اطراف هستة يك اتم بررسي مي‌كنند. اتم H در اربيتال S داراي يك الكترون است. با نزديك شدن دو اتم هيدروژن به يكديگر اربيتالهاي 1s اتم‌هاي هيدروژن هم‌پوشاني مي‌كنند
( شكل 1-1). و در اين حالت دو الكترون توسط دو هسته جذب مي‌شود و بيشتر درميان دو هسته قرار مي‌گيرند تا در دو انتهاي مولكول در اين شرايط نيروهاي جاذبة ميان ذرات با بار مخالف ( الكترون – پروتون) بر نيروهاي ديگر غلبه مي‌كنند. اين نيروها از نيروهاي دافعه ميان ذرات با بار يكسان( الكترون – الكترون و پروتون- پروتون) قويتر است. در نتيجه، مولكول تا حدود پايدار است.

اين مدل پيوند كووالانسي از مواد مولكولي آشنا» توضيح مي‌دهد«.
براساس اين مدل براي تشكيل يك پيوند كووالانسي هر دو اتم شركت كننده بايد يك اربيتال نيمة پر داشته باشند. در صورت درستي اين مسأله دو اربيتال( از هر اتم يك اربيتال) همپوشاني مي‌كنند و يك پيوند جفت الكتروني پايدار تشكيل مي‌دهند. همانطور كه ديده شد اين همپوشاني هنگامي روي مي‌دهد كه دو اتم هيدروژن كه هر يك داراي اربيتال نيم پر S‌1هستند به يكديگر نزديك شوند.

H H H + H

مولكول H2 هيدروژن هيدروژن

محصول عمل، مولكول است كه اتم‌هاي آن با يك پيوند جفت الكتروني به هم متصل شده‌اند. در مقابل اتم هليم را با آرايش در نظر بگيريد چون اربيتال‌ در اين اتم با دو الكترون پر شده است همپوشاني نمي‌تواند صورت بگيرد.
هيچ واكنشي روي نمي‌دهد

ميان اتم‌هاي He پيوندي تشكيل نمي‌شود مولكول 2 He شناخته نشده است.

پيوندهاي ساده دو گانه و سه گانه
پيوندي كه شامل يك جفت الكترون باشد پيوند ساده ناميده مي‌شود. امكان دارد كه دو اتم بيش از يك جفت الكترون به اشتراك بگذارند اگر اتم‌ها دو جفت الكترون به اشتراك بگذارند ميگوئيم كه بين اتم‌ها پيوند دو گانه برقرار شده است اگر سه جفت الكترون به اشتراك گذاشته شود يك پيوند سه گانه بوجود مي‌آيد پيوندهاي دو گانه و سه گانه مانند پيوندهاي ساده با خطوطي كه نمايانگر جفتهاي الكتروني هستند نشان داده مي‌شوند خواهيم داشت:

پيوند سادهA-A پيوند دو گانه A=A پيوند سه گانه A A
پيوندهاي دو گانه يا سه گانه فقط ميان چند نوع اتم تشكيل مي‌شود كه معمول‌ترين آنها N,O,C است.
براي نشان دادن اختلاف ميان پيوندهاي ساده دو گانه و سه گانه سه هيدروكربن را كه در هر يك دو اتم كربن وجود دارد در نظر بگيريد. فرمول مولكولي اين سه هيدروكربن متفاوت است.
اين مولكولها داراي خواص فيزيكي و شيميايي بسيار گوناگوي هستند. در اتان ميان اتمهاي كربن يك پيوند ساده وجود دارد در اتيلن دو اتم كربن با يك پيوند دو گانه بهم متصل شده‌اند سرانجام در استيلن ميان دو اتم كربن يك پيوند سه گانه وجود دارد ساختمان اين مولكولها عبارت است از:

استيلن اتيلن اتان

خواص مواد مولكولي
مواد مولكولي باتركيبات يوني تفاوتهاي بسياري دارند دو اختلاف ميان آنها از اهميت خاصي برخوردار است.
1) نقطه ذوب و جوش مواد مولكولي به عنوان يك گروه از تركيبات يوني كمتر است. بطور نمونه مواد مولكولي در دماي اتاق و فشار اتمسفر بصورت گاز، مايع، يا جامداتي با نقطة ذوب پائين هستند. اين خاصيت بازتابي از اين واقعيت است كه براي ذوب كردن يا بجوش آوردن يك مادة مولكولي نيازي به شكستن پيوندهاي شيميايي نيست. آنچه كه ما بايد انجام دهيم، اين است كه مولكولها را از يكديگر جا سازيم و براي اينكار انرژي نسبتاَ كمي لازم است. از طرف ديگر در تركيبات يوني پيوندهاي شيميايي ميان يونهاي با بار مخالف بايد شكسته شود.( شكل 1-2)
2) مواد مولكولي در حالت خالص رساناي جريان الكتريسيته نيستند. زيرا از مولكولهاي بدون بار تشكيل شده‌اند. براي مثال آب خالص كه از مولكولهاي‌ خنثي تشكيل شده است رسانا نيست.

بلور يوني بلور ملكولي

در يك بلور مولكولي ميان مولكولها، پيوندهاي قوي وجود ندارد، بنابراين بلور بآساني ذوب يا حتي تبخير مي‌شود در يك بلور يوني همة يونها با پيوندهاي يوني به يكديگر متصلند بلور بآساني ذوب نمي‌شود و بخار كردن آن بسيار مشكل است.

ساختمان‌هاي لوويس، قاعدة هشتايي
يونهاي حاصل از اتم‌هاي غير فلز داراي ساختمان گاز نجيب هستند براي مثال اتم هيدروژن با بدست آوردن يك الكترون يون تشكيل مي‌دهد.

آرايش الكتروني يون هيدريد، مانند هليم، ، است. در سال 1916، شيميداني امريكايي بنام جي. ان. لوويس خاطر نشان ساخت كه اتم‌هاي غير فلز به روشي كاملاَ متفاوت مي‌توانند به ساختمان گاز نجيب برسند. اين كاز با به اشتراك گذاشتن الكترونها با ساير اتم‌ها انجام مي‌شود. دوباره اتم هيدروژن را در نظر بگيريد. اين اتم باتشكيل يك پيوند جفت الكتروني با اتم ديگر دومين الكترون اشتراكي را از اتم ديگر بدست مي‌آورد اين الكترون وارد اربيتالS 1 مي‌شود، بنابراين اتم هيدروژن در مولكولهايي مانند و يا HF ، داراي آرايش الكتروني هليم، ، مي‌شود. بنابراين در خواهيم داشت:

H : H
هر اتم با دو الكترون احاطه شده است.
اين انديشه كه اتم‌هاي غير فلزي با تشكيل پيوند كووالانسي به آرايش گاز نجيب مي‌رسند، انديشه‌اي بسيار مفيد است. به يك معنا اين مطلب به توجيه پايداري پيوند كووالانسي در بسياري از مولكولهاي ساده، كمك مي‌كند. همچنين در پيش‌بيني فرمول مواد مولكولي مفيد واقع مي‌شود. سرانجام، اين انديشه باعث مي‌شود تا آرايش هندسي و قطبيت مولكولها را به هم مرتبط سازيم لوويس براي توجيه چگونگي تشكيل پيوند كووالانسي و بدست آوردن آرايش الكتروني گاز نجيب، طرحي ارائه داده كه امروزه از آن استفاده مي‌كنيم. اين طرح شامل شكلهايي است كه به ساختمانهاي لويس معروف شده است.

ساختمانهاي لوويس براي اتم‌ها
ساختمان لوويس براي يك اتم نموداري است كه تعداد الكترونهاي والانس آن را نشان مي‌دهد. بخاطر داشته باشيد كه الكترونهاي والانس، الكترونهاي بيروني‌ترين سطح انرژي هستند.
در ساختمان لوويس يك اتم الكترونهاي والانس را به صورت نقطه‌هايي در اطراف نشانة آن اتم نشان مي‌دهند. تعداد نقطه‌ها با تعداد الكترونهاي والانس برابر است. براي مثال اتم هيدورژن را در نظر بگيريد. آرايش الكتروني اتم هيدروژن به صورت است. ساختمان لوويس اتم هيدورژن به صورت سادة زير است:
H.

1) در ساختمان لوويس، نقطه الكترونهاي والانس نشان داده مي‌شوند براي عناصر اين تناوب فقط دو الكترون در سطح n=1 وجود دارد. الكترونهاي S 1 داخلي نشان داده نشده‌اند.
2) در ساختمان لوويس، بين الكترونهاي P,S تفاوتي وجود ندارد. به عبارت ديگر تعداد الكترونهاي والانس مجموع الكترونهاي P,S در لاية بيروني است.
3) الكترونها در چهار موضع در اطراف نشانة هر اتم( بالا، پائين، چپ و راست) قرار داده شده‌اند. اين الكترونها، مگر در صورت لزوم به صورت جفت نشان داده نشده‌اند اولين جفت شدن الكترونها در مورد اتم N صورت مي‌گيرد( 5 الكترون).

تعداد الكترون والانس با شمارة گروه در جدول تناوبي برابر است در اولين تناوب هيدروژن داراي يك الكترون والانس و هليم داراي دو الكترون والانس است.

نوشتن ساختمانهاي لوويس براي مولكولها
براي نوشتن يك ساختمان لوويس معقول براي يك مولكول از روند ساده‌اي پيروي مي‌كنيم. ابتدا از الكترونهاي والانس اتم‌ها شروع مي‌كنيد، اين الكترونها در مولكول يا براي تشكيل پيوند به اشتراك گذاشته مي‌شوند يا به صورت غيراشتراكي باقي مي‌مانند.
هدف شما در توزيع الكترونهاي والانس اين است كه هر اتم به ساختمان گاز نجيب برسد
يعني:
1) اتم‌هاي H بايد با 2 الكترون والانس احاطه شده باشند.
2) همة اتم‌هاي غيرفلزي ديگر بايد با 8 الكترون والانس احاطه شده باشند.
در مورد احتمالاَ مي‌توانيد بدون زحمت به ساختمانهايي كه نشان داديم دست يابيد، ولي بهتر است ازروشي منطقي و مرحله به مرحله كه در مورد مقام مولكول‌ها بكار مي‌رود استفاده مي‌كنيم. اگر تعداد اتم‌هاي شركت كننده در مولكول زياد باشند اين روش كار كه شامل مراحل زير است ضرورت پيدا مي‌كند.
01 تعداد الكترونهاي والانس در دسترس را بشماريد براي اين كار الكترونهايي را كه بوسيلة هر اتم در اختيار گذاشته مي‌شود جمع كنيد بخاطر داشته باشيد كه:
- يك اتم H داراي 1 الكترون والانس است.

- يك اتم از گروه 4،(…,Si,C ) داراي 4 الكترون والانس است.
- يك اتم از كروه 5 ،(…,P,N ) داراي 5 الكترون والانس است.
- يك اتم از گروه 6(…,S,O ) داراي 6 الكترون والانس است.
- يك اتم از گروه 7 (…,CL,F ) داراي 7 الكترون والانس است.
2. »اسكلت ساختماني « مولكولي را كه در آن اتم‌ها با پيوند ساده به يكديگر متصل شده‌اند رسم كنيد. اسكلت ساختماني مولكول عبارت است از:

اسكلت ساختماني مولكولXY بصورت زير است:
X-Y
در مورد مولكولهاي پيچيده‌تر بيش از يك اسكلت ساختماني امكان‌پذير است. بنابراين براي مولكول
مي‌توانيم بنويسيم:
X-Y-Y ياY-X-Y
در اينجا با استفاده از شواهد تجربي مي‌توان در مورد آرايش صحيح اتم‌ها تصميم گرفت.
3. براي هر پيوند ساده در اسكلت ساختماني از تعداد كل الكترونهاي والانس محاسبه شده در (1) دو الكترون كم كنيد. اين كار تعداد الكترونهاي باقيمانده براي توزيع را نشان مي‌دهد.
4. الكترونهاي والانس باقيمانده را كه در قسمت(3) بدست آمده است، بصورت جفت الكترونهاي غيراشتراكي در اطراف اتم‌هاي مختلف توزيع كنيد. سعي كنيد اين‌‌كار را بنحوني انجام دهيد كه در اطراف هر اتم 8 الكترون داشته باشيد( بجزء هيدروژن كه بايد 2 الكترون داشته باشد).

ساختمان‌هاي لوويس شامل پيوندهاي چندگانه
گاهي اوقات، وقتي در نوشتن ساختمان لوويس كه به آخرين مرحله مي‌رسيد پي مي‌بريد كه الكترونهاي اطراف هسته، كمتر ازمقداري است كه بايد باشد يعني تعداد الكترونهاي والانس باقي‌مانده كمتر از تعداد مورد نياز براي اينكه هر اتم ره حالت هشتايي برسد مي‌باشد در اين موارد بايد در مورد تعداد الكترونهاي والانس صرفه‌جوئي كنيد. براي اينكار، بايد ابتدا از يك تعداد بيشتري جفت الكتروني استفاده كنيد تا يك پيوند اضافي تشكيل شود.
به اين ترتيب الكترونها» وظيفة دو گانه‌اي« انجام مي‌دهند. اين الكترونها، هم در تشكل پيوند شركت كرده‌اند و هم در هشت‌تايي هر يك از اتم‌هاي پيوند شده بحساب مي‌آيند. قواعدي كه در اين قسمت بكار مي‌روند، ساده هستند:

1) با تشكيل يك پيوند دو گانه در مصرف 2 الكترون» صرفه‌جويي« مي‌شود.
2) با تشكيل يك پيوند سه‌گانه در مصرف 4 الكترون» صرفه‌جويي« مي‌شود.
براي نشان دادن نحوة عمل مولكول را در نظر بگيريد چون هم گوگرد و هم اكسيژن در گروه 6 هستند.
18=(6)2+6 =تعداد الكترونهاي والانس
هر دو اتم اكسيژن به اتم گوگرد مركزي متصل شده‌اند:

S

O O
چون در اين اسكلت ساختماني از 2 جفت الكترون والانس استفاده مي‌شود :
14= 4-18 = تعداد الكترونهاي والانس با قيمانده
اين تعداد الكترونهاي والانس براي رساندن هر يك از اتم‌ها به آرايش گاز نجيب كافي نيست بهترين كار استفاده از اين 14 الكترون است تا ساختماني مانند ساختمان زير بدست آيد :

: :

در اين ساختمان تنها 6 الكترون والانس در اطراف اتم گوگرد باقي مي‌ماندكه موقعيتي نامناسب است. براي از بين بردن كمبود الكتروني محل يكي از جفت الكترونهاي غير اشتراكي موجود برروي اتم اكسيژن قرارمي‌دهيم تا يك پيوند دو گانه بوجود آيد.
در اين حالت در اطراف هر اتم 8 الكترون والانس وجود دارد.

* استثناء در مورد قاعدة هشت‌تائي
گرچه قاعدة هشت‌تائي بسيار مفيد است، ولي مولكولهايي وجود دارند كه از اين قاعده پيروي نمي‌كنند مولكول NO يك مورد نسبتاَ آشكار است با شمردن تعداد الكترونهاي والانس پي مي‌بريم كه: 11= 6+5
با تعداد الكتورنهاي والانس فرد، يعني 11 نمي‌توانيم ساختماني بدست آوريم كه در اطراف هر اتم تعداد الكترونها جفت يعني 8 باشد. بهترين كار اين است كه ساختمان لوويس را به صورت زير مي‌نويسيم:

كه بطور آشكار از قاعدة هشتايي پيروي نمي‌كند.
بيشتر مولكولهاي تشكيل شده از بريليم در گروه 2 و بور در گروه 3 از قاعدة هشتايي »‌تخطي مي‌كنند« غالباَ اتم Be به جاي 4 جفت الكترون ، با 2 جفت الكترون احاطه مي‌شود براي مثال در مولكول اين مورد را مي‌توان مشاهده كرد.

در در اطراف اتم بور فقط سه جفت الكترون وجود دارد:

B

در مقابل در تعدادي از مولكولها بيش از 4 جفت الكترون در اطراف اتم مركزي وجود دارد در 5pcl اتم فسفر در مركز مولكول با 5 اتم cl پيوند داراي كه باعث مي‌شود در اطراف اتم فسفر 5 جفت الكترون قرار گيرد. در اتم گوگرد جمعاَ 6 پيوند يعني با هر اتم فلوئور يك پيوند تشكيل مي‌دهد يعني در اطراف اتم گوگرد 6 جفت الكترون يا 12 الكترون وجود دارد.