شیمی

  بخش چهار
ترکيب کووالانسي

گاه اتمها براي رسيدن به آرايش گاز نجيب (آرايش هشتايي) به جاي از دست دادن يا گرفتن الکترون آنها را ميان خود به اشتراک مي گذارند. در اين حالت ميان دو اتم پيوندي به وجود مي آيد که به آن پيوند کووالانسي مي گويند. به عنوان مثال ترکيبي مانند يد ( ۲I) از به اشتراک گذاشته شدن زوج الکترون پيوندي ميان دو اتم حاصل شده است. به چنين ترکيبهايي که از مولکوهاي جدا از هم تشکيل شده اند، ترکيبهاي مولکولي مي گويند.  

  پيوند کووالانسي نتيجه تاثير نيروهاي جاذبه اي و دافعه اي بر يکديگر است

به عنوان مثال مولکول ۲H را در نظر بگيريد که دو اتم H تشکيل شده است. با نزديک شدن اتم هاي هيدروژن به هم ميان الکترونهاي يک اتم و هسته اتم ديگر نيروي جاذبه و ميان الکترونهاي يک اتم و الکترونهاي اتم ديگر و همچنين ميان هسته هاي آنها نيروي دافعه بوجود مي آيد. اما در هنگام تشکيل پيوند کووالانس اثر نيروي جاذبه بيشتر است و در نتيجه پيوند تشکيل مي شود. پس از تشکيل پيوند نيروهاي جاذبه و دافعه برابر شده و اتمها در فاصله تعادلي نسبت به هم قرار مي گيرند.  

  طول پيوند با انرژي پيوند نسبت عکس دارد

وقتي اتمهاي هيدروژن در فاصله ي معيني از يکديگر قرار مي گيرند، بين آنها پيوند تشکيل مي شود. در اين فاصله ، اتم ها در مولکول در پائين ترين سطح انرژي قرار دارند ( با تشکيل پيوند انرژي آزاد مي شود) اگر اتمها از اين فاصله به هم دورتر يا نزديکتر شوند در وضع ناپايداري قرار خواهند گرفت. در واقع اين فاصله همان فاصله ي ميان دو اتم هيدروژن پس از تشکيل پيوند است که به آن طول پيوند مي گويند. هر چه طول پيوند کمتر باشد، پيوند قوي تر است و انرژي بيشتري براي شکستن آن لازم است و برعکس.  

  پيوندهاي کووالانسي قطبي و ناقطبي

هر گاه دو اتم که با هم الکترون به اشتراک گذاشته اند به يک اندازه تمايل داشته باشند که جفت الکترون پيوندي را به سوي خود بکشند، پيوندشان پيوند کووالانسي ناقطبي است. اگر يکي از اتمها الکترونگاتيوتر از ديگري باشد، زوج الکترون پيوندي را بيشتر به سمت خودش مي کشد و پيوندشان پيوند کووالانسي قطبي است. قطب منفي اين پيوند را اتم الکترو نگاتيوتر تشکيل مي دهد.  

  مولکولها را چگونه نمايش مي دهند؟

براي نشان دادن چگونگي اتصال اتمها مي توان الکترونهاي ظرفيتي شرکت کننده در تشکيل پيوند را با استفاده از نقطه نشان داد. به عنوان مثال براي 2 H که از دو اتمH تشکيل شده :
H.+.H --> H:H
و يا براي Cl2 که از دو اتم Cl تشکيل شده است:
اتم Cl در لايه ظرفيت ۷ الکترون دارد و براي رسيدن به قاعده هشتايي به الکترون نياز دارد.

زوج پيوندي Cl..Cl --> . Cl . +Cl

هنگام رسم ستاختارهاي الکترون – نقطه اي مي توان جفت نقطه اي را که نمايان گر جفت الکترون پيوندي است با يک خط کوتاه نشان داد. اين خط کوتاه نمايانگر يک پيوند ساده (يگانه ) است.
به عنوان مثال :
H_H ، H_Cl، Cl_Cl
به اين شيوه نمايش مدل الکترون – نقطه يا ساختار لوويس مي گويند.

مولکولهاي چند اتمي را نيز مي توان با ساختار لوويس نمايش داد.
دو اتم مي توانند بيش از يک جفت الکترون به اشتراک بگذارند و تشکيل پيوند دو گانه ، سه گانه و ... بدهند مثل C2H2 و4 C2H  

  پيوند داتيو

پيوند داتيو هنگامي بوجود مي آيد که دو اتم تشکيل دهنده ي پيوند يکي دست کم داراي يک جفت الکترون ناپيوندي و ديگري داراي دست کم يک اوربيتال خالي باشد مانند کاتيون آمونيوم که از اتصال يک مولکول آمونياک و يک يون هيدروژن بوجود مي آيد.  

  روش نامگذاري با استفاده از پيشوند ، ريشه نام عنصر و پسوند

شيمي دانها اغلب ترکيبهاي مولکولي را با استفاده از پيشوندهاي نوشته شده در جدول نام گذاري مي کنند. پيش وند و پس وند معمولاً به ريشه ي نام عنصرهاي موجود در ترکيب افزوده مي شود.

معمولاً نام عنصري گفته مي شود که الکترونگاتيوي آن کمتر است. اگر فرمول مولکولي مورد نظر تنها يک اتم از عنصر اول داشته باشد، از به کاربردن پيش وند مونو چشم پوشي مي شود مانند کربن دي اکسيد ۲ CO

  نام گذاري به روش استفاده از عدد اکسايش

به بار الکتريکي ظاهري نسبت داده شده به هر اتم عدد اکسايش آن اتم مي گويند.
معمولاً عدد اکسايش -2 است.
معمولاً عدد اکسايش +2 است.
معمولاً عدد اکسايش هالوژنها -1 است.

اعداد اکسايش اتمهاي ديگر را مي توان در ترکيبها يا يونهاي چند اتمي محاسبه کرد.
جمع بندي عددهاي اکسايش در يک ترکيب خنثي بايد برابر صفر و در مورد يک يون چند اتمي بايد برابر بار يون باشد.
به عنوان مثال ملکولها ي CO و CO2 در اين روش به ترتيب کربن (II) اکسيد و کربن (Iv) اکسيد ناميده مي شوند.
فرمول تجربي ، فرمول مولکولي و فرمول ساختاري
فرمول تجربي افزون بر نوع و تعداد عنصرهاي سازنده مولکول ، ساده ترين نسبت اتمهاي موجود در آن را مشخص مي کند. حال آنکه فرمول مولکولي نوع و تعداد واقعي اتمها را در مولکولهاي سازنده يک ترکيب مولکولي بدست مي دهد.
فرمول مولکولي = ( فرمول تجربي ) X
فرمول ساختاري اطلاعات زيادي در باره ي موقعيت اتمها در مولکول در اختيار مي گذارد.  

  چگونه مي توان شکل هندسي مولکول را پيش بيني کرد؟

معمولاً بين فرمول مولکولي يک ترکيب و شکل هندسي آن رابطه روشني وجود ندارد. مطابق نظريه نيروي دافعه جفت الکترون هاي لايه ظرفيت ، نيروهاي دافعه الکترو استاتيک ، موجود بين جفت الکترون هاي پيوندي يا ناپيوندي موجود در يک مولکول ، موجب مي شود که اين جفت الکترونها تا آنجا که امکان داشته باشد، از يکديگر فاصله بگيرند. در اين روش براي سادگي به جاي جفت الکترون الکترونهاي پيوندي و ناپيوندي از واژه اي قلمرو الکتروني استفاده مي شود.

چگونه شکل هندسي مولکول ها از روي ساختارهاي لوويس آنها تعيين مي شود؟
براي اين کار به شيوه زير عمل مي شود.
۱ – ساختار لوويس مولکول را رسم کنيد
۲ – تعداد قلمروهاي الکتروني در اطراف اتم مرکزي را معين کنيد
۳ – آرايش هندسي مناسب را نتيجه گيري کنيد
دو قلمرو الکتروني --> ساختار خطي مثل CO2
سه قلمرو الکتروني --> ساختار سه ضلعي سطح مثل SO3
چهار قلمرو الکتروني --> ساختار چهار وجهي مثل CH4

جفت الکترونهاي ناپيوندي نسبت به جفت الکترونهاي پيوندي فضاي بيشتري اشغال مي کنند. در نتيجه نيروي دافعه ي بين جفتهاي ناپيوندي – پيوندي اندکي بيشتر از نيروي دافعه بين جفتهاي پيوندي - پيوندي است. به عنوان مثال در H2O زاويه از ۰۲۱ به ْ ۵/۱۰۴ کاهش يافته است.  

  چه نيرويي مولکولها را کنار يکديگر نگه مي دارد؟

نيروي جاذبه ميان هسته ي اتم هاي يک مولکول و الکترون مولکول ديگر سبب مي شود که مولکولها همديگر را بربايند.

در مولکولهاي قطبي ، وجود دو قطب مثبت و منفي بر نيروهاي جاذبه اي موجود ميان مولکول ها، نيروي جاذبه اي قويتر را اضافه مي کند. اما مولکولهاي دو اتمي جور هستند مانند I2 که از جمله مولکول هاي ناقطبي به شمار مي آيند، به همان نيروهاي اوليه اکتفا مي کنند.

پيوندهاي هيدرژني از جمله نيروهاي بين مولکولي قوي به شمار مي آيند.
هنگامي که هيدروژن ، يعني کوچک ترين اتم شناخته شده ، به فلوئور ، اکسيژن يا نيتروژن ( کوچک ترين و الکترونگاتيو ترين اتمها) متصل شود پيوندي بسيار قطبي بوجود مي آيد.

از اين رو يک جاذبه ي دو قطبي – دو قطبي بسيار قوي ميان مولکولهاي داراي اين گونه پيوندها بوجود مي آيد که به خاطر استحکام بيش از اندازه ي آن پيوند هيدروژني ناميده مي شود.

مثلاً وجود پيوند هيدروژني بين مولکولهاي H2O ، باعث بالا بودن نقطه ذوب و جوش آب نسبت به H2S مي باشد.  

  سوالات
1- ترکيبهاي زير را به ترتيب افزايش درصد خصلت يوني مرتب کنيد.
MgBr2. kBr. CsBr .PBr3

CsBr > KBr > MgBr2 > PBr 3  

  2- نام ترکيب هاي زير را بنويسيد.

دي نيتروژن تتراکسيد<--- N2O4
فسفر<---P4O10
فسفر تري کلريد <--- PCl3
گوگرد دي اکسيد <--- SO2
کربن تترا فلوئوريد<---SO3
گوگرد تري اکسيد <--- CF4  

  3- ساختار لوويس گونه هاي زير را رسم کنيد .

  4- کدام ساختار زير براي NH3O درست مي باشد؟

5- عدد اکسايش اتم نيتروژن را در ترکيبهاي زير مشخص کنيد.
HNO3 +1 + N + (-2*3) = 0 --> N= +5
NOCL N - 2 -1 = 0 --> N = +3
NH4CL N + (4*1) - 1 = 0 --> N = -3
NaN3 1 + (3*N) = 0 --> N = - 1/3
AL(NO2)3 3 + (3*N ) + (-2*2*3) = 0 --> N = +3

6- پيوندهاي مقابل را براساس افزايش قطبيت مرتب کنيد.
H_H و H_Cl و H_O و F_H
اختلاف الکترونگاتيوي هر دو اتم تشکيل دهنده ي پيوند را محاسبه مي کنيم

7- چرا در ترکيب of2 ، اتم اکسيژن را در سمت چپ ولي در ترکيب Br2O آن را در سمت راست فرمول ترکيب مي نويسيم؟
زيرا الکترو نگاتيوي O از F کمتر است و از Br بيشتر است.

8- چرا تشکيل پيوند گرماده و شکستن آن گرماگير است .
زيرا اتمها وقتي با هم پيوند تشکيل مي دهند، حالت پايداري پيدا کرده و به سطح انرژي پائين تري مي رسند. ( در اين حالت انرژي آزاد مي شود) . ولي هنگامي که مي خواهيم اتمهاي يک پيوند را از هم جدا کنيم بايد انرژي مصرف کنيم تا پيوند را بشکنيم ( مقدار اين انرژي برابر با همان انرژي است که در هنگام تشکيل پيوند آزاد شده بود)

9- ساختار لوويس CH3OH (متانول) و C2H5OH (اتانول ) را رسم کنيد.

10- آرايش لوويس مولکول هاي زير را رسم کنيد

سوالات چهار گزينه اي
1- کدام ساختار لوويس COF2 را نشان مي دهد؟

2- ساختار لوويس يون OH- کدام است :
3- شکل هندسي کداميک چهار وجهي است ؟
الف) CH3+
ب) SO2
ج) H2O
د) NH4+

4- قطبيت ميان پيوند ( ۸O) کدام عنصر بيشتر است ؟
الف) ۷ N
ب) Cl 17
ج) ۹ F
د) 15 P

5- جفت الکترونهاي پيوندي در مقايسه با جفت الکترون هاي ناپيوندي ...
الف ) آزادي و تحرک کمتري دارند ×
ب) فضاي بيشتري را اشغال مي کنند
ج) بار منفي بيشتري دارند
د) يک ديگر را بيشتر مي رانند

6- کدام نام براي ترکيب مربوطه نادرست است ؟
الف CCL4( : کربن تترا کلريد ب ) S2Cl2 : دي سولفيد دي کلريد ج) BCl3 : بور تري کلريد د) BeF2 : بريليم دي فلوئوريد

7- کدام فرمول نوع و تعداد واقعي اتمها را در مولکول نشان مي دهد؟
الف ) تجربي
ب) مولکولي
ج) ساختاري
د) هر سه مورد

8- (CH2O) فرمول تجربي کدام مورد زير است ؟
الف ) فرمالدهيد CH2O
ب ) گلوکوز C6H12O6
ج) اسيد استيک C2H4O2
د) هر سه مورد

9- کدام مولکول زير در ميدان الکتريکي جهت گيري نمي کند؟
الف ) CH4
ب) HBr
ج) HCl
د)H2O

10- به چه علت مولکولها يکديگر را مي ربايند؟
الف ) نيروي جاذبه هسته ي يک اتم و الکترونهايش
ب ) نيروي جاذبه هسته ي يک اتم و الکترون هاي اتم ديگر
ج) نيروي دافعه هسته هاي دو اتم
د) نيروي دافعه ي الکترونهاي دو اتم