مقاله شیمی و پیوندها

توجه : به همراه فایل word این محصول فایل پاورپوینت (PowerPoint) و اسلاید های آن به صورت هدیه ارائه خواهد شد

  مقاله شیمی و پیوندها دارای ۳۵ صفحه می باشد و دارای تنظیمات در microsoft word می باشد و آماده پرینت یا چاپ است

فایل ورد مقاله شیمی و پیوندها  کاملا فرمت بندی و تنظیم شده در استاندارد دانشگاه  و مراکز دولتی می باشد.

توجه : در صورت  مشاهده  بهم ریختگی احتمالی در متون زیر ،دلیل ان کپی کردن این مطالب از داخل فایل ورد می باشد و در فایل اصلی مقاله شیمی و پیوندها،به هیچ وجه بهم ریختگی وجود ندارد

بخشی از متن مقاله شیمی و پیوندها :

شیمی و پیوندها

پیوند کووالانسی
پیوند یونی حاصل از ترکیب یک فلز و نا فلز می‌باشد. مواد زیادی وجود دارند که دارای پیوندهای یونی نیستند. پیوند یونی در عناصری که تمام اتم‌های آنها یکسانند، نمی‌تواند تشکیل شود برای مثال یک اتم هیدروژن نمی‌تواند الکترون را به اتم‌ هیدروژن دیگر که الکترود نگاتیوی کاملاَ یکسان دارد منتقل کند. علاوه بر آن، خواص بسیاری از ترکیبات نشان می‌دهد که این ترکیبات از یون تشکیل نشده‌اند. این واقعیت که آب در دمای اتاق مایع است، نشان می‌دهد که این ترکیب یونی نیست. این مسأله با خاصیت دیگری از آب تأیید می‌شود. آب، برخلاف همه ترکیبات یونی در حالت مایع و خالص رسانای الکتریسیته نیست.

نوع پیوندی که در هیدروژن، آب،( و بسیاری از مواد دیگر) وجود دارد پیوند کووالانسی یا پیوند جفت- الکترون نامیده می‌شود. این پیوند از اشتراک یک جفت الکترون میان دو اتم بوجود می‌آید. این الکترونها در بیرونی‌ترین سطح اصلی انرژی قرار دارند و الکترونهای والانس نامیده می‌شود. بطور کلی تشکیل یک پیوند کووالانسی را می‌توانیم به صورت زیر نشان دهیم.

M.N نمایشگر دو اتم هستند. نقطه‌ها نماینده الکترونهای والانس هستند. دو نقطه میان دو اتم در محصولها نماینده الکترونهای به اشتراک گذاشته شده هستند. همچنین، نشان دهنده پیوند کووالانسی هستند که اتم‌ها را به یکدیگر متصل نگاه می‌دارد. معمولاَ پیوند کووالانسی را بجای یک جفت با یک با خط مستقیم نشان می‌دهند. بنابراین می‌توانیم بنویسیم:

خط تیره میان دو اتم نشان دهنده یک جفت الکترون اشتراکی است.
چون تشکیل یک پیوند کووالانسی شامل به اشتراک گذاشتن الکترونهاست، بنابراین، این پیوند وقتی تشکیل می‌شود که دو اتم دارای الکترونگاتیوهای یکسان باشند. عملاَ وقتی دو اتم، غیر فلز باشند، این پیوند بوجود می‌آید. همه عناصر غیر فلزی با خود و با سایر نافلزها( غیر فلزها) پیوند کووالانسی تشکیل می‌دهند. از اینرو پیوند کووالانسی را در عناصر زیر می‌یابیم:
– در گروه ۷ جدول تناوبی( همچنین هیدروژن)

– در گروه ۶
– نیتروژن و فسفر در گرو ۵
– کربن و سیلسیم در گروه ۴
– بعلاوه ترکیبات حاصل از این عناصر با یکدیگر، پیوند کووالانسی دارند.
همه مولکولها، خواه بصورت عنصر یاترکیب، با پیوند کووالانسی به یکدیگر متصلند.

تشکیل و خواص مواد مولکولی:
روند ترکیب اتمهای مجزا و تشکیل مولکول همیشه گرماده است. برای مثال در نظر بگیرید که هنگام نزدیک شدن دو اتم هیدروژن چه اتفاقی می‌افتد. برای هر مول تولید شده Kcal 104 انرژی آزاد می‌شود.

در این معادله نشان می‌دهد که پیوند کووالانسی نگهدارنده مولکول بسیار قوی است. درواقع به عنوان یک قاعده کلی می‌توان گفت که قدرت پیوند کووالانسی در حدود قدرت پیوندهای یونی است.

همپوشانی اربیتال
این مطلب که اشتراک یک جفت الکترون میان دو اتم باعث تشکیل یک مولکول پایدار می‌شود مطلبی روشن نیست، در یکی از روشهای ارائه پیوند کووالانسی اثر تشکیل پیوند را برروی ابر الکترونی اطراف هسته یک اتم بررسی می‌کنند. اتم H در اربیتال S دارای یک الکترون است. با نزدیک شدن دو اتم هیدروژن به یکدیگر اربیتالهای ۱s اتم‌های هیدروژن هم‌پوشانی می‌کنند
( شکل ۱-۱). و در این حالت دو الکترون توسط دو هسته جذب می‌شود و بیشتر درمیان دو هسته قرار می‌گیرند تا در دو انتهای مولکول در این شرایط نیروهای جاذبه میان ذرات با بار مخالف ( الکترون – پروتون) بر نیروهای دیگر غلبه می‌کنند. این نیروها از نیروهای دافعه میان ذرات با بار یکسان( الکترون – الکترون و پروتون- پروتون) قویتر است. در نتیجه، مولکول تا حدود پایدار است.

این مدل پیوند کووالانسی از مواد مولکولی آشنا» توضیح می‌دهد«.
براساس این مدل برای تشکیل یک پیوند کووالانسی هر دو اتم شرکت کننده باید یک اربیتال نیمه پر داشته باشند. در صورت درستی این مسأله دو اربیتال( از هر اتم یک اربیتال) همپوشانی می‌کنند و یک پیوند جفت الکترونی پایدار تشکیل می‌دهند. همانطور که دیده شد این همپوشانی هنگامی روی می‌دهد که دو اتم هیدروژن که هر یک دارای اربیتال نیم پر S‌۱هستند به یکدیگر نزدیک شوند.

H H H + H

مولکول H2 هیدروژن هیدروژن

محصول عمل، مولکول است که اتم‌های آن با یک پیوند جفت الکترونی به هم متصل شده‌اند. در مقابل اتم هلیم را با آرایش در نظر بگیرید چون اربیتال‌ در این اتم با دو الکترون پر شده است همپوشانی نمی‌تواند صورت بگیرد.
هیچ واکنشی روی نمی‌دهد

میان اتم‌های He پیوندی تشکیل نمی‌شود مولکول ۲ He شناخته نشده است.

پیوندهای ساده دو گانه و سه گانه
پیوندی که شامل یک جفت الکترون باشد پیوند ساده نامیده می‌شود. امکان دارد که دو اتم بیش از یک جفت الکترون به اشتراک بگذارند اگر اتم‌ها دو جفت الکترون به اشتراک بگذارند میگوئیم که بین اتم‌ها پیوند دو گانه برقرار شده است اگر سه جفت الکترون به اشتراک گذاشته شود یک پیوند سه گانه بوجود می‌آید پیوندهای دو گانه و سه گانه مانند پیوندهای ساده با خطوطی که نمایانگر جفتهای الکترونی هستند نشان داده می‌شوند خواهیم داشت:

پیوند سادهA-A پیوند دو گانه A=A پیوند سه گانه A A
پیوندهای دو گانه یا سه گانه فقط میان چند نوع اتم تشکیل می‌شود که معمول‌ترین آنها N,O,C است.
برای نشان دادن اختلاف میان پیوندهای ساده دو گانه و سه گانه سه هیدروکربن را که در هر یک دو اتم کربن وجود دارد در نظر بگیرید. فرمول مولکولی این سه هیدروکربن متفاوت است.
این مولکولها دارای خواص فیزیکی و شیمیایی بسیار گوناگوی هستند. در اتان میان اتمهای کربن یک پیوند ساده وجود دارد در اتیلن دو اتم کربن با یک پیوند دو گانه بهم متصل شده‌اند سرانجام در استیلن میان دو اتم کربن یک پیوند سه گانه وجود دارد ساختمان این مولکولها عبارت است از:

استیلن اتیلن اتان

خواص مواد مولکولی
مواد مولکولی باترکیبات یونی تفاوتهای بسیاری دارند دو اختلاف میان آنها از اهمیت خاصی برخوردار است.
۱) نقطه ذوب و جوش مواد مولکولی به عنوان یک گروه از ترکیبات یونی کمتر است. بطور نمونه مواد مولکولی در دمای اتاق و فشار اتمسفر بصورت گاز، مایع، یا جامداتی با نقطه ذوب پائین هستند. این خاصیت بازتابی از این واقعیت است که برای ذوب کردن یا بجوش آوردن یک ماده مولکولی نیازی به شکستن پیوندهای شیمیایی نیست. آنچه که ما باید انجام دهیم، این است که مولکولها را از یکدیگر جا سازیم و برای اینکار انرژی نسبتاَ کمی لازم است. از طرف دیگر در ترکیبات یونی پیوندهای شیمیایی میان یونهای با بار مخالف باید شکسته شود.( شکل ۱-۲)
۲) مواد مولکولی در حالت خالص رسانای جریان الکتریسیته نیستند. زیرا از مولکولهای بدون بار تشکیل شده‌اند. برای مثال آب خالص که از مولکولهای‌ خنثی تشکیل شده است رسانا نیست.

بلور یونی بلور ملکولی

در یک بلور مولکولی میان مولکولها، پیوندهای قوی وجود ندارد، بنابراین بلور بآسانی ذوب یا حتی تبخیر می‌شود در یک بلور یونی همه یونها با پیوندهای یونی به یکدیگر متصلند بلور بآسانی ذوب نمی‌شود و بخار کردن آن بسیار مشکل است.

ساختمان‌های لوویس، قاعده هشتایی
یونهای حاصل از اتم‌های غیر فلز دارای ساختمان گاز نجیب هستند برای مثال اتم هیدروژن با بدست آوردن یک الکترون یون تشکیل می‌دهد.

آرایش الکترونی یون هیدرید، مانند هلیم، ، است. در سال ۱۹۱۶، شیمیدانی امریکایی بنام جی. ان. لوویس خاطر نشان ساخت که اتم‌های غیر فلز به روشی کاملاَ متفاوت می‌توانند به ساختمان گاز نجیب برسند. این کاز با به اشتراک گذاشتن الکترونها با سایر اتم‌ها انجام می‌شود. دوباره اتم هیدروژن را در نظر بگیرید. این اتم باتشکیل یک پیوند جفت الکترونی با اتم دیگر دومین الکترون اشتراکی را از اتم دیگر بدست می‌آورد این الکترون وارد اربیتالS 1 می‌شود، بنابراین اتم هیدروژن در مولکولهایی مانند و یا HF ، دارای آرایش الکترونی هلیم، ، می‌شود. بنابراین در خواهیم داشت:

H : H
هر اتم با دو الکترون احاطه شده است.
این اندیشه که اتم‌های غیر فلزی با تشکیل پیوند کووالانسی به آرایش گاز نجیب می‌رسند، اندیشه‌ای بسیار مفید است. به یک معنا این مطلب به توجیه پایداری پیوند کووالانسی در بسیاری از مولکولهای ساده، کمک می‌کند. همچنین در پیش‌بینی فرمول مواد مولکولی مفید واقع می‌شود. سرانجام، این اندیشه باعث می‌شود تا آرایش هندسی و قطبیت مولکولها را به هم مرتبط سازیم لوویس برای توجیه چگونگی تشکیل پیوند کووالانسی و بدست آوردن آرایش الکترونی گاز نجیب، طرحی ارائه داده که امروزه از آن استفاده می‌کنیم. این طرح شامل شکلهایی است که به ساختمانهای لویس معروف شده است.

ساختمانهای لوویس برای اتم‌ها
ساختمان لوویس برای یک اتم نموداری است که تعداد الکترونهای والانس آن را نشان می‌دهد. بخاطر داشته باشید که الکترونهای والانس، الکترونهای بیرونی‌ترین سطح انرژی هستند.
در ساختمان لوویس یک اتم الکترونهای والانس را به صورت نقطه‌هایی در اطراف نشانه آن اتم نشان می‌دهند. تعداد نقطه‌ها با تعداد الکترونهای والانس برابر است. برای مثال اتم هیدورژن را در نظر بگیرید. آرایش الکترونی اتم هیدروژن به صورت است. ساختمان لوویس اتم هیدورژن به صورت ساده زیر است:
H.

۱) در ساختمان لوویس، نقطه الکترونهای والانس نشان داده می‌شوند برای عناصر این تناوب فقط دو الکترون در سطح n=1 وجود دارد. الکترونهای S 1 داخلی نشان داده نشده‌اند.
۲) در ساختمان لوویس، بین الکترونهای P,S تفاوتی وجود ندارد. به عبارت دیگر تعداد الکترونهای والانس مجموع الکترونهای P,S در لایه بیرونی است.
۳) الکترونها در چهار موضع در اطراف نشانه هر اتم( بالا، پائین، چپ و راست) قرار داده شده‌اند. این الکترونها، مگر در صورت لزوم به صورت جفت نشان داده نشده‌اند اولین جفت شدن الکترونها در مورد اتم N صورت می‌گیرد( ۵ الکترون).

تعداد الکترون والانس با شماره گروه در جدول تناوبی برابر است در اولین تناوب هیدروژن دارای یک الکترون والانس و هلیم دارای دو الکترون والانس است.

نوشتن ساختمانهای لوویس برای مولکولها
برای نوشتن یک ساختمان لوویس معقول برای یک مولکول از روند ساده‌ای پیروی می‌کنیم. ابتدا از الکترونهای والانس اتم‌ها شروع می‌کنید، این الکترونها در مولکول یا برای تشکیل پیوند به اشتراک گذاشته می‌شوند یا به صورت غیراشتراکی باقی می‌مانند.
هدف شما در توزیع الکترونهای والانس این است که هر اتم به ساختمان گاز نجیب برسد
یعنی:
۱) اتم‌های H باید با ۲ الکترون والانس احاطه شده باشند.
۲) همه اتم‌های غیرفلزی دیگر باید با ۸ الکترون والانس احاطه شده باشند.
در مورد احتمالاَ می‌توانید بدون زحمت به ساختمانهایی که نشان دادیم دست یابید، ولی بهتر است ازروشی منطقی و مرحله به مرحله که در مورد مقام مولکول‌ها بکار می‌رود استفاده می‌کنیم. اگر تعداد اتم‌های شرکت کننده در مولکول زیاد باشند این روش کار که شامل مراحل زیر است ضرورت پیدا می‌کند.
۰۱ تعداد الکترونهای والانس در دسترس را بشمارید برای این کار الکترونهایی را که بوسیله هر اتم در اختیار گذاشته می‌شود جمع کنید بخاطر داشته باشید که:
– یک اتم H دارای ۱ الکترون والانس است.

– یک اتم از گروه ۴،(…,Si,C ) دارای ۴ الکترون والانس است.
– یک اتم از کروه ۵ ،(…,P,N ) دارای ۵ الکترون والانس است.
– یک اتم از گروه ۶(…,S,O ) دارای ۶ الکترون والانس است.
– یک اتم از گروه ۷ (…,CL,F ) دارای ۷ الکترون والانس است.
۲ »اسکلت ساختمانی « مولکولی را که در آن اتم‌ها با پیوند ساده به یکدیگر متصل شده‌اند رسم کنید. اسکلت ساختمانی مولکول عبارت است از:

اسکلت ساختمانی مولکولXY بصورت زیر است:
X-Y
در مورد مولکولهای پیچیده‌تر بیش از یک اسکلت ساختمانی امکان‌پذیر است. بنابراین برای مولکول
می‌توانیم بنویسیم:
X-Y-Y یاY-X-Y
در اینجا با استفاده از شواهد تجربی می‌توان در مورد آرایش صحیح اتم‌ها تصمیم گرفت.
۳ برای هر پیوند ساده در اسکلت ساختمانی از تعداد کل الکترونهای والانس محاسبه شده در (۱) دو الکترون کم کنید. این کار تعداد الکترونهای باقیمانده برای توزیع را نشان می‌دهد.
۴ الکترونهای والانس باقیمانده را که در قسمت(۳) بدست آمده است، بصورت جفت الکترونهای غیراشتراکی در اطراف اتم‌های مختلف توزیع کنید. سعی کنید این‌‌کار را بنحونی انجام دهید که در اطراف هر اتم ۸ الکترون داشته باشید( بجزء هیدروژن که باید ۲ الکترون داشته باشد).

ساختمان‌های لوویس شامل پیوندهای چندگانه
گاهی اوقات، وقتی در نوشتن ساختمان لوویس که به آخرین مرحله می‌رسید پی می‌برید که الکترونهای اطراف هسته، کمتر ازمقداری است که باید باشد یعنی تعداد الکترونهای والانس باقی‌مانده کمتر از تعداد مورد نیاز برای اینکه هر اتم ره حالت هشتایی برسد می‌باشد در این موارد باید در مورد تعداد الکترونهای والانس صرفه‌جوئی کنید. برای اینکار، باید ابتدا از یک تعداد بیشتری جفت الکترونی استفاده کنید تا یک پیوند اضافی تشکیل شود.
به این ترتیب الکترونها» وظیفه دو گانه‌ای« انجام می‌دهند. این الکترونها، هم در تشکل پیوند شرکت کرده‌اند و هم در هشت‌تایی هر یک از اتم‌های پیوند شده بحساب می‌آیند. قواعدی که در این قسمت بکار می‌روند، ساده هستند:

۱) با تشکیل یک پیوند دو گانه در مصرف ۲ الکترون» صرفه‌جویی« می‌شود.
۲) با تشکیل یک پیوند سه‌گانه در مصرف ۴ الکترون» صرفه‌جویی« می‌شود.
برای نشان دادن نحوه عمل مولکول را در نظر بگیرید چون هم گوگرد و هم اکسیژن در گروه ۶ هستند.
۱۸=(۶)۲+۶ =تعداد الکترونهای والانس
هر دو اتم اکسیژن به اتم گوگرد مرکزی متصل شده‌اند:

S

O O
چون در این اسکلت ساختمانی از ۲ جفت الکترون والانس استفاده می‌شود :
۱۴= ۴-۱۸ = تعداد الکترونهای والانس با قیمانده
این تعداد الکترونهای والانس برای رساندن هر یک از اتم‌ها به آرایش گاز نجیب کافی نیست بهترین کار استفاده از این ۱۴ الکترون است تا ساختمانی مانند ساختمان زیر بدست آید :

: :

در این ساختمان تنها ۶ الکترون والانس در اطراف اتم گوگرد باقی می‌ماندکه موقعیتی نامناسب است. برای از بین بردن کمبود الکترونی محل یکی از جفت الکترونهای غیر اشتراکی موجود برروی اتم اکسیژن قرارمی‌دهیم تا یک پیوند دو گانه بوجود آید.
در این حالت در اطراف هر اتم ۸ الکترون والانس وجود دارد.

* استثناء در مورد قاعده هشت‌تائی
گرچه قاعده هشت‌تائی بسیار مفید است، ولی مولکولهایی وجود دارند که از این قاعده پیروی نمی‌کنند مولکول NO یک مورد نسبتاَ آشکار است با شمردن تعداد الکترونهای والانس پی می‌بریم که: ۱۱= ۶+۵
با تعداد الکتورنهای والانس فرد، یعنی ۱۱ نمی‌توانیم ساختمانی بدست آوریم که در اطراف هر اتم تعداد الکترونها جفت یعنی ۸ باشد. بهترین کار این است که ساختمان لوویس را به صورت زیر می‌نویسیم:

که بطور آشکار از قاعده هشتایی پیروی نمی‌کند.
بیشتر مولکولهای تشکیل شده از بریلیم در گروه ۲ و بور در گروه ۳ از قاعده هشتایی »‌تخطی می‌کنند« غالباَ اتم Be به جای ۴ جفت الکترون ، با ۲ جفت الکترون احاطه می‌شود برای مثال در مولکول این مورد را می‌توان مشاهده کرد.

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

B

در مقابل در تعدادی از مولکولها بیش از ۴ جفت الکترون در اطراف اتم مرکزی وجود دارد در ۵pcl اتم فسفر در مرکز مولکول با ۵ اتم cl پیوند دارای که باعث می‌شود در اطراف اتم فسفر ۵ جفت الکترون قرار گیرد. در اتم گوگرد جمعاَ ۶ پیوند یعنی با هر اتم فلوئور یک پیوند تشکیل می‌دهد یعنی در اطراف اتم گوگرد ۶ جفت الکترون یا ۱۲ الکترون وجود دارد.