ترکيبهاي يوني

بخش ۳ ترکيبهاي يوني ( )
• در بخش قبل ملاحظه کرديد که اتمهاي گازهاي نجيب داراي آرايش پايدار هستند زيرا تمام اوربيتالهاي لايه ظرفيت آنها پرشده است ( ns2 - np6) اتمهاي ديگر هم تمايل دارند که خود را به آرايش الکتروني گاز نجيب قبل يا بعد از خودشان برسانند. وقتي اتمي به آرايش هشتايي پايدار مي رسد، از واکنش پذيري آن کاسته مي شود و ديگر تمايلي به تشکيل پيوندهاي ديگر از خود نشان نمي دهد. مشاهده ها نشان مي دهد که فلزها با از دست دادن الکترونهاي ظرفيت خود به آرامش هشتايي مي رسند و تبديل به کاتيون (يون مثبت) مي شوند. در حالي که نافلزها با گرفتن الکترون به اين آرايش پايدار مي رسند و تبديل به آنيون (يون منفي) مي شوند. يونهاي تک اتمي به هر يوني که از يک اتم آن هم بر اثر گرفتن يا از دست دادن يک يا چند الکترون تشکيل مي شود يون تک اتمي مي گويند. فلزهاي گروه اول با از دست دادن يک الکترون تبديل به کاتيون با بار +۱ ميشوند مثل Na+ فلزهاي گروه دوم ، با از دست دادن دو الکترون تبديل به کاتيون ۲+ مي شوند مثل ۲+ Mg نافلزهاي گروه ۶۱ با گرفتن دو الکترون به آنيوني با بار ۲- تبديل مي شوند مثل ۲- O نافلزهاي گروه ۷۱ با گرفتن دو الکترون به آنيوني با بار ۱- تبديل ميشوند مثل Cl- بعضي فلزهاي واسطه بدون داشتن آرايش الکتروني گاز نجيب به پايداري مي رسند. برخي از اين عنصرها مي توانند يونهايي با بار متفاوت داشته باشند مثل +۲ Fe و ۲+ Fe يا ۳+ Mn و۳+ Mn اين يونها را به ترتيب يون را به ترتيب آهن (II ) و يون آهن (III) يا يون منگنز (II) و يون منگنز (III) مي نامند. ترکيبهاي يوني يک مثال متداول براي اين ترکيبها نمک خوراکي (سديم کلريد) است. نمکها از ذره هاي بارداري تشکيل شده اند که در نتيجه ي دادو ستد الکترون بوجود آمده اند. به نيروي جاذبه اي که بين اين ذره هاي باردار، بار ناهمنام وجود دارد پيوند يوني مي گويند. در تمام نمکها اين نوع پيوند وجود دارد. اين نيروي جاذبه محدود به يک کاتيون و يک آنيون نيست بلکه در تمام جهتها و ميان همه ي يونهاي ناهمنام مجاور و در فواصل مختلف وجود دارد . تعداد بسيار زيادي از يونهاي ناهمنام به سمت يکديگر کشيده مي شوند و آرايش منظمي را بوجود مي آورند. آرايش يونها در نمکها به صورت يک الگوي تکراري است و اين الگو در سراسر بلور تکرار مي شود. به ساختاري که بر اثر چيده شدن ذره هاي سازنده ي يک جسم در سه بعد بوجود مي آيد، شبکه بلور آن جسم مي گويند. هر ترکيب شيميايي که يونهاي با بار مخالف ذره هاي سازنده آن باشند يک ترکيب يوني يا نمک است. ترکيبهاي يوني در حالتي که يون ها بتوانند آزادانه حرکت کنند رساناي خوبي براي جريان برق هستند (نمک محلول در آب) مقدار انرژي آزاد شده به هنگام تشکيل يک مول جامد يوني از يونهاي گازي سازنده آن را انرژي شبکه مي گويند. اين انرژي مي تواند معيار خوبي براي اندازه گيري قدرت پيوند در ترکيبهاي يوني باشد. به عنوان مثال انرژي شبکه سديم کلريد Kj.mol -۱ ۷۸۷/۵ است . ترکيبهاي يوني نقطه ذوب و نقطه جوش بالايي دارند چون نيروي جاذبه بين يونهاي آن خيلي قوي است. بلور نمکها به نسبت سخت و شکننده است. يونها در شبکه ي بلور به صورت منظم قرار گرفته اند. ترکيب يوني سخت است ، زيرا براي شکستن همه ي پيوندهاي ميان يونها انرژي بسيار زيادي لازم است. در هر حال چنانچه بر اثر ضربه ي چکش يکي از لايه ها اندکي جابجا شود، آنگاه بارهاي ناهمنام کنار هم قرار مي گيرند و به دليل اثر دافعه ميان يونهاي هم نام شبکه بلور به هم مي ريزد و مي شکند. ترکيبهاي يوني دو تايي به ترکيبهاي يوني متشکل از دو عنصر ترکيبهاي دو تايي مي گويند مثل نمک خوراکي که از دو عنصر سديم و کلر تشکيل شده است. برا ي نمايش ترکيبهاي يوني دو تايي ابتدا نماد شيميايي کاتيون و سپس نماد شيميايي آنيون را مي نويسيم. براي نام گذاري هم نخست نام کاتيون و سپس نام آنيون را مي نويسيم. به عنوان مثال : پتاسيم کلريد ( K+, cl _)® kcl ® کلسيم اکسيد ® Cao ® +O2 (O2-و Ca2+) فرمول نويسي يک ترکيب يوني دو تايي را مي توان در سه مرحله ملاحظه کرد . براي نمونه به نوشتن فرمول شيميايي آلومينيوم اکسيد توجه کنيد: ۱) در اين اکسيد نماد کاتيون +۳Al و نماد آنيون ۲+ o است . ۲) نخست نماد کاتيون و سپس نماد آنيون را مي نويسيم ۲-Al+۳ o ۳) کوچکترين مضرب مشترک بارهاي اين دو يون برابر ۶(= ۳×۲)است . براي داشتن ۶ بار مثبت بايد ۲ يون +۳Al و براي ۶ بار منفي بايد ۳ يون ۲- o داشته باشيم. از اين رو نسبت o -۲ Al+۳ برابر ۲ به ۳ و فرمول شيميايي اين ترکيب به صورت Al۲ o۳ است. يونهاي چند اتمي ترکيبهاي يوني مثل سديم سولفات پتاسيم و آمونيوم نيترات وجود دارند که يونهاي سازنده ي آنها از دو يا چند اتم يکسان يا متفاوت تشکيل شده است. به اين يونها چند اتمي مي گويند. براي مثال در آمونيوم نتيرات ، کاتيون +۴ NH و آنيون ۳- NO است. بار کاتيون ۱+ و بار آنيون ۱- است . بنابر اين فرمول شيميايي اين نمک به صورت۳ NO ۴ NH است و نسبت کاتيون به آنيون ۱ به ۱ است. فرمول يوني يک ترکيب يوني چندتايي را مي توان در دو مرحله خلاصه کرد . به نوشتن فرمول شيميايي آمونيوم کربنات توجه کنيد. ۱- نماد شيميايي يون آمونيوم +۴ NH و کربنات (Co۲- ۳ ) است. ابتدا کاتيون و سپس آنيون را مي نويسيم : ۳ NH۴Co است. برخي نمکهاي آب تبلور دارند يونهاي موجود در برخي از نمکها مي توانند با ملکول هاي آب پيوند تشکيل دهند. اين ترکيبها را نمکهاي آبپوشيده مي گويند مانند مس (||) سولفات ۵ آبه، 5H2O ، CUSO4 مشاهده مي کنيد که تعداد مولکوهاي آب تبلور را پس از نوشتن فرمول شيميايي مشخص مي کنند. سوالات 1- يونهاي مثبت و يونهاي منفي ترکيبهاي زير را مشخص کنيد. Mns Fe۲o۳ NiBr۲ (Mn2+,S2-) (Fe3+,O2-) (Ni2+,Br -) 2- به نظر شما کدام دو عنصر مي توانند قوي ترين پيوند يوني را تشکيل دهند. چرا؟ فلوئور و سزيم چون بالاترين و پائين ترين الکترونگاتيوي را دارند و به دليل اين اختلاف الکترونگاتيوي زياد، پيوند يوني بسيار قوي تشکيل خواهند داد. ۳ – کدام ترکيبها داراي انرژي شبکه بيشتري هستند؟ چرا؟ K2SO4 ® (K2SO4 يا Na2So4) KBr ® (K يا KBR) Bao ® ( Bao يا BaCl۲ ) چون هر يوني که اختلاف الکترونگاتيوي بيشتري داشته باشند پيوند يوني قوي تر شکل مي دهند و هر چه پيوند يوني تشکيل شده قويتر باشد، انرژي شبکه بيشتر خواهد بود. ۴ – نام شيميايي ترکيبهاي زير را بنويسيد. Mgo منيزيم اکسيد CrI3 کرم (III) يديد CUBr2 مس ( II ) برميد ALCL3 آلومينيوم کلرايد NiCl2 نيکل ( II ) کلرايد CSF سزيم فلوئوريد ۵ – فرمول شيميايي ترکيبهاي زير را بنويسيد. PbO سرب (II ) اکسيد KH پتاسيم هيدريد SnO قلع ( II) اکسيد BeI2 بريليم يديد SrH2 استرانسيم هيدريد CUS مس (II) سولفيد ۶ – منظور از قاعده اوکتت يا هشتايي چيست؟ گازهاي نجيب در لايه ظرفيت يک آرايش هشتايي دارند ( ns2 و np6) که به آنها يک حالت پايدار داده است. تمام عنصرها ميل دارند که با گرفتن يا از دست دادن الکترون ، آرايش لايه ظرفيتشان را به آرايش گاز نجيب قبل يا بعد از خودشان برسانند ( قاعده هشتايي) 7- جدول زير را کامل کنيد. so2-4 No-3 Br - Þ آنيون / ß کاتيون Mgso4 Mg(No3)2 MgBr2 Mg2+ (NH4)2So4 NH4No3 NH4Br NH4+ Fe2(so4)3 Fe(No3)3 Fe(No3)3 Fe3+ 8- عبارات زير را تعريف کنيد. انرژي شبکه – پيوند يوني – نمک – يونهاي چند اتمي – کاتيون – آنيون
• شيمي دوم بخش ۴ ( )
• 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 پيشوند تعداداتم ها مونو 1 دي 2 تري 3 تترا 4 پنتا 5 هگزا 6 هپتا 7 اوکتا 8 نونا 9 دکا 10 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.