دانلود تحقیق شیمی و پیوند ها

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 7 جدول تناوبی( همچنین هیدروژن) در گروه 6 نیتروژن و فسفر در گرو 5 کربن و سیلسیم در گروه 4 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 1s اتم‌های هیدروژن هم‌پوشانی می‌کنند ( شکل 1-1).

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 S‌1هستند 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 2 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 AA 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: H H H H H H H H استیلن اتیلن اتان خواص مواد مولکولی مواد مولکولی باترکیبات یونی تفاوتهای بسیاری دارند دو اختلاف میان آنها از اهمیت خاصی برخوردار است.

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 1-2) 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 1916، 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.

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.

در ساختمان لوویس، بین الکترونهای P,S تفاوتی وجود ندارد.

به عبارت دیگر تعداد الکترونهای والانس مجموع الکترونهای P,S در لایه بیرونی است.

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( 5 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: اتم‌های H باید با 2 الکترون والانس احاطه شده باشند.

همه اتم‌های غیرفلزی دیگر باید با 8 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.

01 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 1 الکترون والانس است.

یک اتم از گروه 4،(…,Si,C ) دارای 4 الکترون والانس است.

یک اتم از کروه 5 ،(…,P,N ) دارای 5 الکترون والانس است.

یک اتم از گروه 6(…,S,O ) دارای 6 الکترون والانس است.

یک اتم از گروه 7 (…,CL,F ) دارای 7 الکترون والانس است.

2.

»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.

3.

برای هر پیوند ساده در اسکلت ساختمانی از تعداد کل الکترونهای والانس محاسبه شده در (1) دو الکترون کم کنید.

این کار تعداد الکترونهای باقیمانده برای توزیع را نشان می‌دهد.

4.

الکترونهای والانس باقیمانده را که در قسمت(3) 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 8 الکترون داشته باشید( بجزء هیدروژن که باید 2 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: با تشکیل یک پیوند دو گانه در مصرف 2 الکترون» صرفه‌جویی« می‌شود.

با تشکیل یک پیوند سه‌گانه در مصرف 4 الکترون» صرفه‌جویی« می‌شود.

برای نشان دادن نحوه عمل مولکول را در نظر بگیرید چون هم گوگرد و هم اکسیژن در گروه 6 هستند.

18=(6)2+6 =تعداد الکترونهای والانس هر دو اتم اکسیژن به اتم گوگرد مرکزی متصل شده‌اند: S O O چون در این اسکلت ساختمانی از 2 جفت الکترون والانس استفاده می‌شود : 14= 4-18 = 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 14 الکترون است تا ساختمانی مانند ساختمان زیر بدست آید : : : در این ساختمان تنها 6 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 8 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: 11= 6+5 با تعداد الکتورنهای والانس فرد، یعنی 11 نمی‌توانیم ساختمانی بدست آوریم که در اطراف هر اتم تعداد الکترونها جفت یعنی 8 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 2 و بور در گروه 3 از قاعده هشتایی »‌تخطی می‌کنند« غالباَ اتم Be به جای 4 جفت الکترون ، با 2 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 4 جفت الکترون در اطراف اتم مرکزی وجود دارد در 5pcl اتم فسفر در مرکز مولکول با 5 اتم cl پیوند دارای که باعث می‌شود در اطراف اتم فسفر 5 جفت الکترون قرار گیرد.

در اتم گوگرد جمعاَ 6 پیوند یعنی با هر اتم فلوئور یک پیوند تشکیل می‌دهد یعنی در اطراف اتم گوگرد 6 جفت الکترون یا 12 الکترون وجود دارد.

این استثناها از قاعده هشتایی نشان می‌دهند که مدل ساده پیوند کووالانسی پاسخگوی تمام مولکولها نیست.

شکل هندسی مولکولی خواص فیزیکی دستیابی مواد مولکولی به میزان قابل ملاحظه‌ای به شکل هندسی که در آن اتم‌ها آرایش یافته‌اند بستگی دارد همانطور که خاصیت پرش توپ فوتبال با توپ بسکتبال تفاوت دارد شکل مولکولها نیز برروی خواصی مانند نقطه جوش و فعالیت شیمیایی اثر می‌گذارد.

مولکولهای دو اتمی مانند ، ،HF شکل بسیار ساده‌ای دارند اگر اتمها را به صورت کراتی در نظر بگیریم مراکز آنها باید برروی یک خط مستقیم قرار گیرند.

این مطلب در شکل 3-1 که 2 مدل مختلف از مولکول را نشان می‌دهند بوضوح نشان داده شده است.

F F فضا پرکن گلوله و میله در مدل» گلوله و میله« در سمت چپ دو گلوله نشان دهنده اتم‌های فلوئور هستند ومیله نشان دهنده پیوند کووالانسی اتصال دهنده اتم‌هاست.

مدل» فضا پرکن« در سمت راست تصویر واضحتری از مولکول نشان می‌دهد.

پیوند میان اتم‌ها در این مدل نشان داده شده است.

وقتی مولکولی بیش از دو اتم داشته باشد بیش از یک شکل هندسی امکانپذیر است.مولکول را که در آن 2 اتم X به اتم مرکزی، A ، متصل شده‌اند در نظر بگیرید .

اگر پیوندها با یکدیگر زاویه 180سازنده در این صورت هر سه اتم در خط مستقیم خواهند بود.

این نوع مولکول را مولکول خطی می‌نامیم X - A - A 180 از طرف دیگر اگر زاویه میان دو پیوند کمتر از باشد سه اتم در خط مستقیم نخواهد بود.

دراین صورت مولکول خمیده خواهد بود.

A X X در مورد مولکولهای پیچیده‌تر تعداد شکل‌های هندسی ممکن افزایش می‌یابد واضح است که برای پیش‌بینی شکل هندسی مولکولها به اصلی کلی نیاز داریم.

دافعه جفت الکترون چون الکترونها بار منفی دارند بنابراین جفت الکترونهای اطراف یک اتم در یک مولکول همدیگر را دفع می‌کنند( بارهای همنام یکدیگر را دفع می‌کنند) این مطلب به طرح ساده‌ای منجر می‌شود که با کمک آن می‌توانیم شکل هندسی بسیاری از مولکولهای بزرگ را پیش‌بینی کنیم.

جفت الکترونهای اطراف یک اتم در یک مولکول طوری قرار گرفته‌اند که تا حد امکان از یکدیگر دور باشند.

منظور از» جفت الکترونهایی« که در اینجا ذکر شده جفت الکترونهای پیوندهای ساده 4 جفت الکترونهای غیر اشتراکی است.

این اصل برای پیش‌بینی هندسی مولکولهایی که از قاعده هشتایی پیروی می‌کنند بصورت ساده‌ای بکاررفته است.

در اینجا با چهار جفت الکترون سرو کار داریم کاری که باید بکنیم این است که جهت این 4 جفت الکترون را چگونه انتخاب کنیم بیشترین فاصله ممکن را از یکدیگر داشته باشند.

شکل هندسی چهار وجهی برای اینکه 4 جفت الکترون بیشترین فاصله ممکن را از یکدیگرداشته باشد باید در گوشه‌های یک چهار وجهی منظم قرار گیرند.

توجه کنید که یک چهار وجهی بصورت یک شکل سه بعدی با چهار وجه و چهار گوش است.

در یک چهار وجهی منظم هر وجه در یک مثلث متساو‌ی‌الضلاع است.

بعلاوه: مرکز چهار وجهی برروی خط مستقیمی قرار دارد که از یک گوشه به مرکز مثلث متساوی‌الضلاعی که از سه گوشه دیگر تشکیل شده است کشیده می‌شود.

زاویه چهار وجهی است.

سایر مولکولها این اندیشه که 4 جفت الکترون اطراف یک اتم به سمت گوشه‌های یک چهار وجهی منظم جهت می‌گیرند بسیار مفید است.

همانطور که دیدیم این اندیشه باعث می‌شود تا شکل هندسی بسیاری از مولکلولهای ساده را پیش‌بینی کنیم این اندیشه درمورد مولکولهایی که اتم مرکزی آنها با 2، 3 یا 4 اتم دیگر پیوند تشکیل داده آسانتر بکار می‌رود.

برای مثال،مولکول کلرید‌متیل، را در نظر بگیرید.

تشکیل پیوند را در دو بعد به صورت زیر می‌توان نشان داد : Cl H C H H انتظار داریم که شکل هندسی این مولکول شبیه به کل هندسی باشد اتم کربن در مرکز چهار وجهی قرار دارد اتم‌های هیدروژن در سه گوشه و اتم کلر در گوشه چهارم قرار دارد.

قطبیت مولکولها: خاصیت مهم یک مولکلول قطبیت آن است بعضی از مولکولها قطبی هستند.

بعضی از مولکولها قطبی هستند یعنی بارها در مولکول جدا شده هستند الکترونها از یک سر مولکول به سر دیگر تغییر مکان داده‌اند قسمتی که دانستیه الکترون در آن کم است قطب مثبت و قسمت مقابل که در آن دانستیه الکترون نسبتاَ زیاد است قطب منفی مولکول را تشکیل می‌دهد.

سایر مولکولها غیر قطبی هستند در این نوع مولکولها، بارها از یکدیگر مجزا نیستند الکترونها بطور مساوی توزیع شده‌اند و قطب مثبت و منفی وجود ندارد.

قطبی بودن یا عدم قطبیت برروی بسیاری از خواص فیزیکی مواد مولکولی اثر می‌گذارد بویژه قطبیت مولکولهای رفتار آنها را در یک میدان الکتریکی تحت تأثیر قرار می‌دهد مولکولهای قطبی مایلند در جهت مخالف میدان الکتریکی مرتب شوند در مقابل مولکولهای غیر قطبی تحت تأثیر میدان الکتریکی قرار نمی‌گیرند.

این مولکولها بطورکاملاَ تصادفی قرار می‌گیرند همانطور که در این اختلاف در رفتار و برروی خواصی مانند نقطه ذوب و نقطه جوش اثر می‌گذارد.

مولکولهای دو اتمی تعیین قطبی بودن غیر قطبی نبودن یک مولکول دو اتمی آسان است اگر دو اتم تشکیل دهنده پیوند کووالانسی یکسان باشند، مانند مولکول غیر طبیعی است.

اگر اتم‌های تشکیل دهنده پیوند کووالانسی متفاوت باشد مانند HF مولکول قطبی است.

برای پی بردن به اصول این قواعد مولکول با فرمول ساختمانی H-H را در نظر بگیرید.

چون دو اتم هیدروژن یکسان هستند سهم یکسانی از الکترونهای پیوندی دریافت می‌کنند الکترونها تمایلی برای جابجا شدن به یک سمت یا به سمت دیگر ندارند.

بنابراین قطبهای مثبت و منفی وجود ندارد و مولکول غیر قطبی است.

وضعیت در مورد مولکول HF ، که اسکلت ساختمانی آن به صورت زیر است، فرق می‌کند.

H-F فلوئور از هیدروژن الکترونگاتیوتراست.( الکترونگاتیوی فلوئور‌=‌0/4 نسبت به الکترونگاتیوی هیدروژن 1/2) بنابراین اتم F تمایل دارد الکترونهای پیوندی را بسوی خود بکشد و از اتم هیدروژن دور کند.

این مسئله در مولکول قطبیت ایجاد می‌کند اتم فلوئور که عنصر الکترونگاتیوتر است بعنوان قطب منفی عمل می‌کند دانستیه و الکترون در اطراف آن نسبتاَ زیاد است.

اتم H بعنوان قطب مثبت عمل می‌کند دانستیه الکترون در اطراف آن نسبتاَ کم است.

سایر مولکولهای ساده وقتی در یک مولکول بیش از دو اتم وجود داشته باشد باید با استفاده از شکل هندسی آن قطبی بودن یا غیر طبی بودن آنرا تعیین کنیم.

برای مثال، مولکول را در نظر بگیرید.

فرض کنید که اتم مرکزی،A ، الکترونگاتیوتر از X باشد.

هر دو پیوند A-X قطبی خواهند بود.

الکترونهای پیوندی به سمت A تغییر مکان خواهند داد.

اگر مولکول خمیده باشد: A X X قطبی خواهند بود قطب منفی در اتم A ، که دانستیه الکترونی آن نسبتا زیاد است قرار می‌گیرد.

قطب مثبت میان دو اتم X خواهد بود مولکولهای در یک میدان الکتریکی مرتب شده‌اند.

حال فرض کنید که مولکول خطی است.

در این مورد گر چه پیوندها قطبی هستند.

ولی خود مولکول غیر قطبی است.

دو پیوند قطبی در دو جهت مخالف با زاویه نسبت به یکدیگر قرارنگرفته‌اند.

در نتیجه یکدیگر را خنثی می‌کنند هیچ راهی وجود ندارد که این مولکول نتواند تحت تأثیر میدان الکتریکی قرار گیرند و مرتب شوند.

هر دو نوع مولکول سه اتمی شناخته شده‌اند آب را می‌توان بعنوان آشناترین نمونه یک مولکول خمیده با سه اتم نام برد.

O H H این مولکول قطبی است قطب منفی برروی اتم اکسیژن قرار گرفته است.(الکترونگاتیوی اکسیژن= 5/3 ) قطب مثبت میان دو اتم هیدروژن( الکترونگاتیوی هیدورژن = 1/2 ) قرار گرفته است.

اسیدهای اکسیژن‌دار چند تا از اسیدهای مهم از سه عنصر تشکیل شده‌اند یعنی شامل هیدروژن، اکسیژن، و غیر فلزی مانند کربن گوگرد و غیره هستند.

توجه کنید که: هرگاه یک غیر فلز یک اکسی‌اسید تشکیل دهد برای خواندن آن به نام غیر فلز پسوند( ایک) اضافه می‌کنیم.( اسید نیتریک) هرگاه یک غیر فلز دو اکسی اسید مختلف تشکیل دهد پسوند( ایک) برای اسیدی که تعداد اکسیژن بیشتری دارد بکار می‌رود.

پسوند( او) برای اسیدی که تعداد اکسیژن کمتری دارد بکار می‌رود.

بنابراین اسید نیتریک اسیدنیترو ، اسید سولفوریک و اسید سولفور خوانده می‌شوند.

هرگاه بیش از دو اکسی اسید تشکیل شود پیشوندهای» پر« و » هیپو« بکار میروند.

این پیشوندها اسیدهای دارای بیشترین وکمترین تعداد اتم اکسیژن را مشخص می‌کند.

منابع و مأخذ : 1-شیمی عمومی I - چالز مورتیمر 2-شیمی معدنی - حسین آقا بزرگ ، محمدرضا ملارذی فهرست مطالب عنوان صفحه پیوند کووالانسی 1 تشکیل و خواص مواد مولکولی 2 همپوشانی اوربیتال 2 پیوندهای ساده دوگانه و سه گانه 4 خواص مواد مولکولی 5 ساختمان‌های لوییس قاعده هشت‌تایی 5 ساختمان‌های لویس برای اتمها 6 نوشتن ساختمان‌های لوییس برای مولکولها 7 ساختمانهای لویی شامل پیوندهای چندگانه 9 استثناء در مورد قاعده هشت‌تایی 10 شکل هندسی مولکولی 11 دافعه جفت الکترون 13 شکل هندسی چهاروجهی 13 سایر مولکولها 14 قطبیت مولکولها 14 مولکولهای دو اتمی 15 سایر مولکولهای ساده 16 اسیدهای اکسیژن دار 17 اسید کربنیک اسید بوریک اسید سولفوریک اسید سولفورو اسید نیتریکاسید نیترو اسید پرکلریک اسید کلریک اسید کلرو اسیدهیپوکلرو