جستجو در محصولات

گالری پروژه های افتر افکت
گالری پروژه های PSD
جستجو در محصولات


سیستم ارسال پیامک
وب سرویس رایگان
معرفی پکیج های پورتال
سرویس  http ارسال پیامک
نرم افزارهای اندروید
الکترونگاتيوي (Electronegativity)(2)
-(1 Body) 
الکترونگاتيوي (Electronegativity)(2)
Visitor 476
Category: دنياي فن آوري

الکترونگاتيويته موليکن

طيف اتم هيدروژن

موليکن تعريف خود را بر پايه داده‌هاي طيف‌هاي اتمي نهاد. او فرض کرد که توريع دوباره الکترون در طي تشکيل تر کيب به گونه‌اي است که در آن يک اتم به کاتيون (توسط ار دست دادن الکترون) و اتم ديگر به آنيون (توسط گرفتن الکترون) تبديل مي‌شود. اگر يک اتم داراي انرژي يونيراسيون بالا و الکترون‌خواهي بالا باشد، احتمالا در هنگام تشکيل پيوند ، الکترونها را به سوي خود مي کشد. بنابراين به عنوان الکترونگاتيو شناخته مي شود. از طرف ديگر اگر انرژي يونش و الکترون‌خواهي آن ، هر دو کوچک باشد تمايل دارد تا الکترون از دست بدهد. بنابراين به عنوان الکترو پوزيتيو طبقه بندي شود. اين مشاهدات تعريف موليکن را به عنوان مقدار متوسط انرژي يونش و الکترون‌خواهي عنصر معرفي مي کند.

تغييرات الکترونگاتيويته عناصر

الکترونگاتيويته عناصر با افزايش تعداد الکترون‌هاي والانس و همچنين کاهش اندازه اتم افزايش مي‌يابد و در هر دوره از جدول تناوبي از چپ به راست و در هر گروه از پايين به بالا افزايش مي‌يابد. فلزات ، جاذبه کمي براي الکترون‌هاي والانس دارند و الکترونگاتيوي آنها حاکم است، ولي نافلزات ، به استثناي گازهاي نجيب ، جاذبه قوي براي اينگونه الکترون‌ها دارند و الکترونگاتيوي آنها زياد است.

بطور کلي ، الکترونگاتيوي عناصر در هر دوره از چپ به راست (با افزايش تعداد الکترونهاي والانس) و در هر گروه از پايين به بالا (با کاهش اندازه اتم) افزايش مي يابد. بنابراين، الکترونگاتيوترين عناصر ، در گوشه بالايي سمت راست جدول تناوبي (بدون در نظر گرفتن گازهاي نجيب) و عناصري که کمترين الکترونگاتيوي را دارند، در گوشه پاييني سمت چپ اين جدول قرار دارند. اين سير تغييرات ، با سير تغييرات پتانسيل يونش و الکترون‌خواهي عناصر در جدول تناوبي هم جهت است.

مفهوم الکترونگاتيوي

مفهوم الکترونگاتيوي گرچه مفيد است ولي دقيق نيست. روشي ساده و مستقم براي اندازه گيري خاصيت الکترونگاتيويته وجود ندارد و روشهاي گوناگون براي اندازه گيري آن پيشنهاد شده است. در واقع چون اين خاصيت علاوه بر ساختمان اتم مورد نظر به تعداد و ماهيت اتمهاي متصل به آن نيز بستگي دارد، الکترونگاتيوي يک اتم نامتغير نيست. انتظار مي رود که الکترونگاتيوي فسفر در PCl3 با الکترونگاتيوي آن در PCl5 تفاوت داشته باشد. از اينرو ، اين مفهوم را تنها بايستي نيمه کمي تلقي کرد. بنابراين مي‌توان گفت که قطبي بودن مولکول
HCl ناشي از اختلاف بين الکترونگاتيوي کلر و هيدروژن است چون کلر الکترونگاتيوتر از هيدروژن است، آن سر مولکول که به کلر منتهي مي شود، سر منفي دو قطبي است.

توجيه پيوند يوني با خاصيت الکترونگاتيويته

پيوند يوني بين غيرفلزات وقتي تشکيل مي‌شود که اختلاف الکترونگاتيوي آنها خيلي زياد نباشد. در اينگونه موارد، اختلاف الکترونگاتيوي عناصر نشان دهنده ميزان قطبي بودن پيوندهاي کووالانسي است. اگر اختلاف الکترونگاتيوي صفر يا خيلي کوچک باشد، مي‌توان گفت که پيوند اساسا غير قطبي است و اتمهاي مربوط ، سهم مساوي يا تقريبا مساوي در الکترونهاي پيوند دارند.هر چقدر اختلاف الکترونگاتيوي بيشتر باشد پيوند کووالانسي قطبي‌تر خوهد بود (پيوند در جهت اتم الکترونگاتيوتر قطبي مي‌شود). بنابراين با توجه به مقادير الکترونگاتيوي مي‌توان پيشگويي کرد که(HF) قطبي‌ترين هيدروژن هاليدها است و انرژي پيوندي آن بيشتر از هر يک از اين ترکيبات است. البته نوع پيوندي که بين دو فلز تشکيل مي شود (پيوند فلزي) و در آن اختلاف الکترونگاتيوي نسبتا کم است.

مقدار الکترونگاتيوي HF
کاربردهاي الکترو نگاتيويته

مي‌توان براي تعيين ميزان واکنش پذيري فلزات و غير فلزات بکار برد.
براي پيش‌بيني خصلت پيوندهاي يک ترکيب بکار برد. هرچه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر بيشتر باشد، پيوند بين آنها قطبي‌تر خواهد بود. هرگاه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر در حدود 1.7 باشد. خصلت يوني نسبي پيوند بيش از 50% است.

اگر اختلاف الکترونگاتيوي صفر و يا خيلي کوچک باشد. پيوند غير قطبي است. هرچه اختلاف الکترونگاتيوي بيشتر باشد، پيوند کووالانسي قطبي‌تر خواهد بود. در اين پيوندها ، اتمي که الکترونگاتيوي بيشتري دارد، بار منفي جزئي را خواهد داشت.
با استفاده از مقادير الکترونگاتيوي مي‌توان نوع پيوندي را که يک ترکيب ممکن است داشته باشد، پيش‌بيني کرد. وقتي دو عنصر با اختلاف الکترونگاتيوي زياد با يکديگر ترکيب مي شوند، يک ترکيب يوني حاصل مي‌شود. مثلا اختلاف الکترونگاتيوي سديم و کلر 2.1 است و NaCl يک ترکيب يوني است.

افزايش الکترو نگاتيوي عناصر

الکترونگاتيوي عناصر با افزايش تعداد الکترون‌هاي والانس و همچنين کاهش اندازه اتم افزايش مي‌يابد و در هر دوره از جدول تناوبي از چپ به راست و در هر گروه از پايين به بالا افزايش مي‌يابد.

الکترونگاتيوي فلزات و نافلزات

فلزات ، جاذبه کمي براي الکترون‌هاي والانس دارند و الکترونگاتيوي آنها حاکم است، ولي نافلزات ، به استثناي گازهاي نجيب ، جاذبه قوي براي اين گونه الکترون‌ها دارند و الکترونگاتيوي آنها زياد است.

کاربردهاي مقادير الکترو نگاتيوي

مي‌توان براي تعيين ميزان واکنش پذيري فلزات و نافلزات به کار برد.
براي پيش بيني خصلت پيوندهاي يک ترکيب به کار برد. هر چه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر بيشتر باشد پيوند بين آنها قطبي‌تر خواهد بود. هرگاه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر در حدود 1.7 باشد. خصلت يوني نسبي پيوند بيش از 50% است.
اگر اختلاف الکترونگاتيوي صفر و يا خيلي کوچک باشد. پيوند کما بيش ناقطبي است، هر چه اختلاف الکترو نگاتيوي بيشتر باشد، پيوند کووالانسي قطبي‌تر خواهد بود. در اين پيوندها ، اتمي که الکترونگاتيوي بيشتري دارد، بار منفي جزئي را خواهد داشت.

آيا الکترونگاتيوي يک عنصر هميشه ثابت است؟

مفهوم الکترونگاتيوي غير دقيق است. زيرا اين خاصيت نه تنها به ساختمان اتم مورد بحث بستگي دارد، بلکه تعداد و ماهيت اتم‌هاي ديگري که به اتم مزبور پيوند داده شده‌اند نيز در آن دخالت دارد. بنابراين الکترونگاتيوي يک عنصر هميشه ثابت نيست مثلا الکترونگاتيوي فسفر در ترکيب (PCl3) متفاوت از الکترونگاتيوي آن در ترکيب (PCl5) است.

پيوند پي

اوربيتال‌هاي مولکولي حاصل از ترکيب اوربيتال‌هاي اتمي (2P) ، کمي پيچيده‌ترند. سه اوربيتال (2P) هر اتم ، در امتداد محورهاي مختصات دکارتي (X ، Y ، Z ) قرار دارند. اگر تشکيل يک مولکول دو اتمي را از طريق نزديک شدن اتمها در امتداد يکي از اين محورها مثلا (X) در نظر بگيرييم، دو اوربيتال اتمي (Px) سر به سر به يکديگر نزديک مي‌شوند و در نتيجه همپوشاني ، دو اوربيتال مولکولي پيوندي (? 2P) ، و ضد پيوندي ?* 2P را به وجود مي‌آورند.

تعريف پيوند پي

پيوند کووالانسي که تراکم الکتروني آن در دو ناحيه بالا و پايين محور متصل کننده دو اتم پيوند بيشتر است، پيوند پي (?) ناميده مي‌شود.

اوربيتال پيوندي مولکولي پي (?) و ضد پيوندي پي ?*

در تشکيل يک مولکول دو اتمي ، دو اوربيتال اتمي (Pz) از پهلو به هم نزديک مي‌شوند و دو اوربيتال مولکولي ، يکي اوربيتال پيوندي پي (?) و ديگري اوربيتال مولکولي ضد پيوندي پي ?* را به وجود مي‌آورند. اوربيتال‌هاي (?) نسبت به محور بين دو هسته تقارن استوانه‌اي ندارند. نزديک شدن دو اوربيتال (P) از پهلو ، به تشکيل اوربيتال (?) مي‌انجامد که متشکل از دو ناحيه تراکم بار الکتروني است. اين تراکم بار الکتروني در ناحيه بالا و پايين محور بين دو هسته قرار دارند. در هر حال اثر نهايي اوربيتال (?*) ، به هم نگه داشتن مولکول است. اوربيتال ?* ، در ناحيه بين دو هسته ، چگالي الکتروني کمي دارد. اثر نهايي اوربيتال ?* جدا کردن دو اتم از يکديگر است. اوربيتال‌هاي اتمي (Py) نيز از پهلو به هم نزديک مي‌شوند. اين دو اوربيتال اتمي نيز يک مجموعه دوتايي اوربيتال مولکولي ? و ?* به وجود مي‌آورند که نسبت به مجموعه اول عمود است.

انرژي اوربيتال‌هاي ? 2P و ?* 2P

دو اوربيتال ?2P با يکديگر و دو اوربيتال ?* 2P با يکديگر هم انرژي هستند. بنابراين ، شش اوربيتال مولکولي از دو مجموعه سه تايي 2P به وجود مي‌آيد يک اوربيتال ? 2P ، يک اوربيتال ?* 2P ، دو اوربيتال ? 2P و دو اوربيتال ?* 2P. اين شش اوربيتال به همراه دو اوربيتال از دو اوربيتال اتمي 2S ، مجموعا هشت اوربيتال مولکولي را تشکيل مي‌دهند که از اوربيتال‌هاي اتمي n=2 مربوط به دو اتم به دست مي‌آيند.

تعريف انرژي اوربيتال مولکولي

انرژي يک اوربيتال مولکولي به انرژي اوربيتال‌هاي اتمي تشکيل دهنده آن و نيز به ميزان و نوع همپوشاني اوربيتال‌هاي اتمي ، در هنگام تشکيل آن ، بستگي دارد.

مقايسه انرژي? 2P و? 2P

چون ميزان همپوشاني اوربيتال‌هاي 2P در تشکيل اوربيتال مولکولي ? 2P بيشتر از همپوشاني آنها براي به وجود آوردن اوربيتال مولکولي ? 2P است. اوربيتال ? 2P انرژي کمتري از دو اوربيتال مولکولي هم تراز ? 2P دارد. اوربيتال‌هاي ضد پيوندي از هر نوع ، نمايند همان قدر افزايش انرژي سيستم است که اوربيتال پيوندي از همان نوع ، از انرژي سيستم مي‌کاهد.

پيوند سيگما

اوربيتال S به شکل کره است و مرکز آن در هسته اتم قرار دارد. براي تشکيل پيوند ، دو هسته بايد به اندازه کافي به يکديگر نزديک شوند تا همپوشاني مولکولهاي اوربيتال‌هاي اتمي صورت پذيرد. نشان دادن اوربيتال‌هاي اتمي با حروف (P , S , ...) مرسوم است. اوبيتال‌هاي مولکولي نيز با حروف يوناني ? (سيگما) ، ? (پي) و غيره نشانه‌گذاري مي‌شوند.

تشکيل پيوند سيگما

اوربيتال‌هاي مولکولي (H2)، از همپوشاني دو اوربيتال (S) از دو اتم هيدروژن حاصل شده‌اند. اگر همپوشاني طوري بين دو اوربيتال صورت پذيرد که ابر الکتروني بين دو هسته ، همديگر را تقويت کنند، چگالي الکتروني در ناحيه بين دو هسته زياد خواهد بود. جاذبه دو هسته با بار مثبت نسبت به ابر الکتروني اضافه با بار منفي ، مولکول را به هم نگه مي‌دارد و مولکول پايدارتر از اتم‌هاي هيدروژن مي‌شود.
اوربيتال‌هاي پيوندي يا اوربيتال مولکولي حاصل را ، اوربيتال‌هاي سيگما و اين پيوندها را پيوندهاي سيگما مي‌نامند و با نماد (?) نشان داده مي‌شوند.

تشکيل اوربيتال ضد پيوندي سيگما

چون دو اوربيتال اتمي با يکديگر ترکيب شده‌اند، بايد دو اوربيتال مولکولي بدست آيد. اوربيتال مولکولي ديگر حاصل از ترکيب که در آن ابر الکتروني بين دو هسته ، همديگر را تضعيف کنند. در اين حالت چگالي الکتروني در ناحيه بين دو هسته خيلي کم است. چون دو هسته مثبت همديگر را دفع مي‌کنند و در فاصله بين آنها چگالي کم الکتروني قادر به جبران اين دافعه با ايجاد جاذبه‌اي قوي نيست، لذا نزديک نگاه داشتن دو هسته در اين حالت نيازمند انرژي است. اين اوربيتال مولکولي را اوربيتال ضد پيوندي سيگما ( با نشان (*?) مي‌نامند. چون نه تنها در به هم نگه داشتن دو اتم کمک نمي‌کند، بلکه عمل آن در جهت دور کردن دو اتم از يکديگر است.

تقارن اوربيتال‌هاي سيگما

اوربيتال‌هاي سيگما ( ? و *? هر دو)، به دور محوري که دو هسته را به يکديگر متصل مي‌کند، تقارن استوانه‌اي دارند و چرخش مولکول دور اين محور ، تغيير قابل مشاهده‌اي در شکل اوربيتال به وجود نمي‌آورد.

انرژي اوربيتال‌هاي سيگما

انرژي اوربيتال پيوندي (?) از انرژي هر يک از اوبيتال‌هاي اتمي که آن را بوجود آورده‌اند کمتر است، در حالي که انرژي اوربيتال ضد پيوندي (*?) بالاتر است. وقتي دو اوربيتال اتمي ترکيب مي‌شوند، اوربيتال مولکولي پيوندي نشان دهنده کاهش انرژي سيستم و اوربيتال مولکولي ضد پيوندي نشان دهنده افزايش انرژي سيستم است.

مرتبه پيوند

هر اوربيتال ( اتمي يا مولکولي ) مي‌تواند دو الکترون با اسپين مخالف را در خود جاي دهد. در مولکول هيدروژن دو الکترون ( با اسپين‌هاي جفت شده ) اوربيتال ( ?1S) را که اوربيتالي در دسترس با حداقل انرژي است اشغال مي‌کنند. اوربيتال (1S *?) اشغال شده است. تعداد پيوند يا مرتبه پيوند ، در هر مولکول عبارت است از نصف الکترون هاي ضد پيوندي از الکترون هاي پيوندي است که براي (H2) مرتبه پيوند 1 و براي (He) صفر است .

بررسي اوربيتال (2S)

ترکيب دو اوربيتال (2S) ، اوربيتال‌هاي مولکولي (2S ?) و( *? 2S ) را بوجود مي‌آورد که با اوربيتال‌هاي (?) و (*?) ناشي از ترکيب دو اوربيتال (1S)مشابه‌اند.

پيوند کووالانسي

ميليون‌ها ماده مرکب شناخته شده فقط از غير فلزات ترکيب يافته‌اند. اين مواد مرکب فقط شامل عناصري هستند که در هر اتم 4 ، 5 ، 6 يا 7 الکترون والانس دارند. بنابراين الکترون‌هاي والانس اتم‌هاي غير فلزي ، آنقدر زياد است که اتم‌ها نمي‌توانند با از دست دادن آنها ساختار يک گاز نجيب را به دست آورند. معمولا غير فلزات با جفت کردن الکترون‌ها پيوند ايجاد مي‌کنند و در اين فرآيند به ساختار يک گاز نجيب مي‌رسند.

استحکام پيوند کووالانسي

آنچه اتم‌هاي يک ملکول را به هم نگه مي‌دارد، پيوند کووالانسي است، در تشکيل پيوند کووالانسي الکترون‌ها ، به جاي آنکه از اتمي به اتم ديگر منتقل شوند، ميان دو اتم به اشتراک گذاشته مي‌شوند. استحکام پيوند کووالانسي ناشي از جاذبه متقابل دو هسته مثبت و ابر منفي الکترون‌هاي پيوندي است. يا به عبارت ديگر مربوط به آن است که هر دو هسته الکترونهاي مشترکي را جذب مي‌کنند.

نحوه تشکيل اوربيتال مولکولي

دو اوربيتال به نحوي همپوشاني مي‌کنند که ابرهاي الکتروني ، در ناحيه بين دو هسته ، يکديگر را تقويت مي‌کنند و احتمال يافتن الکترون در اين ناحيه افزايش مي‌يابد طبق اصل طرد پاولي دو الکترون اين پيوند بايد اسپين مخالف داشته باشند. در نتيجه تشکيل پيوند اوربيتال‌هاي اتمي به اوربيتال مولکولي تبديل مي‌شود.

انواع پيوند کووالانسي

پيوند يگانه کووالانسي

متشکل از يک جفت الکترون (داراي اسپين مخالف) است که اوربيتالي از هر دو اتم پيوند شده را اشغال مي‌کند. ساده‌ترين نمونه اشتراک در مولکول‌هاي دو اتمي گازهايي از قبيل F2 ، H2 و Cl2 ديده مي‌شود. اتم هيدروژن فقط يک الکترون دارد هرگاه دو اتم هيدروژن تک الکترون‌هاي خود را به اشتراک بگذارند، يک جفت الکترون حاصل مي‌شود. اين جفت الکترون پيوندي متعلق به کل مولکول هيدروژن است و به آرايش الکتروني پايدار گاز نجيب هليم مي‌رسد. هر الکترون هالوژن ، هفت الکترون والانس دارد. با تشکيل يک پيوند کووالانسي بين دو تا از اين اتم‌ها ، هر اتم به آرايش الکتروني هشت تايي ، که ويژه گازهاي نجيب است، مي‌رسد.

پيوند چند گانه

بين دو اتم ، ممکن است بيش از يک پيوند کووالانسي تشکيل شود در اين موارد گفته مي‌شود که اتم‌ها با پيوند چند گانه به هم متصل‌اند. دو جفت الکترون مشترک را پيوند دو گانه و سه جفت الکترون مشترک را پيوند سه گانه مي‌نامند. اغلب مي‌توان تعداد پيوندهاي جفت الکتروني را که يک اتم در يک مولکول بوجود مي‌آورد از تعداد الکترون‌هاي مورد نياز براي پر شدن پوسته والانس آن اتم ، پيش‌بيني کرد.
چون براي فلزات شماره گروه در جدول با تعداد الکترون‌هاي والانس برابر است، مي‌توان پيش بيني کرد که عناصر گروه VIIA مثل Cl (با هفت الکترون والانس) ، براي رسيدن به هشت تاي پايدار ، يک پيوند کووالانسي ، عناصر گروه VIA مثل O و S (با شش الکترون والانس) دو پيوند کووالانسي ، عناصر VA مثل N و P(با پنج الکترون والانس) سه پيوند کووالانسي و عناصر گروه IVA مثل C (با چهار الکترون والانس) چهار پيوند کووالانسي به وجود خواهند آورد.

نماد ساختار مولکول

در ساختار اول ، جفت الکترون مشترک با دو نقطه و ساختار دوم با يک خط کوتاه نشان داده شده است . مانند :
H ? H H : H پيوند يگانه
:?=C=?: پيوند دو گانه
:N ? N: پيوند سه گانه
C?C پيوند چهارگانه
منابع :
دانشنامه رشدdaneshname
http://www.ngdir.ir
http://fa.wikipedia.org
http://www.iauase.com
http://matinfar20.persianblog.ir

Add Comments
Name:
Email:  
User Comments:
SecurityCode: Captcha ImageChange Image