شیمی1و2و3

مطالب مرتبط باشیمی دبیرستان
 
 
 

پیوند ها

شيمي2 سوال تست و مطلب

سايت هاي مهم شيمي

نمایش شکل اوربیتال ها

فیش حقوقی

نمونه سوال شيمي 1

انواع روشهای تدریس

کانون دانش

شیمی2

شیمی3

جدول تناوبی

تصویر عناصر

بهترين سايتها ونرم افزارهاي شيمي

گروه شیمی شهرستان آران وبیدگل

بانك مقالات علمي

سايت هلال بن علي

 

مطالب اخير

نمونه سوال شيمي سوم و چهارم (پيش دانشگاهي) دي ماه 90

مسابقات تئوری آزمایشگاه شهرستان آران و بیدگل

نمونه سوال پیش دانشگاهی

نمونه سوال شیمی 2 خرداد 89

سوال هاي شيمي اول دبيرستان شهرستان آران و بيدگل

سوال هاي شيمي اول دبيرستان شهرستان آران و بيدگل خرداد 88

تست شیمی کنکور 89

سوال مسابقه آزمایشگاه شیمی اسفند 88

سوالات امتحان نهایی کشوری شیمی 3- خرداد 88

سوالات شیمی آزمون سراسری 1388

 
 

پیوند های روزانه

شیمی 1

شیمی 3

شيمي 2

 

امكانات جانبي

RSS 2.0

") Type Writer Status Bar 12 or 24 hours timer





ابزار وبلاگ
راهنمای وبلاگ نویسان
 
 

Weblog Themes By Blog Skin

پيوندهاي بين مولكولي

پيوندهاي بين مولكولي

اتم‌ها در مولکول‌ها توسط پیوندهای کووالانسی کنار هم نگه داشته شده‌اند. اما سوال این است که مولکول‌ها در حال مایع و جامد توسط چه نیرویی بسوی یکدیگر جذب می‌شوند، نیروهایی که مولکول‌های یک ماده را در حالت مایع یا جامد به همدیگر ارتباط می‌دهد به نیروهای بین مولکولی معروف است. دو نوع نيروي جاذبه ي مولكولي وجود دارد:

 1- نیروهای واندروالسی    2- پيوند هيدروژني 

 اولین بار "یوهانس واندروالس" در سال 1873 وجود نیروهای جاذبه بین مولکولی در میان مولکولهای گاز را مطرح کرد توضیح منشأ این نیروهای بین مولکولی توسط "فرتینر لاندن" در 1930 پیشنهاد شد. امروزه نیروهای بین مولکولی را بصورت عام نیروهای واندروالس و نیروهای پراکندگی بین مولکولهای غیرقطبی را نیروهای لاندن می‌نامند. (نيروهاي ضعيف بين موكلول‌ها را مجموعاً تحت عنوان نيروهاي وان‌دروالس مي‌نامند.)  
نیروهای بین مولکولی مولکولهای قطبی با نیروهای بین مولکولی بین مولکولهای غیرقطبی باهم تفاوت دارند. معمولا نیروهای بین مولکولی به نام نیروهای واندروالسی معروفند. وجود این نیروها در بین مولکولها باعث می‌شود که یک ترکیب جامد مولکولی شکل معینی داشته باشد و با غلبه بر این نیروها بتوان آن را به حالت مایع درآورد.

انواع نیروهای واندروالسی

1- نیروهای دوقطبی - دوقطبی

این نیروها بین مولکول های قطبی دیده می‌شوند. این مولکولها دارای دوقطبی های دائمی هستند و تمایل به قرار گرفتن در راستای میدان الکتریکی دارند. پایدارترین حالت زمانی است که قطب مثبت یک مولکول تا حد امکان به قطب منفی مولکول مجاور نزدیک باشد. در این شرایط بین مولکولهای مجاور یک نیروی جاذبه الکتروستاتیکی به نام نیروی دوقطبی بوجود می‌آید.
با توجه به مقادیر الکترونگاتیوی اتم‌ها در یک مولکول دو اتمی می‌توان میزان قطبیت مولکول و جهت‌گیری قطبهای مثبت و منفی را پیش بینی کرد، اما پیش بینی قطبیت مولکولهای چند اتمی باید مبتنی بر شناخت شکل هندسی مولکول و آرایش جفت الکترونهای غیر مشترک باشد.

نیروی لاندن(نیروی پراکندگی)

برای اینکه ترکیبی به صورت جامد یا مایع باشد. باید نیروهایی ، مولکولهای آن ترکیب را کنار هم نگه دارد. در ترکیبات قطبی به علت وجود اختلاف الکترونگاتیوی بین دو اتم ، دو بار جزئی مثبت و منفی در دو سر مولکول حاصل می‌شود و این نیروی دوقطبی ، مولکولها را کنار هم نگه می‌دارد. برای توجیه حالت مایع و جامد مواد غیرقطبی مانند برم و ید نیز ، نیروی جاذبه دیگری باید وجود داشته باشد.

چون نقاط ذوب و جوش مواد غیرقطبی با افزایش جرم مولکولی بالا می‌رود، نتیجه می‌گیریم که مقدار این نیرو نیز با جرم و اندازه مولکول زیاد می‌شود. این واقعیت که فراریت مولکولهای قطبی مانند مولکولهای غیرقطبی با افزایش وزن مولکولی کم می‌شود، نشان می‌دهد که این نوع نیروی بین مولکولی باید برای همه مواد مولکولی متداول باشد.

اهمیت نیروی لاندن

از میان نیروهای بین مولکولی ، نیروی لاندن از همه مهم‌تر می‌باشد. این نیرو تنها نیروی جاذبه میان مولکولهای غیر قطبی است. حتی تخمین زده شده است که 85 درصد از کل نیروهای میان مولکولی در مولکول قطبی HCl ناشی از نیروی لاندن می‌باشد. فقط در مولکولهایی که پیوند هیدروژنی دارند، این نیروها نقش فرعی را ایفا می‌کنند.

برای مثال حدود 80 درصد از نیروهای جاذبه بین مولکولی در آب ، متعلق به پیوند هیدروژنی است و فقط 20 درصد بقیه مربوط به نیروهای پراکندگی (لاندن( می‌باشد. قویترین نیروهای لاندن بین مولکولهای کمپلکس و بزرگ دیده می‌شوند که ابر الکترونی بزرگی دارند که به آسانی تغییر شکل داده و قطبی می‌شوند، این ترکیبات نقاط ذوب و جوش نسبتا بالايی دارند.

ماهیت نیروهای لاندن

منشا و دلیل بوجود آمدن این نیروی بین مولکولی در سال 1930، توسط "فرتیز لاندن" توضیح داده شد. این نیرو همانند سایر نیروهای بین مولکولی (دوقطبی - دوقطبی و پیوند هیدروژنی ( ماهیت الکتریکی دارد. اما برخلاف آنها که از قطبیت دائم مولکولها بوجود می‌آیند، نیروی لاندن (یا پراکندگی) از جدایی بار موقتی و لحظه‌ای در درون یک مولکول حاصل می‌شود.

مولکول‌های غیرقطبی ، دوقطبی دائمی ندارند ولی با وجود این ، تمام مواد غیرقطبی را می‌توان مایع کرد. از این‌رو ، علاوه بر نیروی دوقطبی - دوقطبی ، باید نوع دیگری از نیروی بین مولکولی وجود داشته باشد. وجود نیروهای پراکندگی در مولکول‌ها بعنوان یک اصل پذیرفته شده‌است. تصور می‌شود این نیروها ناشی از حرکت الکترونها باشد. در یک لحظه از زمان ، ابر الکترونی یک مولکول بنحوی تغییر شکل می‌دهد که یک دوقطبی لحظه‌ای بوجود می‌آید که در آن ، قسمتی از مولکول به مقدار بسیار کم منفی‌تر از قسمت های دیگر است و در لحظه بعد ، بعلت حرکت الکترون ها جهت دوقطبی لحظه‌ای تغییر می‌کند.
اثر این دوقطبی های لحظه‌ای در طول زمان بسیار کوتاه ، یکدیگر را حذف می‌کنند، بصورتی که مولکول غیر قطبی فاقد دوقطبی دائمی می‌شود. ولی دوقطبی های مواج لحظه‌ای یک مولکول ، دوقطبی های نظیر خود را در مولکول‌های مجاور القا می‌کنند و حرکت همزمان الکترون های مولکول‌های مجاور باعث ایجاد نیروی جاذبه بین این دو قطبی های لحظه‌ای ، نیروی لاندن را تشکیل می‌دهند. نیروی لاندن بین مولکول های قطبی هم وجود دارد، اما تنها نیروی بین مولکولی موجود در مولکول های غیرقطبی است.
منشأ ایجاد این نیروها ، حرکت الکترون ها می‌باشد. الکترونها در مولکول های غیرقطبی مانند H2 بطور متوسط به هر اندازه که به یک هسته نزدیک باشند، به همان اندازه به هسته دیگر نزدیکند. اما در یک لحظه ابر الکترونی می‌تواند در یک انتهای مولکول متمرکز شود و در لحظه بعد این ابر الکترونی در انتهای دیگر مولکول باشد.
چگالی لحظه‌ای الکترون ها در یک طرف مولکول و قسمت دیگر آن یک دوقطبی موقت در مولکول H2 بوجود می‌آورد. این موضوع به نوبه خود یک دوقطبی مشابه در مولکول مجاور القا می‌کند. این دوقطبی‌های موقت که هر دو در یک مسیر جهت‌یابی شده‌اند، نیروی جاذبه‌ای میان مولکول ها ایجاد می‌کنند که به نیروی پراکندگی یا لاندن معروف است.

عوامل موثر در ایجاد نیروهای لاندن

قدرت نیروهای لاندن به این بستگی دارد که وقتی یک دوقطبی موقت در مجاورت یک مولکول برقرار می‌شود، با چه سهولتی می‌تواند توزیع الکترونی آن مولکول را قطبیده کند. سهولت قطبی شدن در درجه اول به اندازه مولکول بستگی دارد. دوقطبی شدن مولکول های بزرگ که الکترون ها دورتر از هسته می‌باشند، آسان تر از مولکولهای کوچک که الکترون ها به هسته نزدیک هستند صورت می‌گیرد. با افزایش اندازه مولکول و وزن مولکول بر قدرت نیروهای لاندن افزوده می‌شود.
البته نیروهای لاندن بیشتر به اندازه و شکل مولکول بستگی دارند تا به جرم آن. از میان دو مولکولی که دارای وزن مولکولی یکسان ولی شکل و اندازه مختلفی هستند، الکترون های مولکول کوچکتر و فشرده ‌تر آزادی کمتری دارند و دوقطبی لحظه‌ای براحتی در مولکول ایجاد نمی‌شود. بنابراین نیروی بین مولکولی آنها ضعیف‌تر از نیروی بین مولکولی مولکول بزرگتر می‌باشد که الکترونهایش آزادی عمل بیشتری دارند.
بنابراین نیروهای لاندن در مولکولهای فشرده و متقارن ، ضعیف تر از مولکول های با اتم های سبک ، طویل و استوانه‌ای شکل (سطح زیاد مولکول) می‌باشد و به همان علت نقاط ذوب و جوش این ترکیبات فشرده کمتر از مولکولهای بزرگ می‌باشد، هرچند که جرم مولکولی یکسانی داشته باشند.

نيروي واندروالسي به چه عواملي بستگي دارد؟

1- هر چه جرم مولكولي بيشتر باشد نيروي واندروالس بين مولكولها بيشتر است. و هر چه نيروي واندوالسي بيشتر باشد يعني مولكولها سفت تر هم را چسبيده اند پس نقطه ي جوش و ذوب بالاتر است.

 2- هر چه تعداد اتمها در ساختار يك مولكول بيشتر باشد نيروي واندروالس بين دو مولكول بيشتر است و بنابر اين نقطه ي ذوب و جوش بالاتر است. مثلا S8 نيروي واندروالس بيش از P4 دارد.

پیوند هیدروژنی

هرگاه هیدروژن به اتمی با الکترونگاتیوی زیاد مثل فلوئور ، اکسیژن یا نیتروژن متصل گردد، شرایطی برای بوجود آمدن نوع بسیاری مهمی جاذبه بین مولکولی مثبت ـ منفی که آن را پیوند هیدروژنی می‌گویند حاصل می‌شود. به عبارت دیگر ، اتم هیدروژن یک مولکول و زوج الکترون غیر مشترک مولکول دیگر متقابلا همدیگر را جذب می‌کنند و پیوندی تشکیل می‌شود که به پیوند هیدروژنی ، Hydrogen Bond مرسوم است.

نحوه تشکیل پیوند هیدروژنی
پیوند هیدروژنی بر اثر جاذبه اتم هیدروژن اندک مثبت موجود در یک مولکول و اتم بسیار الکترونگاتیو موجود در مولکول دیگر (یا در محل دیگر همان مولکول اگر مولکول به قدر کافی بزرگ باشد که بتواند روی خود خم شود) تولید می‌گردد. جا به جا شدن یک جفت الکترون به سمت عنصر بسیار الکترونگاتیو نیتروژن ، اکسیژن یا فلوئور موجب می‌شود که این اتمها دارای بار منفی جزئی شوند.
در این صورت پیوند هیدروژنی پلی است میان دو اتم شدیدا الکترونگاتیو با یک اتم هیدروژن که از طرفی بطور کووالانسی با یکی از اتمهای الکترونگاتیو و از طرف دیگر بطور الکترواستاتیکی (جاذبه مثبت به منفی) با اتم الکترونگاتیو دیگر پیوند یافته است. استحکام پیوند هیدروژنی یک‌دهم تا یک‌پنجاهم قدرت یک پیوند کوالانسی متوسط است.
شرایط تشکیل پیوند هیدروژنی
الف- بالا بودن الکترونگاتیوی اتمهای متصل به هیدروژن: برهمین اساس است که فلوئور (الکترونگاتیوترین عنصر) ، قویترین پیوند هیدروژنی و اکسیژن (الکترونگاتیوتر از نیتروژن) ، پیوند هیدروژنی قویتری درمقایسه با نیتروژن تشکیل می‌دهد. همچنین بار مثبت زیاد بر روی اتم هیدروژن ، زوج الکترون مولکول دیگر را بشدت جذب می‌کند و کوچک بودن اندازه اتم هیدروژن سبب می‌شود که ملکول دوم بتواند به آن نزدیک شود.
ب- کوچک بودن اتمهای متصل به هیدروژن : پیوند هیدروژنی واقعا مؤثر فقط در ترکیبات فلوئور ، اکسیژن و نیتروژن تشکیل می‌شود. با وجود اینکه دو اتم نیتروژن و کلر ، الکترونگاتیوی برابر دارند، چون اتم کلر از اتم نیتروژن بزرگتر است بر خلاف نیتروژن ، کلر پیوند هیدروژنی ضعیفی تشکیل می‌دهد.

پیوند هیدروژنی نوعی نیروی بین مولکولی می‌باشد که در آن ، بین اتم هیدروژن از یک مولکول با اتمهای الکترونگاتیو F و O و N از مولکول دیگر جاذبه‌ای بوجود می‌آید که به پیوند هیدروژنی معروف است. پیوند هیدروژنی فقط بین ترکیبات دارای H و O و N و  F وجود دارد، یعنی در این ترکیبات ، هیدروژن بعنوان پلی بین دو اتم الکترونگاتیو عمل می‌کند. انرژی لازم برای شکستن یک مول پیوند هیدروژنی از حدود 1 تا 10 کیلوکالری متغیر است. پيوند هيدروژني با علامت نقطه‌چين (…) نشان داده مي‌شود.  نيروي جاذبه در پيوند هيدروژني از نوع الكترواستاتيك است.        
اگرچه پیوندهای هیدروژنی ضعیف تر از پیوندهای کووالانسی می‌باشد، اما در میان نیروهای بین مولکولی قویترین آنها بشمار می‌رود.    پیوندهای هیدروژنی نقش موثری در ساختار مواد مهم  بیولوژیکی شامل  پیوندهای   N - H و O - H و تعیین خواص آنها دارد. شکل هندسی پروتئین ها و نوکلئیک اسیدها که مولکول‌های آلی دارای زنجیر بلند هستند با پیوند هیدروژنی میان گروههای N - H یک زنجیر و گروه C = O زنجیر مجاور تثبیت می‌شود.

 

پیوند هیدروژنی در مولكول آب

درهر مولكول آب يك  اتم اكسيژن دو الكترون جفت نشده لايه ظرفيت خودرا با الكترون لايه ظرفيت دو اتم هيدروژن به اشتراك مي گذارد . اين اتم ها توسط پيوند كووالانس به هم متصل مي شوند . فرمول شيميايي مولكول آب O2H است . اتم هاي هيدروژن داراي بار مثبت  دردو طرف اكسيژن با زاويه اي نزديك به 105 درجه قرارگرفته اند. و در دو طرف ديگر دوجفت الكترون هاي نا پيوندي اكسيژن قرار دارند.  اين وضعيت  حالتي قطبي به مولكول مي دهد .به علت قطبي بودن ، مولكول ها مي توانند مولكول هاي ديگر رابه سوي خود جذب نمايند. هرمولكول آب حداكثر به چهار مولكول آب ديگر توسط پيوند هيدورژني  متصل مي شود .

 پيوند هيدروژني  نيروي ضعيفي بين اتم H و اتم الكترونگاتيو مانند N ,O ,F ازمولكول ديگر مي باشد.دراين تركيب ها اتم الگترونگاتيو جاذبه شديدي بر الكترون هاي پيوندي اعمال مي كند درنتيجه هيدروژن متصل به آن ها بارجزيي مثبت ( + δ)واتم الكترونگاتيو بار جزيي منفي (- δ )  قابل ملاحظه ايي كسب مي نمايد . كاهش ابر الكتروني روي اتم هيدروژن سبب مي شود كه اين اتم تمايل زيادي به جذب الكترون داشته باشد .ازطرفي افزايش تراكم ابر الكتروني روي عنصر الكترونگاتيو  و وجود جفت الكترون هاي ناپيوندي روي آن سبب مي شود كه اين اتم تمايل به دادن الكترون ناپيوندي خود داشته باشد .

ازاين رو هنگامي كه اين مولكول ها در كنار يكديگر قرار مي گيرند اتم هيدروژن يك مولكول جفت الكترون ناپيوندي مولكول ديگر را به سوي خود مي كشد .جاذبه ايي به وجود مي آيد .( انتقال الكترون ويا اشتراك الكترون صورت نمي گيرد.)كه به آن نيروي هيدروژني مي گويند.تركيب هايي كه بين مولكول هاي آن نيروي هيدروژني وجود دارد٬ نسبت به تركيب هاي مشابه خود خواص غير عادي نشان مي دهند.

مولكول هاي آب درحالت مايع درحال حركت نامنظم هستند . به اين ترتيب كه مرتبا پيوند هاي هيدروژني بين آن ها درحال تغيير وتبديل مي باشد. تعداد پيوند هاي هيدروژني هر مولكول آب به دما بستگي دارد . انرژي جنبشي مولكول ها با افزايش دما افزايش مي يابد .هرچه دما بيشتر شود ٬ ازتعداد پيوند هاي هيدروژني نيز كاسته مي شود. فقط درحالت جامد( يخ) كه انرژي جنبشي مولكول ها به حداقل خود مي رسد بين مولكولها ي آب چهار پيوند هيدروژني  وجود دارد. ومولكول ها درشبكه كريستالي ثابتي  و به شكل  تتراهدرال قرارمي گيرند .

تشكيل پيوند هيدروژني بين مولكول هاي آب به اين مولكول خواص ويژه ايي مي بخشد كه آن را ازمولكول هاي مشابه  متمايز مي كند.

ويژگي هاي آب

1- آب ظرفيت گرمايي بالايي دارد. به عبارتي ديگر مي‌تواند گرماي زيادي را جذب كند يا از دست بدهد بدون اينكه درجه حرارت تغيير كند. هرچه نيروي بين مولكول هاي جسمي قويتر باشد جنب وجوش مولكول ها كمتر بوده وبراي افزايش دما به گرما ي بيشتري نياز دارد.
«
ظرفيت گرمايي» يک جسم ، گرماي مورد نياز براي افزايش دماي آن به اندازه يک درجه سلسيوس است.  

2- آب گرماي نهان بالايي دارد. گرماي نهان، انرژيي است كه مقدار معيني  ( يك گرم ويا يك مول ) از جسم مي گيرد . و بدون تغيير دما از حالتي به حالت ديگرتبديل  مي شود .

3-آب در حالت جامد كم چگالتر از مايع مي‌باشد، به علت تشكيل حفره هاي توخالي در شبكه كريستالي يخ ، حجم درحالت جامد افزايش مي يابد . به همين علت يخ سبكتر از آب درحالت مايع است .

4-  آب يك حلال مناسب نه تنها براي تركيب هاي قطبي  و يوني مي باشد. بلكه بعضي مواد را به كمك پيوند هيدروژني درخود حل مي نمايد .همچنين  گازهايي نظير اكسيژن و دي اكسيد كربن نيزدرحفره هاي به وجودآمده درنتيجه پيوند هيدروژني به دام مي اندازد. ودرنتيجه اثر القايي درخود نگه مي دارد .يكي از عللي  كه در دماهاي پايين تر ميزان انحلال گاز ها در آب افزايش مي يابد.، همين علت است.

5- آب داراي كشش سطحي است. نیروی هیدروژنی بین مولکول های آب درسطح مایع مانند یک پوسته نازک عمل می نمایند به طوری که این اجازه را به آب می دهند که بتواند اجسام نازک مانند یک تیغ ریش تراشی ویاگرد موادی نظیر کربن ویا یک پشه را علیرغم جرم حجمی بیشتر درسطح خودنگه دارند.

شواهد نشان می دهد . که  بابیش از یک مولکول آب می تواند پیوند هیدروژنی برقرار نموده و یون های  +2O5 H   و  +3O7 H   و +4 O9H  را  تشکیل دهد.

                                   
پیوند هیدروژنی نه تنها بین مولکولهای یک نوع ماده ، بلکه بین مولکولهای دو ماده متفاوت که توانایی تشکیل پیوند هیدروژنی را دارند نیز برقرار می‌شود.

توجیه خواص غیرعادی برخی از مواد

وجود خواص غیرعادی برخی از مواد در حالت جامد یا مایع از جمله بالا بودن دماهای ذوب و جوش ، نشان می‌دهد که نیروهای جاذبه بین مولکولی در آنها به اندازه‌ای زیاد است که نمی‌توان آن را به تأثیرهای متقابل ضعیف بین مولکولی نسبت داد. آشناترین این نوع مواد ، فلوئورید هیدروژن ، آب و آمونیاک است که بسیاری از خواص آنها از جمله دماهای جوش و ذوب آنها از دماهای جوش و ذوب ترکیبهای مشابه خود ، برای مثال PH3,H2S,HCL بطور غیرمنتظره‌ای بالاتر است.

شاید تصور شود که علت این وضعیت غیر عادی ، قطبیت به نسبت زیاد این مولکولهاست. البته تا اندازه‌ای همین طور است. اما بررسی دقیق این پدیده غیر عادی نشان می‌دهد که باید نیروی جاذبه قویتر از نیروهای جاذبه دوقطبی _ دوقطبی بین مولکولهای آنها برقرار باشد.
اگر به ساختار الکترونی مولکولهای NH3 ,H2O ,HF توجه شود، می‌توان به موردهای مشترک بین آنها پی برد. این وجه اشتراک ، وجود دست کم یک پیوند کوالانسی با اتم هیدروژن و یک اوربیتال هیبریدی ناپیوندی دو الکترونی اتم مرکزی بسیار الکترونگاتیو در هر یک از آنهاست.
اتمهای N,O,F الکترونگاتیوی بالایی دارند با هیدروژن پیوند کوالانسی به شدت قطبی بوجود می‌آورند، بطوری که هیدروژن به میزان قابل توجهی خصلت یک پروتون را پیدا می‌کند. جفت الکترون ناپیوندی و قابل واگذاری روی اتم الکترونگاتیو H ، این امکان را پدید می‌آورد که اتم هیدروژن در نقش پل ، اتم‌های الکترونگاتیو دو مولکول را به یکدیگر متصل کند و نیروی جاذبه‌ بین مولکولی بوجود می‌آید که به پیوند هیدروژنی مرسوم است.
خواص ترکیبات دارای پیوند کووالانسی

ترکیباتی که مولکولهای آنها از طریق پیوند هیدروژنی به همدیگر پیوسته‌اند، علاوه بر دارا بودن نقاط جوش بالا ، بطور غیرعادی در دمای بالا ذوب می‌شوند و آنتالپی تبخیر ، آنتالپی ذوب و گرانروی آنها زیاد است.
کاربردهای پیوند هیدروژنی

پیوندهای هیدروژنی در بسیاری از مواد یافت می‌شوند. پدیده‌هایی از قبیل چسبناک شدن آب‌نبات سفت ، دیرتر خشک شدن الیاف پنبه‌ای از الیاف نایلونی‌ ، نرم شدن پوست با نایلون ، ناهنجارهای ظاهری در ماهیت آب ، همگی ناشی از همین پیوندهای هیدروژنی است.

پیوند هیدروژنی در تعیین ساختار و خواص مولکولهای سیستم‌های زنده نقش اساسی دارد. اجزای مارپیچ آلفا در ساختار پروتئین‌ها و اجزای مارپیچ دوگانه در ساختار DNA توسط پیوند هیدروژنی بهم می‌پیوندند. تشکیل و گسسته شدن پیوندهای هیدروژنی در تقسیم یافتن و سنتز پروتئین‌ها توسط آن دارای اهمیت اساسی 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.

 

انواع جامد ها 

1- جامد مولكولي

جامدات مولکولی زیر گروه جامدات بلورین می‌باشند. شبکه بلور این جامدات از مولکول تشکیل شده است. تمام مواد گازی شکل در دمای اتاق و تمام مایعات ماهیت مولکولی دارند. در صورت بالا بودن وزن مولکولی ممکن است ماده در دمای معمولی به صورت مولکولی باشد (مانند نفتالن( ، این دسته از جامدات فراریت بیشتری دارند و نقاط ذوب و جوش آنها پائین است. گونه‌های مولکولی معمولا چه در حالت مایع و یا در محلول نارسانا یا رساناهای ضعیف جریان الکتریسیته هستند.

(جامدي كه نيروي بين مولكوليش واندروالس است. اين نيرو ضعيف است بنابراين اجسامي كه جامد مولكوليند اجسامي نرم و شل هستند و در بيشتر موارد گاز هستند و نقطه ي جوششان در كل پايين است. مثلا مولكول نيتروژن جزو جامدهاي مولكوليست.)

خواص و ساختمان جامدات مولکولی

نیروهای بین مولکولی که مولکولها را در شبکه بلور کنار هم نگه می‌دارند در مولکول های قطبی نیروهای پراکندگی و دو قطبی - دوقطبی و در مولکولهای غیرقطبی فقط نیروهای پراکند گی)نیروی لاندن(  هستند. بدیهی است که این نیروها چندان قوی نیستند و پایین بودن نقاط ذوب و جوش و همچنین نرم بودن جامدات مولکولی ناشی از ضعیف بودن این نیروها می‌باشد.

نیروهای لاندن مولکولهای غیرقطبی را در شبکه بلورین کنار هم نگه می‌دارد. این نیروها در مولکولهای قطبی توسط نیروهای دوقطبی - دوقطبی تقویت می‌شوند. نقاط ذوب و جوش ترکیبات قطبی معمولا ، اندکی از نقاط ذوب و جوش ترکیبات غیرقطبی با اندازه و شکل مشابه بالاتر است.

البته استثناهایی هم در این رابطه وجود دارد. به عنوان مثال برای برخی از ترکیبات نیروهای لاندن قویتر از نیروهای دوقطبی - دوقطبی می‌باشد. به عنوان مثال HCL که به مراتب قطبی‌تر از HI است و نیروهای دوقطبی - دوقطبی آن قویتر از نیروهای دوقطبی - دوقطبی HI می‌باشد. اما نقطه جوش آن پائین‌تر از HI است، زیرا نیروهای لاندن در بین مولکولهای HI قویتر است تا بین مولکولهای HCL.

بطور کلی مواد کووالانسی مایع رسانای الکتریسیته نیستند. جامدات مولکولی از مولکولهای قطبی یا غیر قطبی تشکیل شده است. مولکولهای غیر قطبی دارای بار الکتریکی نیستند تا بر میدان الکتریکی تاثیر متقابل داشته باشند.
2- جامد كووالانسي

جامد كووالانسي (جامدي كه مولكول مشخص ندارند و بصورت اتم-اتم-اتم  هستند. نيروي بين اتمها هم كووالانسي است كه نيروي بسيار قويست. مواد كووالانسي بسيار سفت و دماي جوش آنها بسيار بالاست. مثلا الماس جامد كووالانسي است. رابطه ي جالبي اينجا وجود دارد: هر چه ععد اتمي بيشتر باشد پيوند كووالانسي ضعيف تر است و دماي جوش و ذوب كمتر است. اين به اين دليل است كه هرچه عدد اتمي بيشتر باشد شعاع اتمي بيشتر است و بنابراين پيوند كووالانس بين اتمها ضعيفتر است. پس دماي جوش كربن از ژرمانيم بيشتر است) 

3- جامد يوني

جامد يوني (وقتي كه دو يون مثبت و منفي به هم بچسبند. كليه ي نمكها و بازها از اين نوع جامدات هستند. در حالت جامد رساناي برق نيستند ولي در حالت مذاب و محلول هستند).

 4- جامد فلزي

 جامد فلزي (وقتي كه يون مولكولهاي مثبت يعني مولكول منهاي الكترون هاي لايه ي آخر، در درياي الكتروني غوطه ور باشند و بواسطه ي آن الكترون ها، مولكوها به هم پيوند داشته باشند. اين جامدها برق را از خود عبور مي دهند. مثل آهن.

 عناصر واسطه در جدول تناوبي علاوه بر پيوند فلزي، پيوند كووالانسي هم دارند. بنابراين نقطه ي ذوب و جوش فلزات واسطه از فلرات معمولي بالاتر است.)

 

به ترتيب قدرت مي توان اين نوع پيوندها (جامدات) را از راست به چپ (از قوي به ضعيف) نوشت:

جامد كووالانسي <  عناصر واسطه <  جامد يوني<  جامد فلزي  < پيوند هيدروژني  (جامدهاي آلي)  < جامدهاي قطبي < جامدهاي مولكولي سنگين < جامدهاي مولكولي سبك

 

(توضيح: مولكول قطبي مولكوليست كه پخش بار تقارن نداشته باشد و مولكول غير قطبي مولكوليست كه مركز بارهاي + و - اش روي هم منطبق باشد مثل F2. پيوند مولكول هاي قطبي بصورت قطبيست يعني يا جفت الكترون آزاد دارند و يا اينكه اتمهاي اطراف ِ اتم مركزي مولكول يكسان نيستند. مثل CH3Cl.

 

مثال

قطبيت

هيبريد

شكل هندسي

مولكول

BeF2,CO2,C2H2

غيرقطبي

SP

خطي

XA2

O3,NO2,SO2

قطبي

SP2

خميده (زاويه دار)

XA2:

BF3,SO3,NO3-

غيرقطبي

SP2

مثلثي مسطح

XA3

NH3,CH3-,H3+O

قطبي

SP3

هرمي

XA3:

CCl4,NH+4,BH4

غيرقطبي

SP3

چهار وجهي منتظم

XA4

H2O,H2S,Cl2O

قطبي

SP3

خميده (زاويه دار)

XA2 : :

CH2Cl2,CH3Br

قطبي

SP3

چهار وجهي غير منتظم

:XA4

 

پنجشنبه نهم فروردین 1386 |

 

اسلایدر