2: پیوندهای کووالانسی قطبی؛ اسیدها و بازها
- Page ID
- 215622
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)
\( \newcommand{\dsum}{\displaystyle\sum\limits} \)
\( \newcommand{\dint}{\displaystyle\int\limits} \)
\( \newcommand{\dlim}{\displaystyle\lim\limits} \)
\( \newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\)
\( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\)
\( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\)
\( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
\( \newcommand{\id}{\mathrm{id}}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)
\( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\)
\( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\)
\( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\)
\( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\)
\( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\)
\( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\)
\( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\)
\( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\)
\( \newcommand{\vectorA}[1]{\vec{#1}} % arrow\)
\( \newcommand{\vectorAt}[1]{\vec{\text{#1}}} % arrow\)
\( \newcommand{\vectorB}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\( \newcommand{\vectorC}[1]{\textbf{#1}} \)
\( \newcommand{\vectorD}[1]{\overrightarrow{#1}} \)
\( \newcommand{\vectorDt}[1]{\overrightarrow{\text{#1}}} \)
\( \newcommand{\vectE}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash{\mathbf {#1}}}} \)
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \)
\(\newcommand{\longvect}{\overrightarrow}\)
\( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)
\(\newcommand{\avec}{\mathbf a}\) \(\newcommand{\bvec}{\mathbf b}\) \(\newcommand{\cvec}{\mathbf c}\) \(\newcommand{\dvec}{\mathbf d}\) \(\newcommand{\dtil}{\widetilde{\mathbf d}}\) \(\newcommand{\evec}{\mathbf e}\) \(\newcommand{\fvec}{\mathbf f}\) \(\newcommand{\nvec}{\mathbf n}\) \(\newcommand{\pvec}{\mathbf p}\) \(\newcommand{\qvec}{\mathbf q}\) \(\newcommand{\svec}{\mathbf s}\) \(\newcommand{\tvec}{\mathbf t}\) \(\newcommand{\uvec}{\mathbf u}\) \(\newcommand{\vvec}{\mathbf v}\) \(\newcommand{\wvec}{\mathbf w}\) \(\newcommand{\xvec}{\mathbf x}\) \(\newcommand{\yvec}{\mathbf y}\) \(\newcommand{\zvec}{\mathbf z}\) \(\newcommand{\rvec}{\mathbf r}\) \(\newcommand{\mvec}{\mathbf m}\) \(\newcommand{\zerovec}{\mathbf 0}\) \(\newcommand{\onevec}{\mathbf 1}\) \(\newcommand{\real}{\mathbb R}\) \(\newcommand{\twovec}[2]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\ctwovec}[2]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\threevec}[3]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cthreevec}[3]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\fourvec}[4]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cfourvec}[4]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\fivevec}[5]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\cfivevec}[5]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\mattwo}[4]{\left[\begin{array}{rr}#1 \amp #2 \\ #3 \amp #4 \\ \end{array}\right]}\) \(\newcommand{\laspan}[1]{\text{Span}\{#1\}}\) \(\newcommand{\bcal}{\cal B}\) \(\newcommand{\ccal}{\cal C}\) \(\newcommand{\scal}{\cal S}\) \(\newcommand{\wcal}{\cal W}\) \(\newcommand{\ecal}{\cal E}\) \(\newcommand{\coords}[2]{\left\{#1\right\}_{#2}}\) \(\newcommand{\gray}[1]{\color{gray}{#1}}\) \(\newcommand{\lgray}[1]{\color{lightgray}{#1}}\) \(\newcommand{\rank}{\operatorname{rank}}\) \(\newcommand{\row}{\text{Row}}\) \(\newcommand{\col}{\text{Col}}\) \(\renewcommand{\row}{\text{Row}}\) \(\newcommand{\nul}{\text{Nul}}\) \(\newcommand{\var}{\text{Var}}\) \(\newcommand{\corr}{\text{corr}}\) \(\newcommand{\len}[1]{\left|#1\right|}\) \(\newcommand{\bbar}{\overline{\bvec}}\) \(\newcommand{\bhat}{\widehat{\bvec}}\) \(\newcommand{\bperp}{\bvec^\perp}\) \(\newcommand{\xhat}{\widehat{\xvec}}\) \(\newcommand{\vhat}{\widehat{\vvec}}\) \(\newcommand{\uhat}{\widehat{\uvec}}\) \(\newcommand{\what}{\widehat{\wvec}}\) \(\newcommand{\Sighat}{\widehat{\Sigma}}\) \(\newcommand{\lt}{<}\) \(\newcommand{\gt}{>}\) \(\newcommand{\amp}{&}\) \(\definecolor{fillinmathshade}{gray}{0.9}\)این فصل مروری بر مواد پیشرفته تر پوشش داده شده در یک دوره استاندارد شیمی مقدماتی را از طریق بحث در مورد موضوعات زیر ارائه می دهد:
- استفاده از الکترونگاتیوی برای تعیین قطبیت پیوند و استفاده از این دانش برای تعیین اینکه آیا یک مولکول معین دارای گشتاور دوقطبی است یا خیر.
- طراحی و تفسیر ساختارهای شیمیایی آلی.
- مفهوم و تعیین شارژ رسمی.
- رزونانس و رسم اشکال رزونانس
- تعاریف Brønsted-Lowry و لوئیس از اسیدها و بازها، ثابت اسیدیته و واکنش های اسید و باز.
- نیروهای بین مولکولی
- 2.1: چرا این فصل؟
- درک شیمی آلی به معنای دانستن نه تنها آنچه اتفاق می افتد، بلکه همچنین به این معنی است که چرا و چگونه در سطح مولکولی اتفاق می افتد. در این فصل، ما به برخی از راه هایی که شیمیدانان توصیف و واکنش شیمیایی را توضیح می دهند، نگاه می کنیم، در نتیجه پایه ای برای درک واکنش های خاص مورد بحث در فصل های بعدی ارائه می دهیم. موضوعاتی مانند قطبیت پیوند، رفتار اسید و باز مولکول ها و پیوند هیدروژنی بخش مهمی از این پایه است.
- 2.2: پیوندهای کووالانسی قطبی - الکترونگاتیوی
- از آنجا که تمایل یک عنصر برای به دست آوردن یا از دست دادن الکترون در تعیین شیمی آن بسیار مهم است، روش های مختلفی برای توصیف کمی این تمایل توسعه یافته است. مهمترین روش از اندازه گیری به نام الکترونگاتیوی استفاده می کند که به عنوان توانایی نسبی یک اتم برای جذب الکترون به خود در یک ترکیب شیمیایی تعریف می شود.
- 2.3: پیوندهای کووالانسی قطبی - گشتاورهای دوقطبی
- از نظر ریاضی، گشتاورهای دوقطبی بردار هستند. آنها هم قدر و هم جهت دارند. بنابراین گشتاور دوقطبی یک مولکول مجموع برداری گشتاورهای دوقطبی پیوندهای منفرد در مولکول است. اگر گشتاورهای دوقطبی پیوند منفرد یکدیگر را لغو کنند، هیچ ممان دوقطبی خالصی وجود ندارد.
- 2.4: اتهامات رسمی
- بار رسمی باری است که به یک اتم در یک مولکول اختصاص داده می شود، با این فرض که الکترون ها در تمام پیوندهای شیمیایی به طور مساوی بین اتم ها به اشتراک گذاشته می شوند، صرف نظر از الکترونگاتیوی نسبی.
- 2.5: رزونانس
- ساختارهای رزونانس مجموعه ای از دو یا چند ساختار لوئیس هستند که در مجموع پیوند الکترونی یک گونه تک اتمی شامل پیوندهای کسری و بارهای کسری را توصیف می کنند. ساختار رزونانس قادر به توصیف الکترونهای ناجایگزیده است که نمیتوان آنها را با یک فرمول واحد لوئیس با تعداد صحیح پیوندهای کووالانسی بیان کرد.
- 2.6: قوانین فرم های رزونانس
- ساختارهای رزونانس فوق نشان می دهد که الکترون ها در داخل مولکول تغییر مکان می دهند و از طریق این فرآیند مولکول ثبات بیشتری به دست می آورد. ازن با هر دو بار رسمی مخالف خود یک مولکول خنثی ایجاد می کند و از طریق رزونانس یک مولکول پایدار است. الکترون اضافی که بار منفی را در یک اکسیژن انتهایی ایجاد می کند، می تواند توسط رزونانس از طریق اکسیژن انتهایی دیگر تغییر مکان دهد.
- 2.7: طراحی فرم های رزونانس
- ساختارهای رزونانس زمانی استفاده می شود که یک ساختار لوئیس برای یک مولکول واحد نمی تواند پیوند بین اتم های همسایه را نسبت به داده های تجربی برای طول پیوند واقعی بین آن اتم ها به طور کامل توصیف کند. مجموع خالص ساختارهای رزونانس معتبر به عنوان یک هیبرید رزونانس تعریف می شود که نشان دهنده تغییر مکان کلی الکترون ها در داخل مولکول است. مولکولی که چندین ساختار رزونانس دارد پایدارتر از مولکولی است که کمتر است.
- 2.8: اسیدها و بازها - تعریف Brønsted-Lowry
- در سال 1923، شیمیدانان یوهانس برونستد و مارتین لوری به طور مستقل تعاریف اسیدها و بازها را بر اساس توانایی ترکیبات برای اهدا یا پذیرش پروتون (یون های H+) توسعه دادند. در اینجا، اسیدها به این صورت تعریف می شوند که می توانند پروتون ها را به شکل یون های هیدروژن اهدا کنند. در حالی که بازها به عنوان توانایی پذیرش پروتون تعریف می شوند. این تعریف Arrhenius را یک قدم جلوتر برد زیرا دیگر نیازی به حضور آب در محلول برای واکنش های اسیدی و باز نیست.
- 2.9: قدرت اسید و پایه
- اسیدیته نسبی ترکیبات مختلف یا گروه های عاملی - به عبارت دیگر، ظرفیت نسبی آنها برای اهدای پروتون به یک پایه مشترک در شرایط یکسان - توسط عددی به نام ثابت تفکیک، به اختصار Ka اندازه گیری می شود. پایه مشترک انتخاب شده برای مقایسه آب است.
- 2.10: پیش بینی واکنش های اسید و باز از مقادیر pKa
- از مقادیر pKa میتوان برای پیشبینی تعادل یک واکنش اسید-باز استفاده کرد. تعادل طرف را با اسید ضعیف تر ترجیح می دهد.
- 2.11: اسیدهای آلی و بازهای آلی
- در غیاب مقادیر pKa، قدرت نسبی یک اسید آلی را می توان بر اساس پایداری باز مزدوج که تشکیل می دهد پیش بینی کرد. اسیدی که باز مزدوج پایدارتر را تشکیل می دهد، اسید قوی تر خواهد بود. عوامل رایجی که بر پایداری پایه مزدوج تأثیر می گذارند عبارتند از: 1) اندازه و الکترونگاتیوی اتم که پروتون را از دست داده است، 2) اثرات رزونانس، 3) اثرات القایی و 4) اثرات حلال.
- 2.12: اسیدها و بازها - تعریف لوئیس
- تعریف گستردهتر توسط نظریه لوئیس اسیدها و بازها ارائه شدهاست که در آن یک اسید لوئیس یک پذیرنده جفت الکترون و یک باز لوئیس یک دهنده جفت الکترون است. این تعریف واکنشهای انتقال پروتون Brønsted-Lowry را پوشش میدهد اما شامل واکنشهایی نیز میشود که در آنها هیچ انتقال پروتونی دخیل نیست.
- 2.13: فعل و انفعالات غیر کووالانسی بین مولکول ها
- در مقابل نیروهای درون مولکولی، مانند پیوندهای کووالانسی که اتمها را در مولکولها و یونهای چند اتمی کنار هم نگه میدارد، نیروهای بین مولکولی مولکولها را در یک مایع یا جامد کنار هم نگه میدارد. نیروهای بین مولکولی عموماً بسیار ضعیفتر از پیوندهای کووالانسی هستند. رایجترین نیروهای بین مولکولی در شیمی آلی از قویترین تا ضعیفترین عبارتند از: پیوندهای هیدروژنی، برهمکنشهای دوقطبی-دوقطبی، و نیروهای پراکندگی لندن (واندروالس).
- 2.14: مواد شیمیایی - آلکالوئیدها - از کوکائین تا بی حس کننده های دندان
- درست همانطور که آمونیاک (NH3) یک باز ضعیف است، تعداد زیادی از ترکیبات آلی حاوی نیتروژن به نام آمین وجود دارد که همچنین بازهای ضعیف هستند. در روزهای اولیه شیمی آلی، آمینهای بازی حاصل از منابع طبیعی به عنوان قلیایی گیاهی شناخته میشدند، اما امروزه به آنها آلکالوئیدها گفته میشود. بیش از 20،000 آلکالوئید شناخته شده است. مطالعه آنها انگیزه زیادی برای رشد شیمی آلی در قرن نوزدهم فراهم کرد و امروز یک منطقه فعال و جذاب از تحقیقات باقی مانده است.
- 2.16: خلاصه
- خلاصه پیوندهای کووالانسی قطبی، اسیدها و بازها مفاهیم کلیدی مانند ماهیت پیوندهای کووالانسی قطبی، نقش الکترونگاتیوی و نحوه تعریف اسیدها و بازها بر اساس نظریه های برونستد-لوری و لوئیس را مورد بحث قرار می دهد. بر اهمیت درک این مفاهیم برای مطالعه واکنش ها و فعل و انفعالات شیمیایی تأکید می کند. این بخش همچنین نشان می دهد که چگونه خواص اسیدها و بازها به ساختار مولکولی آنها مربوط می شود.