ظرفیت، توزیع بار، الکترونگاتیوی و پیوندهای قطبی کوالانسی
ظرفیت
تعداد الکترون های لایه ی ظرفیت که هر اتم باید بگیرد یا از دست بدهد تا به ظرفیت هشت تایی برسد، ظرفیت آن اتم نامیده می شود. در ترکیبات کوالانسی، تعداد پیوندهایی که به طور مشخص توسط یک اتم خاص تشکیل می شوند، مساوی با ظرفیت آن اتم است. در جدول زیر، رایج ترین ظرفیتی که برخی عناصر در پیوندها از خود نشان می دهند، آمده است؛ بسیاری از عناصر مثل کلر، برم و ید چندین حالت ظرفیتی در ترکیبات معدنی مختلف از خود نشان می دهند.
توزیع بار
اگر جفت های الکترونی در پیوند کوالانسی به اتم مقابل بخشیده شده اند و کاملاً به طور یکسان به اشتراک گذاشته شده اند، بارهای محلی در مولکول به صورت ثابت نخواهند بود. اگرچه این واقعیت راجع به عناصر دو اتمی مانند H2، N2 و O2 است، اما بیشتر ترکیبات کوالانسی، درجه ی اندکی از جداشدگی بار محلی را نشان می دهند که منجر به پیوند و/یا دوقطبی های مولکولی می-شود. یک دو قطبی، زمانی وجود دارد که مراکز توزیع بارهای مثبت و منفی برهم منطبق نباشند.
بارهای قراردادی
معمولاً زمانی که یک جفت الکترون اشتراکی به صورت یک طرفه به اتم مقابل بخشیده می شود، یک جداشدگی بزرگ بار محلی به وجود می آید. در سه فرمول مولکولی زیر، این وضعیت را به طور کامل نشان می دهند:
در فرمول اوزون، اتم اکسیژن مرکزی، سه پیوند و یک بار کامل مثبت دارد، در حالی که اکسیژن سمت راست آن تنها یک پیوند دارد و به طور منفی باردار شده است. بنابراین بار کل مولکول اوزون صفر است. به طور مشابه، نیترومتان یک نیتروژن با بار مثبت و یک اکسیژن با بار منفی دارد؛ پس بار کل این مولکول هم صفر است. نهایتاً در فرمول مولکولی آنیون آزید(ماده ی اولیه بسیار حساس چاشنی مواد منفجره) دو نیتروژن با بار منفی و یک نیتروژن با بار مثبت دارد؛ بنابراین بار کلی این ماده، منفی یک است.
به طور کلی، برای اتم هایی که پیوند کوالانسی دارند و آرایش الکترونی هشت تایی در لایه ی ظرفیت خود دارند، اگر تعداد پیوندهای کوالانسی یک اتم، بزرگ تر از ظرفیت عادی آن است، یک بار مثبت برای آن در نظر می گیریم و اگر تعداد پیوندهای کوالانسی اتمی از ظرفیت عادی آن اتم کم تر است، یک بار منفی برای آن در مولکول در نظر می گیریم. بار قراردادی روی یک اتم از فرمول زیر هم محاسبه می شود:
الکترونگاتیوی و پیوندهای قطبی کوالانسی
اتم های مختلف جدول تناوبی به دلیل تفاوت بارهای هسته هایشان و در نتیجه اثر پوششی و حفاظتی لایه های داخلی تر، میل ترکیبی متفاوتی نسبت به الکترون های همسایه دارند. توانایی یک عنصر برای جذب یا نگه داشتن الکترون ها، الکترونگاتیوی نامیده می شود.
یک مقیاس عددی بزرگ مقادیر الکترونگاتیوی توسط لینوس پولینگ پیشنهاد شده است و برخی از این مقادیر در جدول زیر دیده می شود.
عدد بزرگ تر در این مقیاس، دلالت بر کشش بیش تر نسبت به الکترون ها دارد. فلوئور، بزرگ ترین الکترونگاتیوی را در بین تمام عناصر دارد و عناصر قلیایی سنگین تر مانند پتاسیم، روبیدیوم و سزیم کم ترین الکترونگاتیوی را دارند. باید این نکته نیز یادآوری شود که کربن تقریباً در اواسط محدوده ی الکترونگاتیوی قرار دارد و فقط اندکی از هیدروژن الکترونگاتیوتر است.
زمانی که دو اتم متفاوت به صورت کوالانسی پیوند می خورند، الکترون های اشتراکی به اتم الکترونگاتیوتر جذب می شوند؛ در نتیجه یک جا به جایی چگالی الکترون به سمت اتم الکترونگاتیو تر در پیوند وجود خواهد داشت. چنین پیوند کوالانسی، قطبی است و یک دوقطبی نیز تشکیل خواهد داد( یک انتهای این پیوند، بار مثبت و انتهای دیگر آن، بار منفی دارد). درجه ی قطبی شدن و بزرگی آن متناسب با تفاوت الکترونگاتیوی اتم های پیوند خورده خواهد بود.
بنابراین یک پیوند O - H قطبی تر از پیوند C- H است و هیدروژن در پیوند O- H مثبت تر از هیدروژن پیوند C- H است. به همین صورت، پیوندهای C-Cl و C-Li هر دو قطبی-اند اما انتهای کربنی پیوند در C-Cl مثبت است و در C-Li منفی. خاصیت دوقطبی بودن این پیوندها اغلب با یک نمادگذاری بار جزئی ( ?+/-) یا با یک فلش که به انتهای منفی پیوند اشاره دارد، مشخص می شود.
اگرچه تفاوت الکترونگاتیوی کوچکی بین کربن و هیدروژن وجود دارد ولی پیوند C- H به طور ضعیفی قطبی است، بنابراین هیدروکربن ها در حالت کلی، غیرقطبی محسوب می شوند.
مرکز یادگیری سایت تبیان - تهیه: خدیجه آلچالانلو
تنظیم: مریم فروزان کیا
