انواع پیوندهای شیمیایی

[*مینا*]

ماهیت یون وقتی اتم‌ها به یون تبدیل می‌شوند، خواص آنها شدیدا تغییرمیکند. مثلا مجموعه‌ای از مولکولهای برم قرمز است. اما یونهای در رنگ بلورماده مرکب هیچ دخالتی ندارند. یک قطعه سدیم شامل اتم‌های سدیم‌ نرم است. خواص فلزی دارد و بر آب به شدت اثر می‌کند. اما یونهای در آب پایدارند.
مجموعه بزرگی از مولکولهای کلر ، گازی سمّی به‌رنگ زرد مایل به سبز است، ولی یونهای کلرید مواد مرکب رنگ ایجاد نمی‌کنند و سمّی نیستند. به همین لحاظ است که یونهای سدیم و کلر را به صورت نمک طعام می‌توان بدون ترس از واکنش شدید روی گوجه فرنگی ریخت. وقتی اتم‌ها به صورت یون در می‌آیند، ماهیت آنها آشکارا تغییر می‌کند.

خواص مواد مرکب یونی

رسانایی الکتریکی : رسانایی الکتریکی مواد مرکب یونی مذاب به این علت است که وقتی قطب‌هایی با بار مخالف در این مواد مذاب قرار گیرد و میدان الکتریکی برقرارشود، یونها آزادانه به حرکت در می‌آیند. این حرکت یونها بار یا جریان را از یک‌جا به جای دیگر منتقل می‌کنند. در جسم جامد که یونها بی‌حرکت‌اند و نمی‌توانند آزادانه حرکت کنند، جسم خاصیت رسانای الکتریکی ندارد.

سختی : سختی مواد مرکب یونی به علت پیوند محکم میان یونهای با بار مخالف است. برای پیوندهای قوی انرژی بسیاری لازم است تا یون‌ها از هم جدا شوند و امکان حرکت آزاد حالت مذاب را پیداکنند. انرژی زیاد به معنی نقطه جوش بالا است که خود از ویژگی‌های مواد مرکب یونی است.

شکنندگی : مواد مرکب یونی شکننده‌اند. زیرا که ساختار جامد آنها آرایه منظمی از یونهاست. مثلا ساختار سدیم کلرید (NaCl) را در نظر بگیرید. هرگاه یک سطح از یونها فقط به فاصله یک یون در هر جهت جابجا شود، یونهایی که بار مشابه دارند درکنار یکدیگر قرار می‌گیرند و یکدیگر را دفع می‌کنند و چون جاذبه‌ای در کار نیست بلور می‌شکند. سدیم کلرید را نمی‌توان با چکش کاری ، به ورقه‌های نازک تبدیل کرد. با چنین عملی بلور نمک خرد و از هم پاشیده می‌شود.



گروههای حاوی پیوند یونی

عناصرگروه IA (فلزات قلیایی) یعنی Li ، Na ، K ، Rb ، Cs ، هر یک به ترتیب یک الکترون بیشتر از گازهای نجیب ، (He ، Kr ، Ne ، Ar ، Xe) دارند. اگر هر یک از این فلزات از هر اتم یک الکترون از دست بدهند، جزء باقیمانده آرایش الکترونی گاز نجیب متناظر خود را پیدا می‌کند. مثلا ، Li یک الکترون والانس در آرایش حالت پایه دارد. از دست دادن یک الکترون موجب می‌شود که Li ساختار الکترونی He را پیداکند. یک اتم Li که فقط دو الکترون و سه پروتون داشته باشد، بار +۱ خواهد داشت.
یک اتم باردار مانند یا یک گروه از اتم‌های باردار ، مانند گروه سولفات را یون می‌گویند.
عناصر گروه IIA (فلزات قلیایی خاکی) هریک دو الکترون والانس دارند. پس برای اینکه mg ، ca ، sr ، ba ساختار گاز نجیب را به دست آورند اتم‌های هرعنصر باید دو الکترون از دست بدهند. از دست رفتن دو الکترون موجب می‌شود که دو پروتون در هسته خنثی نشده بماند. پس هر یون بار +۲ خواهد داشت. برای جدا شدن سومین الکترون لازم است جفت الکترونهای تراز اصلی با انرژی پایین‌تر شکسته شود. این امر انرژی زیادتری می‌خواهد. جداشدن الکترونها از فلزات و تشکیل یونهای مثبت حاصل از آنها را می‌توان به راههای مختلف ترسیم کرد.
پس جدا شدن یک الکترون از یک اتم معین جداشدن الکترونهای بعدی به ترتیب مشکلتر می‌شود. زیرا با از دست رفتن هر الکترون بار مؤثر زیادتری می‌شود و الکترونهای باقیمانده را محکمتر نگاه می‌دارد. بطور خلاصه یونهای مثبت وقتی تشکیل می‌شوند که اتم‌های فلزی یک الکترون (گروهIA) دو الکترون (گروهIIA) و یا سه الکترون (گروهIIIA) به اتم‌های غیر فلزی می‌دهند. یونهای حاصل آرایش الکترونی یکسان با یک گاز نجیب دارند.
عناصر گروه VIIA (هالوژنها) یونهای مثبت در حضور یونهای منفی پایدار می‌شوند. خنثی شدن بار ، هر دو نوع یون را پایدار می‌کند. یونهای منفی پایدار ، از اتم‌هایی که شش یا هفت الکترون والانس دارند، تولید می‌شوند. اینگونه اتم‌ها آنقدر الکترون بدست می‌آورند تا ساختار گاز نجیب را پیدا کنند. مثلا اتم‌های عناصر گروه VIIA (هالوژن‌ها) هفت الکترون والانس دارند و هر یک ، یک الکترون می‌خواهند تا آرایش الکترونی یک گاز نجیب را پیدا کنند.
اگر اتم‌های F ، Cl ، Br ، I هر یک ، یک الکترون بدست آورند، یونهای حاصل یعنی ، ، ، به ترتیب آرایش الکترونی را خواهند داشت.
عناص گروه VIA (گروه اکسیژن) اتم عناصر (VIA) برای رسیدن به ساختار الکترونی یک گاز نجیب هریک دو الکترون نیاز دارند. اضافه شدن دو الکترون به هر اتم ، سبب تولید می‌شود. روند به دست آوردن الکترون توسط غیرفلزات ، مانند از دست دادن الکترون توسط فلزات را می‌توان به راههای متفاوت ترسیم کرد. بطور خلاصه غیرفلزات یک ، دو ، یا سه الکترون از فلزات می‌گیرند و یون منفی ایجاد می‌کنند.
این یونهای منفی همگی الکترونهای والانس جفت شده و آرایش هشت الکترونی پایدار گازهای نجیب را دارند.
فرمول شیمیایی مواد مرکب یونی فرمول شیمیایی یک ماده مرکب از لحاظ الکتریکی خنثی است. خنثی بودن الکتریکی مستلزم آن است که شمار بارهای مثبت و منفی در بلور ماده مرکب برابر باشند. دو برای هر ، سه یون برای دو یون Al^۳+ و الی آخر. در بلور نمک طعام یونهای با جاذبه الکتریکی میان بارهای مخالف ، در جای خود نگاه داشته شده‌اند.
علاوه بر این ، برای خنثی بودن این ماده مرکب باید نسبت یونهای سدیم به یونهای کلرید ۱ به ۱ باشد. در این صورت ساده‌ترین فرمول آن خواهد بود. در ساختار بلورین هر یون سدیم با هر شش یون کلرید اطراف آن جذب می‌شود. به همین طریق هر یون کلرید با هر شش یون سدیم اطراف آن جذب می‌شود.
در ساختارهای یونی هیچ مولکول تک اتمی وجود ندارد، یعنی هیچ یون خاصی وجود ندارد که منحصرا به یک یون دیگر بپیوندد.




منبع : شیمی دان های دانشکده شیمی دانشگاه تبریز

 

[*مینا*]

انواع پیوندهای شیمیایی

اتمهای گازهای بیاثر میل ندارند با عنصرهای دیگر پیوند تشکیل دهند یا با اتمهای دیگری از نوع خود به یکدیگر بپیوندند، ولی عنصرهای دیگر به جز گازهای بیاثر نمیتوانند به تنهایی و بدون پیوستن به اتمهای عنصرهای دیگر یا اتمهای دیگری از نوع خود به بقای خود ادامه دهند و حتما باید با اتم یا اتمهای دیگر پیوند تشکیل دهند. به هم پیوستن دو اتم را معمولا تشکیل پیوند میگویند.
دید کلی

بررسی مواد ساده و مرکب در طبیعت نشان میدهد که اکثریت قریب به اتفاق اتمها در طبیعت به حالت آزاد وجود ندارند. مواد سادهای که در طبیعت به حالت آزاد وجود دارند، بندرت بصورت مولکول تک اتمیهستند. بیشتر مواد ساده بصورت مولکولهای دو یا چند اتمی در طبیعت پیدا میشوند. برای مثال گاز هیدروژنی که از اثر اسیدها بر فلزها یا از تجزیه الکتریکی آب یا از هر راه دیگری بدست میآید، بصورت مولکول دو اتمی H2 است.

اکسیژن نیز در اغلب موارد بصورت مولکول دو اتمی O2 و گاهی نیز بصورت مولکول سه اتمی اوزون O3 یافت میشود. فسفر سفید بصورت مولکول چهار اتمی P4 و گوگرد بصورت مولکول هشت اتمی S8 است. تنها گازهای بیاثر در طبیعت بصورت تک اتمی یافت میشوند.

پیوند شیمیایی در هیدروژن

وقتی دو اتم هیدروژن به یکدیگر نزدیک میشوند، اوربیتالهای اتمی آنها به یک اوربیتال مولکولی تبدیل میشود. در اوربیتال مولکولی ابر الکترونی تحت تاثیر جاذبه دو هسته قرار دارد. در حالی که در اوربیتال اتمی ابر الکترونی تحت تاثیر جاذبه یک هسته است.

چون نیروی جاذبه هستهها در فضای بین دو هسته از جاهای دیگر بیشتر است، در نتیجه تراکم ابر الکترونی در فاصله دو هسته از جاهای دیگر بیشتر خواهد بود.
انرژی پیوند

انرژی پیوند ، عبارت است از مقدار انرژی آزاد شده به هنگام تشکیل پیوند بین یک مول اتمهای گازی شکل یک عنصر با یک مول اتمهای گازی شکل همان عنصر یا عنصر دیگر.
انواع پیوند شیمیایی

پیوند کووالانسی

در مولکول هیدروژن ، اتمها ، الکترون به اشتراک میگذارند و با استفاده از مدل بور ، الکترونهای مشترک بر روی مدار خارجی هر دو اتم گردش میکنند. به بیان دیگر ، ابر الکترونی تحت تاثیر جاذبه دو هسته قرار دارد و تراکم ابر الکترونی در فاصله دو هسته از جاهای دیگر بیشتر است. چنین پیوندی پیوند کووالانسی نامیده میشود.

پیوند کووالانسی بین دو اتم هیدروژن از همپوشانی اوربیتال s بوجود میآید و مولکول حاصل بیضوی است که هستههای دو اتم در دو کانون آن قرار دارند و تراکم ابر الکترونی در بین دو هسته زیاد و در اطراف هستهها کمتر است. در نتیجه تشکیل پیوند ، اوربیتالهای اتمی به اوربیتال مولکولی تبدیل میشوند. اوربیتالهای مولکولی حاصل از تشکیل پیوند میان دو اتم هیدروژن بیضوی است که تراکم ابر الکترونی بر روی خط واصل بین هستههای آن از جاهای دیگر بیشتر است. این شکل اوربیتال مولکولی اوربیتال مولکولی سیگما یا پیوند سیگما نامیده میشود.

در نوع دیگر از اوربیتالهای مولکولی ، نه تنها سطح انرژی پائین نمیآید و انرژی آزاد نمیشود، بلکه سطح انرژی از اتمهای اولیه نیز بالاتر است، این اوربیتال را نمیتوان اوربیتال پیوندی نامید، بلکه یک اوربیتالی ضد پیوندی است و بصورت

نشان داده میشود.

هرچه در یک مولکول ، تعداد اوربیتالهای پیوندی اشغال شده بیشتر باشد، مولکول پایدارتر است، ولی هر گاه تعداد اوربیتالهای پیوندی و ضد پیوندی برابر باشد، دو اتم از یکدیگر جدا میمانند و بین آنها پیوندی تشکیل نمیشود. تعداد پیوند میان دو اتم برابر نصف تعداد الکترونهای موجود در اوربیتالهای پیوندی منهای نصف تعداد الکترونهای موجود در اوربیتالهای ضد پیوندی است.

• پیوند اکسیژن با هیدروژن :
  
  اکسیژن ، دو اوربیتال تک الکترونی دارد. هر گاه یک اتم اکسیژن و یک اتم هیدروژن به یکدیگر نزدیک شوند، امکان جاذبه بر دافعه وجود دارد و در این صورت پیوند تشکیل میشود. در این مجموعه ، هیدروژن به آرایش گاز بیاثر هلیم رسیده است، ولی اکسیژن در خارجیترین سطح انرژی خود دارای هفت الکترون شده و هنوز به آرایش گاز بیاثر نرسیده است.
  
  آرایش الکترونی اکسیژن پس از تشکیل یک پیوند با یک هیدروژن مشابه آرایش الکترونی فلوئور شده است. بنابراین این مجموعه میتواند به همان راههایی که فلوئور آرایش الکترونی خود را به آرایش الکترونی گاز بیاثر رساند، آرایش الکترونی خود را کامل کند. یکی از راههای رسیدن به آرایش الکترونی گاز بیاثر آن است که با یک اتم هیدروژن دیگر پیوند برقرار کند و مولکول H2O را پدید آورد.

پیوند داتیو

اتم نیتروژن با سه اتم هیدروژن ، پیوند کووالانسی معمولی تشکیل میدهد و به آرایش الکترونی گاز بیاثر میرسد. پس از این عمل ، برای نیتروژن یک جفت الکترون غیر پیوندی باقی میماند که میتواند آن را بصورت داتیو در اختیار اتمهایی که به آن نیاز دارند، قرار دهد. از سوی دیگر ، اتم هیدروژن که یک اتم الکترون در اوربیتال

آن موجود است، هر گاه این الکترون را از دست بدهد، به یون +H تبدیل میشود که اوربیتال

آن خالی است.

حال هرگاه این یون به مولکول آمونیاک نزدیک شود، با آن پیوند داتیو برقرار میکند و خود را به آرایش الکترونی گاز بیاثر میرساند: NH4+ این مجموعه که یون آمونیوم نامیده میشود، در بسیاری از ترکیبات مانند کلرید آمونیوم NH4Cl و هیدروکسید آمونیوم NH4OH وجود دارد.

اندازه گیریهای انجام شده نشان میدهد که انرژی و طول هر چهار پیوند نیتروژن _ هیدروژن در یون آمونیوم کاملا یکسان است. این امر منطقی نیز به نظر میرسد، زیرا پیوند داتیو نیز مانند پیوند کووالانسی معمولی یک جفت الکترون است که بین هسته اتم نیتروژن و هسته اتم هیدروژن قرار گرفته است.

هچنین BF3 میتواند با یون -F یون -BF4 تشکیل دهد که در آن هر چهار پیوند از نظر طول و انرژی یکسان هستند. کلرید آلومینیوم نیز با یون -CL ترکیب میشود و یون ALCL4- تولید میکند که در آن هر چهار پیوند AL - Cl از نظر طول و انرژی یکسان هستند.

پیوند الکترووالانسی (یونی)

در اتم لیتیم ، 2 الکترون وجود دارد که یک الکترون ، در لایه والانس آن قرار دارد. به هنگام تشکیل پیوند ، چون این اتم در دومین سطح انرژی دارای جفت الکترون غیر پیوندی نیست و تفاوت سطح انرژی اول و دوم نیز بسیار زیاد است، نمیتواند الکترون خود را برانگیخته کند. بنابراین در خارجیترین سطح انرژی ، تنها یک الکترون خواهد داشت. هرگاه این اتم بخواهد پیوند کووالانسی تشکیل دهد، باید یک اتم تک الکترونی دیگر مانند فلوئور پیوند تشکیل دهد و LiF را تولید کند.

واقعیت آن است که از پیوند بین لیتیم و فلوئور ، فلورید لیتیم LiF پدید میآید، ولی هرگاه بخواهیم این دو اتم را از نظر آرایش الکترونی بررسی کنیم، مشاهده خواهیم کرد که اتم فلوئور با اشتراک گذاشتن الکترون ، ممکن است به آرایش الکترونی گاز بیاثر برسد، ولی لیتیم آرایش الکترونی گاز بیاثر پیدا نکرده است.

لیتیم هر گاه بخواهد به آرایش الکترونی گاز بیاثر بعد از خود برسد، باید روی هم رفته هفت الکترون بگیرد که اگر بخواهد این هفت الکترون را با پیوند کووالانسی بدست آورد، خود نیز باید هفت الکترون در خارجیترین سطح انرژی خود داشته باشد که این کار به هیچ وجه امکان پذیر نیست.

ولی هر گاه این عنصر بخواهد آرایش الکترونی گاز بیاثر قبل خود را پیدا کند، کافی است که یک الکترون موجود در اوربیتال

خود را از دست بدهد تا آرایش الکترونی آن به صورت

در آید و آرایش الکترونی گاز بیاثر هلیم پیدا کند. یعنی اتم لیتیم به یون

تبدیل میشود و به آرایش گاز هلیم میرسد.

اتم فلوئور نیز میتواند با گرفتن یک الکترون و تبدیل شدن به یون

خود را به آرایش الکترونی گاز بی اثر نئونآنیون) و اتم لیتیم به یون مثبت (کاتیون) تبدیل میشود. این نوع پیوند را پیوند الکترووالانسی یا یونی مینامند که بین یک فلز و یک غیرفلز رخ میدهد.


منبع :: سایت علمی نخبگان جوان


برساند. یعنی به هنگام تشکیل پیوند بین لیتیم و فلوئور ، لیتیم یک الکترون به فلوئور میدهد و با این عمل هر دو به آرایش الکترونی گاز بیاثر میرسند. به این ترتیب اتم فلوئور به یون منفی (

 

[*مینا*]

پــيوندهــاي شـيـميـايـي

اتم‌ها به جاي آنكه به صورت منفرد بمانند، تمايل دارند به يديگر بپيوندند، به هم پيوستن اتم‌ها با تشكيل پيوندهاي شيميايي صورت مي‌گيرد. پيوندهاي شيميايي نبروهاي جاذبه‌اي هستند كه در تمام مواد، اتم‌ها را به يكديگر متصل مي‌كنند. تشكيل پيوند بين اتم‌ها با تغيير آرايش الكتروني آنها همراه است. در حقيقت، اين الكترون‌هاي لايه‌ي ظرفيت اتم‌ها هستند كه سبب تشكيل پيوندهاي شيميايي مي‌شوند.
انواع پيوندها

1- پيوند يوني: نيروي جاذبه قويي است كه بين يون‌هاي با بار مخالف وجود دارد. اين پيوند نتيجه‌ي انتقال الكترون از اتم فلز به اتم نافلز است. پيوند يوني را پيوند الكترووالانسي نيز مي‌نامند. ترکیبات یونی متشکل از تعداد زیادی آنيون وكاتيون هستند که با طرح معین هندسی در کنار هم قرار گرفته‌اند و یک بلور بوجود می‌آورند. هر بلور ، به سبب جاذبه‌های منفی ـ مثبت یونها به هم ، نگه داشته شده است. فرمول شيميايي یک ترکیب یونی نشانه ساده ‌ترین نسبت یونهای مختلف برای به وجود آوردن بلوری است که از نظر الکتریکی خنثی باشد.
خواص تركيب هاي یونی
الف- رسانایی الکتریکی:
رسانایی الکتریکی مواد مرکب یونی مذاب به این علت است که وقتی قطب‌هایی با بار مخالف در این مواد مذاب قرار گیرد و ميدان الكتريكي برقرارشود، یون ها آزادانه به حرکت در می‌آیند. این حرکت یونها بار یا جریان را از یک‌جا به جای دیگر منتقل می‌کنند. در جسم جامد که یونها بی‌حرکت‌اند و نمی‌توانند آزادانه حرکت کنند، جسم خاصیت رسانای الکتریکی ندارد.
ب- سختی:
سختی مواد مرکب یونی به علت پیوند محکم میان یونهای با بار مخالف است. برای پیوندهای قوی انرژی بسیاری لازم است تا یون‌ها از هم جدا شوند و امکان حرکت آزاد حالت مذاب را پیداکنند. انرژی زیاد به معنی نقطه جوش بالا است که خود از ویژگی‌های مواد مرکب یونی است.
ج- شکنندگی:
مواد مرکب یونی شکننده‌اند. زیرا که ساختار جامد آنها آرایه منظمی از یونهاست. مثلا ساختار سدیم کلرید (NaCl) را در نظر بگیرید. هرگاه یک سطح از یونها فقط به فاصله یک یون در هر جهت جابجا شود، یونهایی که بار مشابه دارند درکنار یکدیگر قرار می‌گیرند و یکدیگر را دفع می‌کنند و چون جاذبه‌ای در کار نیست بلور می‌شکند. سدیم کلرید را نمی‌توان با چکش کاری ، به ورقه‌های نازک تبدیل کرد. با چنین عملی بلور نمک خرد و از هم پاشیده می‌شود.
گروههای حاوی پیوند یونی
پس از جدا شدن یک الکترون از یک اتم معین ، جداشدن الکترونهای بعدی به ترتیب مشکل تر می‌شود. زیرا با از دست رفتن هر الکترون بار مؤثر زیادتری می‌شود و الکترونهای باقیمانده را محکمتر نگاه می‌دارد. بطور خلاصه یونهای مثبت وقتی تشکیل می‌شوند که اتم‌های فلزی یک الکترون گروه(IA ) ، دو الکترون گروهIIA) ) و یا سه الکترون گروه (IIIA) به اتم‌های غیر فلزی می‌دهند. یونهای حاصل آرایش الکترونی یکسان با یک گاز نجیب دارند.

a- عناصرگروه( IA ) فلزات قليايي Li : ، Na ، K ، Rb ، Cs ، هر یک به ترتیب یک الکترون بیشتر از گازهای نجیب (He ، Kr ، Ne ، Ar ، Xe ) دارند. اگر هر یک از این فلزات از هر اتم یک الكترون از دست بدهند، جزء باقیمانده آرايش الكتروني گاز نجیب متناظر خود را پیدا می‌کند. مثلا ، Li یک الکترون والانس در آرایش حالت پایه دارد. از دست دادن یک الکترون موجب می‌شود که Li ساختار الکترونی He را پیداکند. یک اتم Li که فقط دو الکترون و سه الكترون داشته باشد، بار+ 1 خواهد داشت.
b- عناصر گروه (IIA) فلزات قليايي خاكي : هریک دو الکترون والانس دارند. پس برای اینکه Mg ، Ca ، Sr ، Ba ساختار گاز نجیب را به دست آورند اتم‌های هرعنصر باید دو الکترون از دست بدهند. از دست رفتن دو الکترون موجب می‌شود که دو پروتون در هسته خنثی نشده بماند. پس هر یون بار + 2خواهد داشت. برای جدا شدن سومین الکترون لازم است جفت الکترونهای تراز اصلی با انرژی پایین‌تر شکسته شود. این امر انرژی زیادتری می‌خواهد.
c- عناصر گروه( VIIA) هالوژنها :یونهای مثبت در حضور یونهای منفی پایدار می‌شوند. خنثی شدن بار ، هر دو نوع یون را پایدار می‌کند. یونهای منفی پایدار ، از اتم‌هایی که شش یا هفت الکترون والانس دارند، تولید می‌شوند. این گونه اتم‌ها آنقدر الکترون بدست می‌آورند تا ساختار گاز نجیب را پیدا کنند. مثلا اتم‌های عناصر گروه VIIA (هالوژن‌ها) هفت الکترون والانس دارند و هر یک ، یک الکترون می‌خواهند تا آرایش الکترونی یک گاز نجیب را پیدا کنند.اگر اتم‌های F ، Cl ، Br ، I هر یک ، یک الکترون بدست آورند، یونهای حاصل یعنی F-، Cl-، Br وI- به ترتیب آرایش الکترونی گازهای نجیب (Ne ، Ar ، Kr ، Xe ) را خواهند داشت.
d- عناصر گروه (VIA) گروه اکسیژن : اتم عناصر (VIA) برای رسیدن به ساختار الکترونی یک گاز نجیب هریک دو الکترون نیاز دارند. اضافه شدن دو الکترون به هر اتم ، سبب تولید آنيون (يون دو بارمنفي) می‌شود.
بطور خلاصه غیرفلزات یک ، دو ، یا سه الکترون از فلزات می‌گیرند و یون منفی ایجاد می‌کنند.این یون های منفی همگی الکترون های والانس جفت شده و آرایش هشت الکترونی پایدار گازهای نجیب را دارند.

2- پيوند كووالانسي:
میلیون‌ها ماده مركب شناخته شده است كه فقط از غیر فلزات ترکیب یافته‌اند. این مواد مرکب فقط شامل عناصری هستند که در هر اتم 4، 5 ،6 يا 7 الکترون والانس دارند. بنابراین الکترون‌های والانس اتم‌های غیر فلزی ، آنقدر زیاد است که اتم‌ها نمی‌توانند با از دست دادن آنها ساختار یک گاز نجیب را به دست آورند. معمولا غیر فلزات با جفت کردن الکترون‌ها پیوند ایجاد می‌کنند و در این فرآیند به ساختار یک گاز نجیب می‌رسند.
يكي ديگر از راه ‌هايي كه يك اتم مي‌تواند به آرايش الكتروني پايدار برسد، اين است كه با يك يا چند اتم ديگر الكترون به اشتراك بگذارد. هنگامي كه دو اتم الكترون به اشتراك مي‌گذارند، نيروي جاذبه‌اي بين آنها بوجود مي‌آيد كه سبب به هم پيوستن آن دو اتم به يكديگر مي‌شود و اين نيروي جاذبه به پيوند كووالانسي نام دارد. آنچه اتم‌های یک ملکول را به هم نگه می‌دارد، پیوند کووالانسی است، در تشکیل پیوند کووالانسی الکترون‌ها ، به جای آنکه از اتمی به اتم دیگر منتقل شوند، میان دو اتم به اشتراک گذاشته می‌شوند. استحکام پیوند کووالانسی ناشی از جاذبه متقابل دو هسته مثبت و ابر منفی الکترون‌های پیوندی است. یا به عبارت دیگر مربوط به آن است که هر دو هسته الکترونهای مشترکی را جذب می‌کنند.
شرط تشکیل پیوند کوولانسی: لازمه تشکیل پیوند کوولانسی بین دو اتم ، این است که هر یک از دو اتم در آخرین تراز انرژی خود لااقل یک اوربیتال نیمه پر داشته باشند.
انواع پیوند کووالانسی
الف- پیوند یگانه کووالانسی
پیوند یگانه کووالانسی متشکل از یک جفت الکترون (دارای اسپین مخالف) است که اوربیتالی از هر دو اتم پیوند شده را اشغال می‌کند. ساده‌ترین نمونه اشتراک در مولکول‌های دو اتمی گازهایی از قبیل F2 ، H2 و Cl2 دیده می‌شود. اتم هیدروژن فقط یک الکترون دارد هرگاه دو اتم هیدروژن تک الکترون‌های خود را به اشتراک بگذارند، یک جفت الکترون حاصل می‌شود. H ― H , H : H پیوند یگانه
این جفت الکترون پیوندی متعلق به کل مولکول هیدروژن است و به آرایش الکترونی پایدار گاز نجیب هلیم می‌رسد. هراتم هالوژن ، هفت الکترون والانس دارد. با تشکیل یک پیوند کووالانسی بین دو تا از این اتم‌ها ، هر اتم به آرایش الکترونی هشت تایی ، که ویژه گازهای نجیب است، می‌رسد.
ب- پیوند چند گانه
بین دو اتم ، ممکن است بیش از یک پیوند کووالانسی تشکیل شود در این موارد گفته می‌شود که اتم‌ها با پیوند چند گانه به هم متصل‌اند. دو جفت الکترون مشترک را پیوند دو گانه و سه جفت الکترون مشترک را پیوند سه گانه می‌نامند. اغلب می‌توان تعداد پیوندهای جفت الکترونی را که یک اتم در یک مولکول بوجود می‌آورد از تعداد الکترون‌های مورد نیاز برای پر شدن پوسته والانس آن اتم ، پیش‌بینی کرد.
چون برای نا فلزات شماره گروه در جدول با تعداد الکترون‌های والانس برابر است، می‌توان پیش بینی کرد که عناصر گروه VIIA مثل Cl) با هفت الکترون والانس) ، برای رسیدن به هشت تای پایدار ، یک پیوند کووالانسی ، عناصر گروه VIA مثل O و) S با شش الکترون والانس) دو پیوند کووالانسی ، عناصر VA مثل N و) P با پنج الکترون والانس) سه پیوند کووالانسی و عناصر گروه IVA مثل C (با چهار الکترون والانس) چهار پیوند کووالانسی به وجود خواهند آورد. :Ö=C=Ö: پیوند دو گانه ، پیوند سه گانه، چهار پيوند كربن كه يك پيوند سه گانه و يك پيوند يگانه تشكيل داده ااست.

3- پيوند داتيو (كووالانسي كوئوردينانس):
كلمه‌ي داتيو به زبان يوناني يعني بخشنده اين پيوند زماني تشكيل مي‌شود كه يك اتم داراي زوج الكترون تنها و اتم ديگر اوربيتال خالي داشته باشد.

منبع : انجمن دانش آموختگان سمپاد
​

 

[*مینا*]

نظریه پیوند والانس (شیمی کوانتم)

نظریه پیوند والانس (شیمی کوانتم)

معادله تابع موجی




فرض کنید که دو اتم مجزا داشته باشیم. این دو اتم را می‌توانیم با توابع موجی ΨA و ΨB نشان دهیم. هر یک از این دو تابع بصورتی هستند که اگر اتمها به اندازه کافی مجزا باشند، بطوری که برهمکنش نداشته باشند، در آن صورت تابع موجی برای این سیستم دو اتمی عبارت است از:

(Ψ = ΨA(1) ΨB(2​

که در آن B و A مشخص کننده اتمهاست و اعداد 1 و 2 ، الکترون شماره 1 و الکترون شماره 2 را مشخص می‌کنند. اکنون می‌دانیم که وقتی این دو اتم برای تشکیل یک مولکول بهم نزدیک شوند، روی هم تاثیر می‌گذارند و توابع موجی ویژه آنها ΨB و ΨA تغییر می‌کند؛ اما می‌توانیم معادله فوق را به عنوان یک تابع آزمایشی برای مولکول هیدروژن نقطه شروع خوبی فرض کنیم و سپس سعی کنیم آن را بهبود بخشیم.

وقتی که انرژی را به صورت تابعی از فاصله حل می‌کنیم، در می‌یابیم که منحنی انرژی برای معادله فوق ، حقیقتا دارای مینیممی در حدود 24KJ/mol- در فاصله تقریبی 90pm است. فاصله پیوند مشاهده شده واقعی 74pm است که اختلاف چندانی با اولین تقریب ندارد، اما انرژی پیوند تجربی H2 برابر 458KJ/mol- است که حدود بیست مرتبه از اولین تقریب بزرگتر است.
اصلاح معادله و انرژی تبادلی

اگر معادله فوق را بررسی کنیم، باید اعتراف کنیم که در استفاده از آن برای توصیف مولکول هیدروژن بیش از اندازه محدود بوده‌ایم. اولا، صحیح نیست که الکترونها را علامتگذاری کنیم، زیرا الکترونها از هم غیرقابل تمیزند. به علاوه حتی اگر می‌توانستیم، مطمئن نبودیم که همیشه الکترون شماره 1 روی اتم A و الکترون شماره 2 روی اتم B باشد.

معادله فوق را باید طوری تغییر دهیم که این محدودیت‌های ساختگی از بین بروند. این کار را می‌توانیم با افزودن عبارت دومی که در آن الکترونها تغییر وضعیت داده‌اند، انجام دهیم.

(I: Ψ=ΨA(1)ΨB(2)+ΨA(2)ΨB(1​

این بهبود به وسیله هیتلر و لندن پیشنهاد شد. اگر معادله I را برای انرژی مربوط به آن حل کنیم، انرژی تا حد زیادی بهبود می‌یابد ( 303KJ/mol- ) و فاصله نیز کمی بهتر شده‌است. چون این بهبود نتیجه آن است که به الکترونها اجازه تبادل محل داده‌ایم، افزایش انرژی پیوند مربوط را اغلب " انرژی تبادلی" می نامیم.

ولی ، نسبت دادن قسمت عمده انرژی به تبادل را نباید خیلی صوری تلقی کرد، زیرا که این عدم وجود تبادل در معادله اول صرفا ناشی از بی‌دقتی ما در تخمین یک تابع موجی مولکولی صحیح است. اگر برای تشریح این انرژی تبادل تصویری فیزیکی مورد نظر باشد، شاید بهترین راه این باشد که پایین آمدن انرژی مولکول را به این واقعیت نسبت دهیم که الکترونها اکنون حجم بیشتری را برای حرکت در اختیار دارند.

به یاد داشته باشید که انرژی یک ذره در جعبه با اندازه جعبه نسبت عکس دارد، یعنی هر چه اندازه جعبه بزرگتر می‌شود، انرژی ذره کمتر می‌گردد. با قرار دادن دو هسته در فاصله کوتاهی از یکدیگر ، "جعبه را بزرگ کرده‌ایم" که الکترونها در آن محبوس‌اند. اگر به یاد آوریم که الکترونها یکدیگر را حفاظت می‌کنند و اینکه عدد اتمی موثر *Z تا حدی کمتر از Z خواهد بود، بهبود دیگری را می‌توان اعمال کرد.
تصحیح نهایی تابع موجی

سرانجام باید دوباره تابع موجی مولکولی را به دلیل محدودیت بیش از حدی که برای آن قائل شده‌ایم، تصحیح کنیم. اگر چه در معادله I تبادل الکترونها را مجاز کرده‌ایم، ولی آنها را ملزم کرده‌ایم که به طور همزمان مبادله شوند، یعنی در یک زمان معین فقط یک الکترون می‌تواند به یک هسته معین اختصاص یابد. بدیهی است که این امر بیش از اندازه محدود کننده است.

با این که می‌توانیم فرض کنیم که الکترونها به علت دافعه متقابل تمایل دارند که از یکدیگر اجتناب کنند و از این رو مایلند هر کدام روی یک اتم باشند، ولی نمی‌توانیم تا آن حد پیش رویم که بگوییم آنها همیشه چنین آرایشی را خواهند داشت. معمول است آرایشی را که بوسیله معادله I داده می شود "ساختار کووالانسی" نامید و در تابع موجی کلی تاثیر "ساختارهای یونی" را منظور کرد:

H+ H- ↔ H- H+↔ H - H

کووالانسی ، یونی ، یونی​

این اولین نمونه از پدیده رزونانس است که داشته‌ایم. اکنون باید اشاره شود که مولکول هیدروژن یک ساختار دارد که بوسیله یک تابع موجی Ψ توصیف می‌شود. ولی بعلت تقریبهایی که داشته‌ایم، ممکن است لازم باشد Ψ را بصورت ترکیبی از دو یا چند تابع موجی بنویسیم که هر یک از این توابع فقط بطور جزئی مولکول هیدروژن را توصیف می‌کند.
انرژیها و فواصل تعادلی برای توابع موجی پیوند والانس


نوع تابع موجی انرژی KJ/mol فاصله pm تصحیح نشده 24 90 "هیتلر - لاندن" 303 86.9 افزودن اثر حفاظتی 365 74.3 افزودن سهم های یونی 388 74.9 مقادیر مشاهده شده 458.0 74.1
شکل گیری نظریه پیوند والانس

اکنون در صورت تمایل می‌توانیم تصحیحات دیگری در تابع موجی وارد کنیم تا توصیف نزدیکتری از وضعیت واقعی موجود در مولکول هیدروژن را بدست دهد. به هر حال ، بررسی ساده شده موجود سه سهم مهم مربوط به پیوند را شامل می‌شود که عبارتند از:عدم استقرار الکترونها روی دو یا چند هسته ، اثر پوششی متقابل و ویژگی جزئی یونی.

خواننده ممکن است این تصحیحات ظاهرا موقتی برای سهم حفاظتی و یونی را مورد سوال قرار دهد و از خود بپرسد که آیا امکان ندارد یک عامل فیزیکی معین "بیش از حد تصحیح شده" باشد. جواب این سوال را "اصل تغییر" به این ترتیب بیان می‌کند که هیچگاه یک تابع موجی آزمایشی نمی‌تواند انرژی کمتری (یعنی انرژی پیوندی بیشتری) از انرژی حقیقی سیستم از دست دهد.

هر گونه تصحیح که انجام می‌دهیم، ما را به تابع موجی حقیقی مولکول نزدیکتر می‌کند، ولی نمی‌توانیم از آن فراتر رویم. ضمن هر اصلاحی که انجام می‌گیرد (یعنی برای اثر حفاظتی و غیره) می‌توانیم پارامترهای تابع آزمایشی را طوری تنظیم کنیم که بهترین انرژی حاصل شود.

در حقیقت حتی لازم نیست که اصطلاحات را برحسب تبادل الکترون، اثر حفاظتی یا خصلت یونی انجام داد، بدین معنی که وارد کردن پارامترهای کافی می‌تواند تابع موجی را تا هر درجه از دقت مورد نظر تصحیح کند. این موضوع مجددا یادآور تصنعی بودن چیزهایی مانند "انرژی تبادل الکترون" است.

در کلیه موارد فوق فرض صریحی وجود دارد و آن این است که دو الکترون پیوندی دارای اسپینهای مخالفی هستند. اگر دو الکترون اسپینهای موازی داشته باشند، پیوندی تشکیل نمی‌شود، بلکه به جای آن دافعه بوجود می‌آید. این مطلب نتیجه ای از اصل طرد پاولی است. به علت زوج شدن الکترون در تشکیل هر پیوند ، نظریه پیوند والانس را اغلب "نظریه زوج الکترون" می‌گویند و این امر در حقیقت گسترش منطقی مکانیک کوانتومی لوییس در مورد تشکیل زوج الکترون است.


منبع : شیمیدان های دانشکده ی شیمی دانشگاه تبریز

 

[S H i M A]

انواع پیوندهای شیمیایی


اتم‌ها به جاي آنكه به صورت منفرد بمانند، تمايل دارند به يکديگر بپيوندند. به هم پيوستن اتم‌ها با تشكيل پيوندهاي شيميايي

صورت مي‌گيرد. پيوندهاي شيميايي نبروهاي جاذبه‌اي هستند كه در تمام مواد، اتم‌ها را به يكديگر متصل مي‌كنند. تشكيل

پيوند بين اتم‌ها با تغيير آرايش الكتروني آنها همراه است. در حقيقت، اين الكترون‌هاي لايه‌ي ظرفيت اتم‌ها هستند كه سبب

تشكيل پيوندهاي شيميايي مي‌شوند.


انواع پيوندها :


1- پيوند يوني:

نيروي جاذبه قوي اي است كه بين يون‌هاي با بار مخالف وجود دارد. اين پيوند نتيجه‌ي انتقال الكترون از اتم فلز به اتم نافلز است.

پيوند يوني را پيوند الكترووالانسي نيز مي‌نامند. ترکیبات یونی متشکل از تعداد زیادی آنيون وكاتيون هستند که با طرح معین هندسی

در کنار هم قرار گرفته‌اند و یک بلور بوجود می‌آورند. هر بلور ، به سبب جاذبه‌های منفی ـ مثبت یونها به هم ، نگه داشته شده

است.

فرمول شيميايي یک ترکیب یونی نشانه ساده ‌ترین نسبت یونهای مختلف برای به وجود آوردن بلوری است که از نظر الکتریکی

خنثی باشد.


- خواص تركيب هاي یونی:


الف- رسانایی الکتریکی:

رسانایی الکتریکی مواد مرکب یونی مذاب به این علت است که وقتی قطب‌هایی با بار مخالف در این موادمذاب قرار گیرد و

ميدان الكتريكي برقرارشود، یون ها آزادانه به حرکت در می‌آیند. این حرکت یونها بار یا جریان را از یک‌جا به جای دیگر منتقل

می‌کنند. در جسم جامد که یونها بی‌حرکت‌اند و نمی‌توانند آزادانه حرکت کنند، جسم خاصیت رسانای الکتریکی ندارد.


ب- سختی:

سختی مواد مرکب یونی به علت پیوند محکم میان یونهای با بارمخالف است. برای پیوندهای قوی انرژی بسیاری لازم است

تا یون‌ها از هم جدا شوند وامکان حرکت آزاد حالت مذاب را پیداکنند. انرژی زیاد به معنی نقطه جوش بالا است که خود از

ویژگی‌های مواد مرکب یونی است.


ج- شکنندگی :

مواد مرکب یونی شکننده‌اند. زیرا که ساختار جامد آنها آرایه منظمی از یونهاست. مثلا ساختار سدیم کلرید (NaCl) را در

نظر بگیرید.

هرگاه یک سطح از یونها فقط به فاصله یک یون در هر جهت جابجا شود، یونهایی که بار مشابه دارند در کنار یکدیگر قرار

می‌گیرند و یکدیگر را دفع می‌کنند و چون جاذبه‌ای در کار نیست بلور می‌شکند. سدیم کلرید را نمی‌توان با چکش کاری،

به ورقه‌های نازک تبدیل کرد. با چنین عملی بلور نمک خرد و از هم پاشیده می‌شود.



- گروههای حاوی پیوند یونی:


پس از جدا شدن یک الکترون از یک اتم معین ، جداشدن الکترونهای بعدی به ترتیب مشکل تر می‌شود. زیرا با از دست

رفتن هر الکترون بار مؤثر زیادتری می‌شود و الکترونهای باقیمانده را محکمتر نگاه می‌دارد. بطور خلاصه یونهای مثبت وقتی

تشکیل می‌شوند که اتم‌های فلزی یک الکترون گروه(IA ) ، دو الکترون گروهIIA) ) ویا سه الکترون گروه (IIIA) به اتم‌های

غیر فلزی می‌دهند. یونهای حاصل آرایش الکترونی یکسان با یک گاز نجیب دارند.



a- عناصرگروه ( IA ) فلزات قليايي:

Li ،Na ،K ،Rb ،Cs ،هر یک به ترتیب یک الکترون بیشتر ازگازهای نجیب(He ، Kr ، Ne ، Ar ، Xe ) دارند. اگر هر یک از این

فلزات از هر اتم یک الكترون از دست بدهند، جزء باقیمانده آرايش الكتروني گاز نجیب متناظر خود را پیدا می‌کند.

مثلا ،Li یک الکترون والانس در آرایش حالت پایه دارد. ازدست دادن یک الکترون موجب می‌شود کهLi ساختار الکترونی He را

پیداکند. یک اتمLiکه فقط دو الکترون و سه الكترون داشته باشد، بار+ 1 خواهد داشت.



- عناصر گروه (IIA) فلزات قليايي خاكي:

هریک دو الکترون والانس دارند. پس برای اینکه Mg ، Ca ، Sr ، Ba ساختار گاز نجیب را به دست آورند اتم‌های هرعنصر باید

دو الکترون از دست بدهند. از دست رفتن دو الکترون موجب می‌شود که دو پروتون درهسته خنثی نشده بماند. پس هر یون

بار + 2خواهد داشت. برای جدا شدن سومین الکترون لازم است جفت الکترونهای تراز اصلی با انرژی پایین‌تر شکسته شود.

این امر انرژی زیادتری می‌خواهد.



C- عناصر گروه ( VIIA) هالوژنها :


یونهای مثبت در حضور یونهای منفی پایدار می‌شوند. خنثی شدن بار ، هر دو نوع یون را پایدار می‌کند. یونهای منفی پایدار ، از

اتم‌هایی که شش یا هفت الکترون والانس دارند، تولید می‌شوند. این گونه اتم‌ها آنقدر الکترون بدست می‌آورند تا ساختار گاز

نجیب را پیدا کنند. مثلا اتم‌های عناصر گروهVIIA (هالوژن‌ها) هفت الکترون والانس دارند و هر یک ، یک الکترون می‌خواهند

تا آرایش الکترونی یک گاز نجیب را پیدا کنند.

اگر اتم‌هایF ،Cl ،Br ،I هر یک ، یک الکترون بدست آورند،یونهای حاصل یعنیF[SUP]-[/SUP]،Cl[SUP]-[/SUP]،BrوI[SUP]-[/SUP]به ترتیب آرایش الکترونی

گازهای نجیب(Ne ، Ar ، Kr ، Xe )راخواهند داشت.



d- عناصر گروه (VIA) گروه اکسیژن:


اتم عناصر (VIA) برای رسیدن به ساختار الکترونی یک گاز نجیب هریک دو الکترون نیاز دارند. اضافه شدن دو الکترون به هر

اتم ، سبب تولیدآنيون (يون دو بارمنفي) می‌شود.


بطور خلاصه غیرفلزات یک ، دو ، یا سه الکترون ازفلز ات می‌گیرند و یون منفی ایجاد می‌کنند.این یونهای منفی همگی

الکترون های والانس جفت شده و آرایش هشت الکترونی پایدار گازهای نجیب را دارند.

 

[S H i M A]

ادامه

ادامه

ادامه:

مشاهده پیوست 01.doc

مشاهده پیوست 02.doc

 

[S H i M A]

2- پيوند كووالانسي:


میلیون‌هاماده مركب شناخته شده است كه فقط از غیر فلزات ترکیب یافته‌اند. این مواد مرکب فقط شامل عناصری هستند

که در هر اتم 4، 5 ،6 يا 7الکترون والانس دارند. بنابراین الکترون‌های والانس اتم‌های غیر فلزی ، آنقدر زیاد است که اتم‌ها

نمی‌توانند با از دست دادن آنها ساختار یک گاز نجیب را به دست آورند. معمولا غیر فلزات با جفت کردن الکترونها پیوند ایجاد

می‌کنند و در این فرآیند به ساختار یک گاز نجیب می‌رسند.


يكي ديگر از راه ‌هايي كه يك اتم مي‌تواند به آرايش الكتروني پايدار برسد، اين است كه با يك يا چند اتم ديگر الكترون به اشتراك

بگذارد.هنگامي كه دو اتم الكترون به اشتراك مي‌گذارند، نيروي جاذبه‌اي بين آنها بوجود مي‌آيد كه سبب به هم پيوستن آن دو

اتم به يكديگر مي‌شود و اين نيروي جاذبه به پيوند كووالانسي نام دارد.آنچه اتم‌های یک ملکول را به هم نگه می‌دارد، پیوند

کووالانسی است.در تشکیل پیوند کووالانسی الکترون‌ها ، به جای آنکه از اتمی به اتمدیگر منتقل شوند، میان دو اتم به اشتراک

گذاشته می‌شوند.

استحکام پیوند کووالانسی ناشی از جاذبه متقابل دو هسته مثبت و ابر منفی الکترون‌های پیوندی است. یا به عبارت دیگر مربوط

به آن است که هر دو هسته الکترونهای مشترکی را جذب می‌کنند.

شرط تشکیل پیوندکوولانسی:

لازمه تشکیل پیوند کوولانسی بین دواتم ، این است که هر یک از دو اتم در آخرین تراز انرژی خود لااقل یک اوربیتال نیمه پر داشته

باشند.


انواع پیوند کووالانسی

الف- پیوند یگانه کووالانسی

پیوند یگانه کووالانسی متشکل از یک جفت الکترون (دارای اسپین مخالف) است که اوربیتالی از هر دو اتم پیوند شده را اشغال

می‌کند. ساده‌ترین نمون هاشتراک در مولکول‌های دو اتمی گازهایی از قبیلF[SUB]2[/SUB]، H[SUB]2[/SUB] و Cl[SUB]2[/SUB]دیده می‌شود. اتم هیدروژن فقط یک

الکترون دارد هرگاه دو اتم هیدروژن تک الکترون‌های خود را به اشتراک بگذارند، یک جفت الکترون حاصل می‌شود.

H ― H , H : H پیوند یگانه

​

این جفت الکترون پیوندی متعلق به کل مولکول هیدروژن است و به آرایش الکترونی پایدار گاز نجیب هلیم می‌رسد. هراتم هالوژن،

هفت الکترون والانس دارد. با تشکیل یک پیوند کووالانسی بین دو تا از این اتم‌ها ، هر اتم به آرایش الکترونی هشت تایی ،که ویژه

گازهای نجیب است، می‌رسد.


ب- پیوند چند گانه

بین دو اتم ، ممکن است بیش از یک پیوند کووالانسی تشکیل شود در این موارد گفته می‌شود که اتم‌ها با پیوند چند گانه به هم

متصل‌اند. دو جفت الکترون مشترک را پیونددوگانه و سه جفت الکترون مشترک را پیوندسه گانه می‌نامند. اغلب می‌توان تعداد

پیوندهای جفت الکترونی را که یک اتم در یک مولکول بوجود می‌آورد از تعداد الکترون‌های مورد نیاز برای پر شدن پوسته والانس

آن اتم ،پیش‌بینی کرد.

چون برای نافلزات شماره گروه در جدول با تعداد الکترون‌های والانس برابر است، می‌توان پیش بینی کرد که عناصر گروهVIIAمثل

Cl (با هفت الکترون والانس) ، برای رسیدن به هشت تای پایدار ، یک پیوند کووالانسی ،عناصرگروهVIAمثل O و S (با شش

الکترونوالانس) دو پیوند کووالانسی ،عناصرVAمثل N و P (با پنج الکترون والانس) سه پیوندکووالانسی و عناصرگروهIVAمثل C (با

چهار الکترون والانس) چهار پیوند کووالانسی به وجودخواهند آورد

:Ö=C=Ö:
​

3- پيوند داتيو (كووالانسي كوئوردينانس):

کلمه‌ي داتيو به زبان يوناني يعني بخشنده اين پيوند زماني تشكيل مي‌شود كه يك اتم داراي زوج الكترون تنها و اتم ديگر اوربيتال خالي

داشته باشد.


شرط تشکیل پیوند داتیو :

در تشکیل پیوند داتیو باید اتمی که الکترون به اشتراک می‌گذارد، در آخرین لایه ، حداقل یکجفت الکترون غیر پیوندی داشته باشد و

اتم دیگر نیز حداقل دارای یک اوربیتال خالی درآخرین لایه باشد. (اوربيتال: فضايي است كه احتمال حضور بيشترين الكترون را داشته

باشد .)

اتم نیتروژن با سه اتم هیدروژن ، پیوند کووالانسی معمولی تشکیل می‌دهد و به آرایش الکترونی گاز بی‌اثر می‌رسد. پس از این عمل ،

برای نیتروژن یک جفت الکترون غیر پیوندی باقی می‌ماند که می‌تواند آن را بصورت داتیو در اختیار اتمهایی که به آن نیاز دارند، قرار دهد.

از سوی دیگر ، اتم هیدروژن که یک الکترون در اوربیتال آن موجود است،هر گاه این الکترون را از دست بدهد، به یونH[SUP]+[/SUP]تبدیل می‌شود

که اوربیتال 1S آن خالی است.حال هرگاه این یون به مولکول آمونیاک نزدیک شود، با آن پیوند داتیو برقرار می‌کند و خود را به آرایش

الکترونی گاز بی‌اثر می‌رساند(NH[SUB]4[/SUB][SUP]+[/SUP]) این مجموعه که یون آمونیوم نامیده می‌شود، در بسیاری از ترکیبات مانندکلرید آمونیوم(NH[SUB]4[/SUB]Cl) ) و

هیدروکسیدآمونیوم (NH[SUB]4[/SUB]OH) وجود دارد

اندازه گیری‌های انجام شده نشان می‌دهد که انرژی و طول هر چهار پیوند نیتروژن _ هیدروژن در یون آمونیوم کاملا یکسان است. این

امر منطقی نیز به نظر می‌رسد، زیراپیوند داتیو نیز مانند پیوند کووالانسی معمولی یک جفت الکترون است که بین هسته اتم نیتروژن و

هسته اتم هیدروژن قرار گرفته است کلرید آلومینیوم نیز با یونCl[SUP]-[/SUP]ترکیب می‌شود و یونAlCl [SUB]4[/SUB][SUP]-[/SUP]تولیدمی‌کند که در آن هر چهار پیوند

AL - Clاز نظر طول و انرژی یکسان هستند.

 

[S H i M A]

4- پيوندهاي فلزي

نيروي جاذبه‌اي كه از تأثير متقابل الكترون‌هاي غير مستقر (يعني همان الكترون‌هاي لايه‌ي ظرفيت) و ذره‌هاي مثبت شبكه‌ي بلور

فلز به وجود مي‌آيد عامل پيدايش پيوند فلزي مي‌باشد

فلزات به وسيلة رسانايي الكتريكي بالا، جلاي فلزي و چكش‌خواري مشخص مي‌شوند. كدام آرايش پيوندي مي‌تواند پديد آورندة اين

خواص باشد؟ فلزات در حالت جامد بلورهايي تشكيل مي‌دهند كه در آنها هر اتم با هشت يا دوازده اتم فلز احاطه شده است.

نظر به اين كه فلزات در تراز بيروني خود فقط 1،2 يا 3 الكترون دارند، اتم هاي آنها با اتم هاي مجاور خود پيوندهاي كووالانسي عادي

تشكيل نمي‌دهند و چون اتمهاي يك عنصر نيروي جاذبة يكساني نسبت به الكترونهاي خود دارند، اتم هاي فلز تمايلي به تشكيل يون

در بلور فلز ندارند. در اينجا، بلور فلز وقتي تشكيل مي‌شود كه اتمها در كنار يكديگر جمع مي‌شوند و اوربيتال هاي تراز بيروني تمام

اتم ها با يكديگر همپوشاني مي‌كنند. در اين حالت الكترون ها مي‌توانند به راحتي از يك اتم به اتم ديگر حركت كنند.

در اينجا گفته مي‌شود كه الكترون ها غيرمستقرند زيرا اين الكترونها در يك «مكان» به عنوان بخشي از يك يون يا پيوند كووالانسي معين

قرار نگرفته‌اند. اگر يك ميدان الكتريكي خارجي اعمال كنيم، الكترونها در درون فلز به جريان مي‌افتند و جريان الكتريكي به وجود مي‌آيد.

الكترونها غيرمستقر به آساني با نور بر هم كنش داشته، جلاي فلزي را به وجود مي‌آورند. وقتي فلزات را با چكش مي‌كوبيم، اتمها تغيير

آرايش مي‌دهند و الكترونها نيز در اوربيتالهاي اتمها در مكانهاي جديدجابجا مي‌شوند. الكترونهاي غيرمستقر كه اتمهاي فلزي را به

يكديگر متصل نگه مي‌دارند پيوندفلزي را به وجود مي‌آورند.

خواص فلزات با تعداد الكترونهاي بيروني آنها معين مي‌شود. فلزات گروه IA) 1) در هر اتم فقط يك الكترون بيروني دارند. اين فلزات نرم

هستند. فلزات گروهIIA) 2 ) دو الكترون بيروني دارند و در مقايسه با فلزات گروه (IA)1 سخت‌ترند. اما، در فلزات واسطه، الكترون هاي

اوربيتالهايd ممكن است در تشكيل پيوند فلزي شركت كنند. بسياري از اين فلزات بسيار سخت هستند.

عناصر گروه IIIB) 3) تا VIB) 6 ) سه تا شش الكترون غيرمستقر دارند.

در عناصر گروه هاي VIIB)7 ) تا VIIIB) 10 )، تعداد الكترون هاي غيرمستقر همان شش الكترون است زيرا الكترون هاي تراز فرعي d

اين عناصر در پيوند فلزي شركت ندارند.

تعداد الكترون هاي غيرمستقر به ازاي هر اتم با فلزات گروههاي IB) 11 ) و IIB) 12 ) رو به نقصان مي‌گذارد.

گروه هاي IIIA)13 ) تا VIIIA)18 )، نافلزند و از خواص فلزي آنها به سرعت كاسته مي‌شود.

پيوندفلزي قوي در فلزات ساختماني مانند آهن، كروم و نيكل، اين فلزات را سخت و محكم ساخته است. به طوركلي، عناصر واسطه،

سخت‌ترين و محكمترين عناصر هستند. بعضي از فلزات كه الكترون هاي غيرمستقركمتري دارند را مي‌توان با ساير فلزات تركيب كرد و

آلياژ تشكيل داد و به اين ترتيب باعث استحكام فلز شد. خواص اين آلياژها از خواص عناصر خالص سازندة آلياژ متفاوت است.


5- پيوند بين مولكولي

اتم ها در مولکول‌ها توسط پیوندهای کووالانسی کنار هم نگه داشته شده‌اند. اما سوال این است که مولکول‌ها در حالت 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:

نوع اول- نیروهای واندروالسی

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 "فرتینرلاندن" 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.

 

[S H i M A]

انواع نیروهای واندروالسی:

الف - نیروهای دوقطبی - دوقطبی

این نیروها بین مولکول های قطبی دیده می‌شوند. این مولکولها دارای دو قطبیهای دائمی هستند و تمایل به قرارگرفتن در راستای

میدان الکتریکی دارند. پایدارترین حالت زمانی است که قطب مثبت یک مولکول تا حد امکانبه 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 دواتمی 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.

ب - 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 الکترونگاتیوی اختلاف 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 مانندبرم 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.

از میان نیروهای بین مولکولی ، نیروی لاندن از همه مهم‌تر می‌باشد. این نیرو تنها نیروی جاذبه میان مولکولهای غیرقطبی 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 80درصد از نیروهای جاذبه بین مولکولی درآب، متعلق به پیوندهیدروژنی 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 تغییرشکل داده و قطبی می‌شوند، این ترکیبات نقاط ذوب و جوش نسبتا بالايی دارند.

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 وپیوند هیذروژنی) 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 دو قطبی - 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 ،ابرالکترونی

یک مولکول بنحوی تغییر شکل می‌دهد که یک دو قطبی 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 دو قطبی 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 درمولکول های غیرقطبی است.

منشأ ایجاد این نیروها ، حرکت الکترون ها می‌باشد. الکترونها در مولکول های غیرقطبی مانندH[SUB]2[/SUB] بطور متوسط به هراندازه 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 H[SUB]2[/SUB] 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.

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، آسانتر 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.

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- هرچه 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.

 

[S H i M A]

نوع دوم - پیوند هیدروژنی

هرگاه هیدروژن به اتمی با الکترونگاتیوی زیاد مثل فلوئور ، اکسیژن یا نیتروژن متصل گردد، شرایطی برای بوجودآمدن 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 غیرمشترک 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 اثرجاذبه اتم هیدروژن اندک مثبت موجود در یک مولکول و اتم بسیار الکترونگاتیو موجود درمولکول 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 بارمنفی جزئی شوند.

در این صورت پیوندهیدروژنی 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 واکسیژن (الکترونگاتیوتر از نیتروژن) ، پیوند هیدروژنی

قویتری درمقایسه با نیتروژن تشکیل می‌دهد. همچنین بار مثبت زیاد بر روی اتم هیدروژن ، زوج الکترون مولکول دیگررا 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.


انرژی لازم برای شکستن یک مول پیوند هیدروژنی از حدود 1 تا 10 کیلوکالری متغیر است.

پيوندهيدروژني با علامت نقطه‌چين (…) نشان داده مي‌شود. نيروي جاذبه در پيوندهيدروژني از نوع الكترواستاتيك است.

اگرچه پیوندهای هیدروژنی ضعیفتر از کووالانسی پیوندهای 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 خواصآنها دارد.

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 ، دیرترخشک شدن الیاف پنبه‌ای

از الیاف نایلونی‌ ، نرم شدن پوست با نایلون ، ناهنجارهای ظاهری در ماهیت آب ، همگی ناشی از همین پیوندهای هیدروژنی است.

پیوندهیدروژنی در تعیین ساختار و خواص مولکولهای سیستم‌های زنده نقش اساسی دارد. اجزای مارپیچ آلفا در ساختار پروتئین‌ها و اجزای

مارپیچ دوگانه در ساختار DNAتوسط پیوند هیدروژنی بهم می‌پیوندند. تشکیل و گسسته شدن پیوندهای هیدروژنی در تقسیم یافتن و سنتز

پروتئین‌ها توسط آن دارای اهمیت اساسی است.

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 H[SUB]2[/SUB]O، باعث بالا بودن نقطه ذوب و جوش آب نسبت به H[SUB]2[/SUB]S مي باشد.

 

[S H i M A]

Chemical Bonding in Solids

پیوند شیمیایی در مواد جامد

(لاتين)

دانلود
​

 

[S H i M A]

[h=1]

چگونگی تشکیل پیوند
​

[/h]
الكترون ها و سایر ذرات باردار ساكن نیستند و حول محور فرضی خود با سرعت چرخشی

بسیار بالایی در حال دوران هستند كه به این دوران آن ها اسپین گفته می شود.اگر دوران

الكترون را موافق چرخش عقربه‌های ساعت فرض كنیم و آن را از بالا بنگریم مشاهده می

شود كه :

امتداد خطوط میدان از مركز الكترون یا میدان الكتریكی، خارج و حول مركز به صورت دوایری

تو در تو و پیوسته در می‌آید كه می توانیم آن را یك میدان الكتریكی بسته و تا بی نهایت در

نظر بگیریم، برای این كه این میدان دایره‌ای شكل هیچ آغاز و پایانی ندارد.

همان طور كه می دانیم، هرگاه میدان الكتریكی در فضا برقرار شود، میدان مغناطیسی

عمود بر امتداد آن پدیدار خواهد شد و برعكس آن نیز صادق است كه به مجموعه این دو

میدان در فضا، میدان الكترومغناطیسی گفته می شود.

در شكل زیر نمای الكترون ( سطح دایره‌ای قرمز رنگ ) از پهلو و در حال دوران حول محور

عمودی نشان داده شده است، به گونه‌ای كه اگر از بالا به آن بنگریم جهت چرخش آن

موافق جهت چرخش عقربه‌های ساعت خواهد بود.

خطوط افقی سیاه رنگ، میادین الكتریكی و فلش قرمز رنگ جهت میدان الكتریكی از

روبرو را نشان میدهد كه در این صورت جهت فلشهای آبی رنگ، جهت میدان مغناطیسی

تشكیل شده را نشان می دهد . با توجه به دو قطبی بودن الكترون و ذرات باردار دیگر ،

آن ها می تواند تشكیل زوج ماده - ماده دهند یعنی شكل زیر :

در شكل فوق نمای الكترون ( سطح دایره‌ای قرمز رنگ ) از پهلو و در حال دوران حول محور

عمودی نشان داده شده است ، به گونه‌ای كه اگر از بالا به آن بنگریم جهت چرخش آن

موافق جهت چرخش عقربه‌های ساعت خواهد بود.

خطوط افقی سیاه رنگ، میادین الكتریكی و فلش قرمز رنگ جهت میدان الكتریكی از

روبرو را نشان میدهد كه در اینصورت جهت فلش های آبی رنگ،جهت میدان مغناطیسی

تشكیل شده را نشان میدهد .

با توجه به دو قطبی بودن الكترون و ذرات باردار دیگر، آنها می تواند تشكیل زوج ماده - ماده

دهند یعنی شكل زیر :

 

[S H i M A]

پیوند کووالانس کئوردینانس (داتیو) :


هر یک از دو اتم شرکت کننده در پیوند کووالانسی یک الکترون به اشتراک می گذارند.

به طوری که نمی توان تشخیص داد که الکترون های پیوندی متعلق به کدام اتم بوده

است. ولی یک نوع پیوند کووالانسی دیگروجود دارد٬که درآن یک اتم دوالکترون پیوندی

( دهنده الکترون ) راتامین می کند واتم دیگر که الکترون کم دارد (پذیرنده الکترون)

این دوالکترون را می گیرد .این پیوندکووالانسی را داتیو ( کووالانس کئوردینانسی )

می نامند.


هنگامی که گاز آمونیاک را باگاز هیدروژن کلرید مجاور هم قرار می دهیم این دو ماده

باهم واکنش داده ومولکول NH[SUB]4[/SUB]Cl را می سازند که از یون کلرید( [SUP]-[/SUP]Cl ) ویون آمونیوم

( [SUP]+[/SUP]NH[SUB]4[/SUB] ) تشکیل شده است .



همانطور که ملاحظه می نمایید H درمولکول HCl الکترون خودرا درلایه الکترونی اتم Cl

جا می گذارد و اتم نیتروژن درمولکول NH3: الکترون غیر پیوندی خودرا دراختیار[SUP]+ [/SUP]H قرار

می دهد.به این ترتیب [SUP]+ [/SUP]H پذیرنده الکترون و اتم نیتروژن در مولکول NH3 دهنده الکترون

می باشد.

به طور ساده می توان پیوند داتیورا به صورت یک فلش از طرف عنصر دهنده الکترون به

سمت اتم گیرنده الکترون نشان داد درضمن باید توجه داشت هرچهار پیوند در یون آمونیم

از نظر انرژی و طول پیوند یکسان هستند و هیچگونه تفاوتی بعد از تشکیل باهم ندارند.


هنگامی که مولکول HClدر آب حل می شود [SUP]+ [/SUP]H از این مولکول جداشده و با مولکول آب

پیوند داتیو می دهد در این جا نیز اتم اکسیژن آب که دو جفت الکترون نا پیوندی دارد یک

جفت الکترون دراختیار[SUP]+ [/SUP]H قرارمی دهد و پیوند داتیو تشکیل می شود:

به واکنش زیر توجه کنید .دراین واکنش نیتروژن جفت الکترون ناپیوندی خود را دراختیار

اتم بور قرار می دهد و به این ترتیب اتم بور B نیز درلایه ظرفیت خود دارای هشت الکترون

می شود.

[FONT=times new roman, times, serif]
به شکل ساده تر با مدل خطی می توان این مولکول را به صورت زیر نشان داد.

[FONT=times new roman, times, serif][/FONT]
مولکول [SUB]3[/SUB] AlCl نیز مانند مولکول [SUB]3[/SUB] BF می باشد واتم Al دراین مولکول در لایه ظرفیت

خود دارای شش الکترون می شود . آزمایش نشان می دهد این مولکول در 180 درجه

سانتی گراد تصعید می شود.

اگر این ماده ساختار یونی می داشت باید دمای ذوب بسیار بالایی می داشت . زیرا

برای ازبین بردن جاذبه شدید بین یون ها به انرژی زیادی نیاز است .



وقتی ماده ای در دمایی پایین تصعید می شود میتوان نتیجه گرفت باید مولکولی کو -

والانسی باشد .

( جامد مولکولی ) به مدل الکترون نقطه ای [SUB]3[/SUB] AlCl توجه کنید.

اندازه گیری جرم مولکولی درحالت بخار این مولکول نشان می دهد فرمول مولکولی آن

باید به صورت دیمر ( Al [SUB]2[/SUB]Cl[SUB]6[/SUB] ) باشد .دراین دیمر همانطور که درزیر ملاحظه می کنید .

دو پیوند به طریق داتیو تشکیل شده است .


اتم کلر نیزدارای زوج الکترون های غیر پیوندی درلایه ظرفیت خود است که می تواند آنها

را در اختیار اتم Al قراردهد .

[FONT=times new roman, times, serif][/FONT]

پیوند در یون های فلزی آبپوشیده:


مولکول آب باتشکیل پیوندقوی یون های حل شده را احاطه می نماید. بیشتر یون های

فلزی ضمن آبپوشی با مولکول آب پیوندتشکیل می دهند.


آلومینیم کلرید دارای پیوند کووالانسی است هنگامی که درآب حل می شود یونش می

یابد.

سپس شش مولکول آب یون [SUP]3+[/SUP]Al را احاطه نموده و یون هگزا آکوا آلومینیم Al(H[SUB]2[/SUB]O)[SUB]6[/SUB][SUP]+3[/SUP]

را می سازند . به چگونگی تشکیل این یون توجه نمایید .

Al: 1s[SUP]2[/SUP]2s[SUP]2[/SUP]2p[SUP]6[/SUP]3s[SUP]2[/SUP]3p[SUB]x[/SUB][SUP]1 [/SUP]

[SUP]
[/SUP]A l [SUP]+3[/SUP] : 1s[SUP]2[/SUP]2s[SUP]2[/SUP]2p[SUP]6 [/SUP]



اکنون این یون می تواندبا اوربیتال های ( 3s,3p, 3d) لایه ظرفیت خودبا جفت الکترون

های غیرپیوندی اکسیژن آب پیوند داتیو برقرارنماید.

شکل این یون هشت وجهی است( هیبرید S P[SUP]3[/SUP]d[SUP]2[/SUP]) .لازم به تذکراست برای تجسم

شکل کمپلکس پیوندهای داتیوی که دربالا وپایین صفحه قرار دارندبه شکل فلشهای

خطی و پیوندهای داتیوی جلوی صفحه بافلش هایی به شکل گوه وپیوندهای داتیوی

عقب صفحه به شکل فلش های نقطه چین نشان داده شده است .




[FONT=times new roman, times, serif][/FONT]

پیوند داتیو درکربن منوکسید


درمولکول کربن منوکسید دواوربیتال تک الکترونی اکسیژن بادواوربیتال تک الکترونی کربن

پیوند کووالانسی برقرارمی نمایند .امادراین حالت لایه ظرفیت کربن دارای شش الکترون

خواهد شد. برای تکمیل لایه ظرفیت درکربن جفت الکترون غیر پیوندی اکسیژن با کربن

پیوند داتیو می دهد . به این ترتیب درفرمول ساختاری کربن منوکسید پیوند سه گانه

برقرار می شود. C ≡ O

پیوند داتیو در نیتریک اسید


[FONT=times new roman, times, serif][/FONT] دربیشتر اسید های اکسیژندار اتم مرکزی با اکسیژن دارای پیوند داتیو است و اثر

القایی منفی این اکسیژن باعث افزایش قدرت اسیدی دراین گونه اسید ها میشود.

لازم به تذکر است در یون نیترات هرسه پیوند N وO ازهرحیث یکسان هستند و این

به علت عدم استقرار الکترون (رزونانس) در این سه پیوند است .

[/FONT]

 

[S H i M A]

چگونگی تشکیل پیوند کووالانس و انرژی پیوند

اتم ها خود به خود با یکدیگر ترکیب می شوند .مولکول ها را می سازند.به عبارتی

دیگر مولکول ها پایدارتر از اتم ها هستند. درهرفرایند خود بخودی انرژی آزاد گیبس

منفی است ودرانجام آن دوعامل حداکثر بی نظمی وحداقل انرژی موثر هستند.

ازآن جایی که درتشکیل مولکول ها ازاتم ها همیشه بی نظمی کاهش می یابد

بی نظمی عامل مساعد نیست ودراین رابطه کاهش انرژی نقش موثر دارد.

هر اتم علاوه برانرژی های جنبشی مقداری انرژی پتانسیل نیز دارد که در مجموع

محتوای انرژی آن اتم را تشکیل می دهند .

انرژی پتانسیل یک اتم شامل دافعه های لایه های الکترونی ونیروی گریز از مرکز و

جاذبه بین هسته - الکترون ها می باشد.

در اکثر ترکیبات ویون های چند اتمی پیوند کووالانسی وجوددارد . این پیوند بین دو

اتم نا فلز که اختلاف الکترونگاتیوی کمی دارند تشکیل می شود . وبا اشتراک الکترون

بین دو عنصر لایه ظرفیت هر دواتم شرکت کننده در پیوند کامل می شود.

ساده ترین مثال دراین رابطه تشکیل پیوند بین دو اتم هیدروژن است .

هنگامی که دواتم درفاصله دوراز هم قراردارند اثری برهم نمی گذارند و جاذبه بین آن

دو صفراست . اما هنگامی که به هم نزدیک می شوند جاذبه مغناطیسی حاصل از

اسپین الکترونی بردافعه الکترونی غلبه نموده وآن دو رابه هم نزدیک می نماید .

قرار گرفتن الکترون بین دو هسته سبب جذب پروتون ها می شود و انرژی پتانسیل

کاهش می یابد. هرچه این نیروی کولمبی بین دو ذره بیشتر پیوند حاصل قوی تر و

پایدارتر وانرژی کل سیستم کمترخواهدبود .

بر اثر جاذبه هسته هر اتم بر ابر الکترونی اتم دیگراتم ها رفته رفته به هم نزدیک

می شوند وبه این ترتیب مرتبا انرژی پتانسیل دواتم کاهش یافته وبه یک مینیمم

می رسد.( چاه پتانسیل) اما همزمان بانزدیک شدن هسته دواتم به یکدیگر دافعه

بین هسته ها ( دافعه کولمبی )ازشدت وسرعت نزدیک شدن دواتم جلوگیری می

نماید درمینیمم انرژی پتانسیل درواقع جاذبه ودافعه هابین دواتم به تعادل می رسند

به طوری که اگردواتم ازهم دورشوند جاذبه آن هارا به هم نزدیک می نماید واگر دو

هسته به هم نزدیک شوند دراین صورت دافعه بین انها به شدت انرژی پتانسیل را

افزایش داده ودواتم اجبارا دریک فاصله مینیمم مناسب با حداقل انرژی پتانسیل در

کنارهم قرارمی گیرند . دراین حالت احتمال حضور الکترون های پیوندی درفضای

بین دوهسته بیشتر است .

البته الکترونهای پیوندی ازفضای بین دوهسته نیز خارج می شود وبا سرعت زیادی

که دارند ( درحدود یک صدم سرعت نور ) درداخل اتم ها ومولکول ها حرکت می نماید

اما بیشتر اوقات خود را در فضای بین دوهسته (مثلا زمان 90% - 80 % ) سپری

می کند.

مفهوم پیوند شیمیایی راازنظر کیفی می توان تمرکز الکترون درفضای بین دو هسته

دانست. البته الکترون می تواند بین بیش از دوهسته نیز قرار گیرد ( رزونانس )

وقتی دو یا چند اتم باپیوند کووالانسی به یکدیگر متصل می شوند ذره حاصل مولکول

نامیده می شود . خطی فرضی ٬ که هسته دواتم را درپیوند به هم متصل می کند

محور پیوند می نامند .

فاصله بین دوهسته درامتداد محور پیوند طول پیوند نامیده می شود. این طول درواقع

ثابت نیست .زیرا پیوند ها مانند یک فنر سفت بین دو هسته اتم قرارگرفته اند به طوری

که اتم ها نسبت به هم درحال ارتعاش اند و پیوند مرتبا بلند وکوتاه می شود.

انرژی پیوند به میزان برتری نیروی های جاذبه برنیروی دافعه بستگی دارد .انرژی که در

هنگام تشکیل پیوند آزاد می گردد برابراست با مقدارانرژی لازم برای غلبه برجاذبه خالص

است وبه صورت تغییر انتالپی استاندارد برای شکستن پیوند٬ دریک مول از مولکول های

گازی تعریف می شود. و فرایندی گرماگیر است پس همواره طبق قرارداد مثبت است.

انرژی پیوند بستگی به شعاع اتم های شرکت کننده درپیوند والکترونگاتیوی آن ها دارد.

هرچه طول پیوند کوتاه تر والکترونگاتیوی اتم ها بیشتر باشد انرژی پیوند بیشتر است.

بیشتراطلاعات درباره مولکول ها ازطیف بینی زیر قرمز و ریز موج به دست می آید.

 

[S H i M A]

بررسي پيوند پپتيدي:

در اواخر دهه 1930، لينوس پائولينگ و رابرت كوري با استفاده از روش كريستالوگرافي اشعه X ،

ساختار دقيق آمينواسيدها و پپتيدها را مورد بررسي قرار دادند. هدف آنها از اين مطالعات، تعيين

فاصله پيوند بين اتمها و زواياي پيوند بود تا با استفاده از اين اطلاعات بتوانند كونفورماسيون ( آرايش

فضايي گروههاي متصل به يك اتم مي توانند حول يك پيوند بچرخند) پروتئين ها را پيشگويي كنند.


يكي از يافته هاي ارزشمند اين دو محقق آن بود كه واحد پپتيدي محكم و مسطح است. هيدروژن

گروه آميني در اين پيوند هميشه در موقعيت Trans نسبت به اكسيژن گروه كربونيل قرار مي گيرد.

پيوند ميان اتم كربن گروه كربونيل و اتم نيتروژن داراي آزادي چرخش نيست و تقريباً مانند يك پيوند

دوگانه عمل مي كند. طول اين پيوند، كوتاه و در حدود 32/1 آنگستروم بوده و ميانگين طول پيوند

ساده C-N ( 49/1 آنگستروم) و پيوند دوگانه C=N ( 27/1 آنگستروم) است و به همين دليل،

خصوصيات يك پيوند دوگانه نسبي را نشان مي دهد. پيوند ميان كربن α و كربن گروه كربونيل از

نوع پيوند ساده بوده و طول آن 51/1 آنگستروم است. همچنين پيوند بين كربن α در اسيد آمينه

دوم و نيتروژن نيز از نوع پيوند ساده ( 46/1 آنگستروم) است. بنابراين درجه آزادي چرخش حول

اين پيوندها زياد بوده و اتمهايي كه در پيوند پپتيدي درگير شده اند، روي يك خط قرار نمي گيرند

ولي در يك صفحه هستند.



توالي اسيدهاي آمينه ساختمان اوليه پپتيدها را مشخص مي كند

براي تعيين ساختمان اوليه يك پلي پپتيد بايد تعداد، ساختمان و ترتيب همه ريشه هاي اسيدهاي

آمينه را مشخص كرد.


جايگزيني تنها يك اسيد آمينه بجاي اسيد آمينه ديگر در توالي خطي بيش از 100 اسيد آمينه

مي تواند منجر به كاهش يا از بين رفتن فعاليت بيولوژيك شده، عواقب بالقوه و وخيمي به جاي

گذارد، مانند بيماري كم خوني سلول داسي شكل.


براي ناميدن اسيدهاي آمينه موجود در پپتيدها از علائم اختصاري استفاده مي شود :


براي نمايش ساختمان اوليه پپتيدها مي توان از دو نوع علامت اختصاري سه حرفي و يك حرفي

اسيدهاي آمينه استفاده كرد. استفاده از حرفي كه با خطوط مستقيم بهم وصل شده اند، روش

شناخته شده و صريح براي نمايش ساختمان اوليه پپتيدها است. در صورت استفاده از علايم

اختصاري يك حرفي اين خطها حذف مي شوند. در صورتي كه ترتيب دقيق بخشي از ساختمان

پلي پپتيد مشخص نباشد، ريشه هاي مشكوك و مورد نظر درون كروشه قرار گرفته و با علامت

كاما از هم جدا مي شوند.


پپتيدهاي موجود در سيستم هاي بيولوژيك، از نظر اندازه متفاوتند و ممكن است بصورت انواع كوچك

با دو يا سه اسيد آمينه تا انواع بسيار بزرگ متشكل از هزاران اسيد آمينه ديده شوند.


دو مولكول اسيد آمينه مي توانند بطور كووالان از طريق يك پيوند آميدي يا پيوند پپتيدي به يكديگر متصل

شده و ايجاد يك دي پپتيد كنند. اين پيوند با برداشت عناصر يك مولكول آب ( دهيدراتاسيون ) از گروه

α-كربوكسيل يك اسيد آمينه و α-آمينوي اسيد آمينه ديگر ايجاد مي گردد.


گروه α-آمينوي يك اسيد آمينه به عنوان يك نوكلئوفيل عمل نموده تا جايگزين گروه هيدروكسيل اسيد

آمينه ديگر شده و ايجاد يك پيوند پپتيدي ( تيره ) كند.


تشكيل پيوند پپتيدي مثالي از يك واكنش كندانساسيون است كه يكي از كلاس هاي معمول

واكنش ها در سلولهاي زنده مي باشد. تحت شرايط بيوشيميايي استاندارد، تعادل واكنش بالا

بيشتر به سمت مواد شركت كننده در واكنش است تا محصول دي پپتيدي. براي اينكه اين واكنش

از نظر ترموديناميكي قابل انجام باشد، لازم است گروه كربوكسيل دچار تعيير شيميايي شده و يا به

طريقي فعال گردد كه گروه هيدروكسيل آن راحت تر برداشت شود.


سه اسيد آمينه مي توانند توسط دو پيوند پپتيدي به يكديگر متصل شده و ايجاد يك تري پپتيد كنند؛

بطور مشابه اسيدهاي آمينه با اتصال به يكديگر توليد تترا پپتيد، پنتاپپتيد و غيره مي كنند. وقتي تعداد

كمي از اسيدهاي آمينه به اين طريق به يكديگر اتصال مي يابند، ساختمان حاصل را اوليگوپپتيد گويند.

وقتي تعداد اين اسيدهاي آمينه زياد باشد، محصول را پلي پپتيد مي نامند. در ساختمان پروتئين ها

ممكن است هزاران اسيد آمينه وجود داشته باشد. هر چند گاهي اصطلاحات پروتئين و پلي پپتيد

بجاي يكديگر بكار مي روند، مولكولهايي كه به آنها پلي پپتيد اطلاق مي گردد، عموماً داراي وزن

مولكولي كمتر از 10000 هستند.


شكل صفحه بعد ساختمان يك پنتاپپتيد را نشان مي دهد. اسيد آمينه موجود در يك پپتيد را اغلب

يك ريشه ( قسمت باقيمانده بعد از جدا شدن يك اتم هيدروژن از گروه آمينو و يك عامل هيدروكسيل

از گروه كربوكسيل آن )‌گويند. در يك پپتيد، ريشه اسيد آمينه موجود در انتهاي داراي گروه α-آمينو آزاد

را ريشه انتهاي آمينو ( يا انتهاي N ) و ريشه موجود در انتهاي ديگر داراي يك گروه كربوكسيل آزاد را

ريشه انتهاي كربوكسيل ( يا انتهاي C ) گويند.


هرچند هيدروليز يك پيوند پپتيدي يك واكنش انرژي زا است، بخاطر انرژي فعالسازي بالاي آن، به

آهستگي صورت مي گيرد. لذا پيوندهاي پپتيدي موجود در پروتئين كاملاً پايدارند و تحت اكثر شرايط

داخل سلول، نيمه عمري حدود 7 سال دارند.



ساختمان اوليه بر فعاليت فيزيولوژيك پپتيد تاثير دارد


جايگزيني تنها يك اسيد آمينه بجاي اسيد آمينه ديگر در توالي خطي بيش از 100 اسيد آمينه منجر

به كاهش يا از بين رفتن فعاليت بيولوژيك شده، عواقب بالقوه و وخيمي به جاي گذارد ( مانند بيماري

كمخوني سلول داسي شكل ). در بسياري از اختلالات متابوليك ارثي تنها يك تغيير منفرد از اين نوع

وجود دارد.



بسياري از پپتيدها فعاليت فيزيولوژيك دارند


در سلول هاي جانوران، گياهان و باكتري ها پلي پپتيدهاي مختلفي با وزن مولكولي پايين وجود دارد

( 3 تا 100 ريشه اسيد آمينه ) كه فعاليت فيزيولوژيكي بارزي بر عهده دارند.


در مولكلول گلوتاتيون، گلوتامات انتهايي N از طريق يك پيوند غير آلفا پپتيدي به سيستئين متصل شده

است. اين مولكول مورد نياز آنزيم هاي متفاوتي است. گلوتاتيون و آنزيم گلوتاتيون ردوكتاز در تشكيل

پيوندهاي دي سولفيدي صحيح در بسياري از پروتئين ها و هورمونهاي پلي پپتيدي شركت داشته و در

متابوليسم گزنوبيوتيكها ( Xenobiotics ) نقش دارند.


آنتي بيوتيكهاي پلي پپتيدي كه توسط قارچ ها ساخته و آزاد مي شوند داراي هر دو نوع اسيد آمينه D و

L و اسيدهاي آمينه اي كه در پروتئين ها وجود ندارند مي باشد. از جمله اين آنتي بيوتيكها مي توان به

تيروسيدن، گراميسيدين اشاره كرد. اين پلي پپتيدهاي حلقوي داراي D فنيل آلانين و اسيد آمينه غير

پروتئيني اورنيتين مي باشند.




پپتيدها پلي الكتروليت هستند


در هيچ مقدار pH موجود در شرايط فيزيولوژيك، پيوند پپتيدي ( آميدي ) باردار نيست. بنابراين تشكيل

پپتيدها از اسيد آمينه در pH برابر 4/7 با از بين رفتن خالص يك بار الكتريكي مثبت و يك بار منفي به

ازاي هر پيوند پپتيدي تشكيل شده، همراه مي باشد. به علت وجود گروههاي دو انتهاي C و N و گروههاي

R اسيدي يا بازي، پپتيدها در pH فيزيولوژيك مولكولهايي داراي بار الكتريكي هستند.



پيوند پپتيدي بطور نسبي ماهيت پيوند دوگانه را دارد


هر چند براي نوشتن ساختمان پپتيدها اتمهاي آلفا- نيتروژن و آلفا-كربوكسيل توسط يك پيوند منفرد به هم

متصل مي شوند، اين پيوند در حقيقت ماهيت يك پيوند دوگانه نسبي يا ناقص را دارد.


اتمهاي اطراف پيوندي كه اتمهاي C و N را بهم وصل مي كند آزادي چرخش ندارد. در نتيجه هر چهار اتمي

كه در شكل زير نشان داده شده در يك صفحه قرار داشته يا Coplanar مي باشند. اين حالت نيمه سختي

اتمها ماهيت زيادي در ساختمانهاي ديگر پروتئين در مراتب بالاتر از ساختمان اوليه دارد. بر عكس حالت

فوق، اتمهاي اطراف بقيه پيوندهاي موجود در اسكلت پلي پپتيدي آزادي چرخش فراواني دارند.


ابعاد يك زنجيره پلي پپتيدي كاملاً گسترده شده. چهار اتمي كه در نواحي سايه دار مشخص شده اند در

يك صفحه قرار داشته و پيوند پلي پپتيدي را تشكيل مي دهند. اتم هايي كه در نواحي تيره قرار ندارند

عبارتند از: اتم كربن آلفا، اتم هيدروژن آلفا و گروه R آلفاي هر اسيد آمينه خاص.



نيروهاي غير كووالان بر شكل پپتيدها تاثير مي گذارند


با اينكه يك پلي پپتيد ممكن است آرايش فضايي متفاوتي داشته باشد، در يك محلول اشكال معدودي بصورت

غالب وجود دارد. وجود اين اشكال خاص نشانه دخالت عواملي مانند موانع فضايي، تداخلات نيروهاي كلوني،

پيوند هيدروژني و تداخلات هيدروفوبي مي باشد.



پپتيدها را مي توان بر اساس خاصيت يونيزاسيون آنها تشخيص داد


پپتيدها تنها داراي يك گروه α-آمينو آزاد و يك α-كربوكسيل آزاد هستند كه هر كدام از آنها در يك انتها قرار

دارند. اين گروهها همانند حالت موجود در اسيدهاي آمينه آزاد، يونيزه هستند ولي بخاطر عدم وجود

گروههاي با بار مخالف بر روي كربن α، ثابت هاي يونيزاسيون آنها متفاوت مي باشد. گروههاي α-آمينو و

α-كربوكسيل تمامي اسيدهاي آمينه غير انتهايي در ايجاد پيوندهاي كووالان پپتيدي شركت مي كنند؛

لذا يونيزه نيستند و نقشي در رفتار اسيد- بازي كلي پپتيدها ندارند. هر چند، گروههاي R برخي اسيدهاي

آمينه موجود در يك پپتيد، قابليت يونيزاسيون را دارد و اين گروهها در خصوصيت اسيد- بازي كلي مولكول

همكاري مي كنند. بنابراين، رفتار اسيد- بازي يك پپتيد را مي توان از روي گروههاي آزاد α-آمينو و α-

كربوكسيل و همچنين ماهيت و تعداد گروههاي R قابل يونيزاسيون موجود در آن پيش بيني نمود.


همانند اسيدهاي آمينه پپتيدها داراي منحني هاي مشخص تيتراسيون و يك pH ايزوالكتريك ( pI ) خاص

مي باشند كه در آن pH حركتي در ميدان الكتريكي ندارند. از اين ويژگي در برخي از تكنيك ها براي

جداسازي پپتيدها و پروتئين ها استفاده مي گردد. وقتي يك اسيد آمينه در ساختمان يك پپتيد قرار

مي گيرد، مقدار گروه R قابل يونيزاسيون آن مقداري تغيير مي نمايد. از دست رفتن بار گروههاي α-

آمينو و α- كربوكسيل، تعامل با ساير گروههاي R پپتيدي و عوامل محيطي ديگر مي توانند بر روي اثر

بگذارند.



پپتيدها و پلي پپتيدها داراي فعاليت بيولوژيك، از نظر اندازه بسيار متفاوت هستند

در مورد ارتباط وزن هاي مولكولي پپتيدها و پروتئين هاي داراي فعاليت با عملكرد آنها، هيچ قاعده ي

كلي وجود ندارد. اندازه پپتيدهاي طبيعي ممكن است از دو تا هزاران اسيد آمينه متفاوت باشد. حتي

كوچكترين پپتيدها نيز اعمال بيولوژيكي مهم را انجام مي دهند. دي پپتيد L- آسپارتيل- L- فنيل آلانين

متيل استر، بعنوان يك شيرين كننده مصنوعي است كه بطور تجارتي سنتز شده و بنام آسپارتام يا

نوتراسوئيت مشهور مي باشد.


بسياري از پپتيدها اثرات خود را در غلظت هاي بسيار پايين به انجام مي رسانند. براي مثال، تعدادي از

هورمونهاي موجود در مهره داران از جنس پپتيدهاي كوچك مي باشند. از جمله اين هورمون هاي عبارتند

از اكسي توسين ( با 9 ريشه اسيد آمينه ) كه توسط هيپوفيز خلفي ترشح شده و انقباضات رحمي

را تحريك مي كند، برادي كينين ( 9 ريشه اي ) كه مانع التهاب بافت مي گردد و فاكتور آزاد كننده

تيروتروپين ( 3 ريشه اي ) كه در هيپوتالاموس ساخته شده و رهاسازي هورمونهاي ديگري بنام تيروتروپين

از غده هيپوفيز قدامي را تحريك مي كند. تعدادي از سموم قارچي، نظير آمانيتين و همچنين بسياري از

آنتي بيوتيكها نيز جزء پپتيدهاي كوچك مي باشند.


مولكولهاي داراي اندازه قدري بزرگتر، شامل اليگوپپتيدها و پلي پپتيدهاي كوچكي نظير هورمون انسولين

پانكراس مي باشند كه از دو زنجير پلي پپتيدي، يكي با 30 و ديگري با 21 ريشه اسيد آمينه، تشكيل

شده است. هورمون ديگر پانكراس، يعني گلوكاگون، 29 ريشه دارد و با فعاليت انسولين مخالفت مي كند.


تنوع قابل توجهي در طول زنجيره هاي پلي پپتيدي موجود در پروتئين ها وجود دارد. سيتوكروم c انساني از

104 ريشه اسيد آمينه تشكيل شده است كه در يك زنجير به يكديگر متصل هستند.

كيموتريپسين گاوي داراي 245 ريشه مي باشد. اكثر پلي پپتيدهاي موجود در طبيعت، كمتر از 2000 ريشه

اسيد آمينه دارند.


تعدادي از پروتئين ها از يك زنجير پلي پپتيدي تشكيل شده اند، ولي بقيه آنها، تحت عنوان پروتئين هاي

چند زير واحدي، متشكل از دو يا چند پلي پپتيد هستند كه بطور غير كووالان به يكديگر متصل مي باشند.

زنجيره پلي پپتيدي موجود در يك پروتئين چند زير واحدي ممكن است يكسان و يا متفاوت باشند. درصورتيكه

حداقل دو زنجير مشابه باشد، پروتئين را اوليگومر گويند و واحدهاي مشابه ( متشكل از يك يا چند زنجير

پلي پپتيدي ) را پروتومر مي نامند. براي مثال هموگلوبين از چهار زنجير، شامل دو زنجير مشابه α و دو

زنجير مشابه β، تشكيل شده است كه توسط تعامل هاي غير كووالان در كنار يكديگر قرار دارند.


تعدادي از پروتئين ها داراي دو يا چند زنجيره پلي پپتيدي هستند كه توسط پيوندهاي كووالان به يكديگر

متصل مي باشند. براي مثال، دو زنجيره پلي پپتيدي انسولين توسط پيوندهاي دي سولفيدي به يكديگر

متصل هستند.


با تقسم وزن مولكولي بر 110 مي توان تعداد حدودي ريشه هاي اسيد آمينه موجود در يك پروتئين ساده

فاقد گروه شيميايي ديگر را محاسبه نمود. هر چند متوسط وزن مولكولي 20 اسيد آمينه معمول در

حدود 138 مي باشد، اسيدهاي آمينه كوچكتر در پروتئين ها فراوانتر هستند؛ در صورتيكه نسبت وجود

اسيدهاي آمينه مختلف را در پروتئين ها در نظر بگيريم آنگاه وزن مولكولي متوسط به 128 نزديك مي گردد.

از آنجايي كه براي ايجاد هر پيوند پپتيدي، يك مولكول آب ( وزن مولكولي برابر 18 ) برداشت مي شود،

وزن مولكولي متوسط يك ريشه اسيد آمينه موجود در پروتئين ها برابر 110 خواهد بود.



پلي پپتيدها داراي تركيبات اسيد آمينه اي مشخصي هستند

در اثر هيدروليز اسيدي پپتيدها يا پروتئين ها، مخلوطي از α- آمينو اسيدهاي آزاد بدست مي آيد. با

هيدروليز كامل هر نوع پروتئين نسبت يا مخلوط مشخصي از اسيدهاي آمينه مختلف را ايجاد مي نمايد.

بيست اسيد آمينه معمول تقريباً هرگز به مقادير برابر در پروتئين ها وجود ندارند. تعدادي از اسيدهاي آمينه

ممكن است تنها يكبار در ساختمان يك پروتئين خاص وجود داشته باشند و يا اصلاً در آن مشاهده نگردند؛

در حاليكه بقيه ممكن است به تعداد زياد ديده شوند.


جدول زير تركيب مخلوط هاي اسيد آمينه اي حاصل از هيدروليز كامل سيتوكروم c و كيموتريپسينوژن ( پيش

ساز غير فعال آنزيم گوارشي كيموتريپسين )‌گاوي را نشان مي دهد. اين دو پروتئين كه اعمال بسيار

متفاوتي انجام مي دهند، از نظر تعداد نسبي هر كدام از اسيدهاي آمينه موجود نيز تفاوت قابل توجهي

دارند.


هيدروليز كامل به تنهايي براي آناليز دقيق تركيب اسيد آمينه اي كافي نيست. زيرا در طي آزمايش

امكان انجام واكنشهاي جانبي وجود دارد. براي مثال، پيوندهاي آميدي موجود در زنجير جانبي آسپاراژين

و گلوتامين در حضور اسيد شكسته شده و در نتيجه آن به ترتيب موجب توليد آسپارتات و گلوتامات مي گردد.

در اثر هيدروليز اسيدي، زنجير جانبي تريپتوفان تقريباً بطور كامل تخريب مي گردد و مقادير كمي از سرين،

ترئونين و تيروزين نيز از دست مي روند.



توالي پروتئين ها :‌تعيين ساختمان اوليه


تا زمانيكه درجه همگوني يك پپتيد كه به كمك روش SDS-PAGE تعيين مي شود به بيش از 95 درصد نرسد،

اطلاعات مربوط به توالي پپتيدها قابل تفسير نخواهد بود. بنابراين لازم است ابتدا پپتيدها را به كمك تكنيكهاي

مرسوم براي تخليص پروتئينها بصورت خالص تهيه كرد. از روش SDS-PAGE بطور گسترده براي تعيين وزن

مولكولي پپتيدها با مقايسه قابليت تحرك آنها با پپتيدهاي استاندارد كه وزن مولكولي آنها مشخص شده

است، استفاده مي شود.


معمولاً قبل از تعيين توالي اسيدهاي آمينه موجود در يك پپتيد تركيب اسيدهاي آمينه آن را تعيين مي كنند

تا اشتباهات احتمالي مشخص شده و اطلاعات بعدي در مورد توالي اسيدهاي آمينه تاييد گردد. ابتدا

پيوند پپتيدي متصل كننده اسيدهاي آمينه با روش هيدروليز شكسته مي شود، سپس اسيدهاي آمينه

آزاد شده با روش HPLC يا كروماتوگرافي مبادله يوني جدا و مشخص مي شوند.


در هيچ فرآيندي هيدروليز پپتيدها بطور كامل و بدون از دست رفتن برخي تركيبات اعظم انجام نمي گيرد.

روش انتخابي براي هيدروليز پپتيدها با استفاده از نمونه هاي تكثير شده در HCl 6 نرمال است كه در دماي

110 درجه سانتيگراد و در لوله هاي شيشه اي داراي خلاء و كاملا در بسته به مدت 24، 48، 72، 96

ساعت قرار مي گيرند. اين فرايند تمام مولكول هاي تريپتوفان ( Trp ) و سيستئين ( Cys ) را تخريب كرده

و در صورت وجود يونهاي فلزي برخي از مولكولهاي متيونين ( Met ) و تيروزين ( Tyr ) نيز از بين مي روند.

اسيدهاي آمينه سرين ( Ser ) و ترئونين ( Thr ) نيز بطور كامل بدست نمي آيند.

پيوندهاي بين دو مولكول والين ( Val-Val ) ، دو مولكول ايزولوسين ( Ile-Ile‌ ) و بين والين و ايزولوسين

( Val-Ile و Ile-Val ) در برابر هيدروليز بسيار مقاوم بوده، اما گلوتامين ( Gln ) و آسپاراژين ( Asn )

گروههاي آميد خود را از دست داده، به اسيد گلوتاميك ( Glu ) و اسيد آسپارتيك ( Asp‌ ) تبديل مي شوند.


سيستئين قبل از هيدروليز به اسيد سيستئيك كه يك تركيب مقاوم در برابر اسيد است تبديل مي شود.

ميزان تريپتوفان به دنبال هيدروليز بازي تخمين زده مي شود. در اين فرايند اسيدهاي آمينه سرين،

ترئونين، آرژنين، وسيستئين از بين مي روند. اطلاعات مربوط به سرين و ترئونين از زمان صفر هيدروليز

استنتاج مي شود و ميزان والين و لوسين از اطلاعات ساعت 96 تخمين زده مي شود.


Sanger اولين كسي بود كه توالي يك پلي پپتيد را مشخص كرد. Sanger در روش خود ابتدا دو زنجيره پلي

پپتيدي A و B انسولين را از هم جدا كرده و سپس آنها را به كمك روشهاي آنزيمي خاص به پپتيدهاي

كوچكتري تقسيم كرد كه در اين پپتيدها برخي توالي هاي مشابه وجود داشت. وي سپس با استفاده از

1- فلوئور و 2 و 4- دي نيتروبنزن هر بار يك ريشه اسيد آمينه از انتهاي N اين پپتيدها را جدا و مشخص نمود.

وي توانست با مقايسه تواليهاي مشابه پپتيدها ساختمان اوليه هر دو زنجير A و B را بطور قطعي مشخص

كند.


بعدها دو تكنيك تازه تر باعث ايجاد تحولي در روش تعيين ساختمان اوليه پلي پپتيدها ( پروتئين ها ) شد.

تكنيك نخست كه توسط Edman در سال 1967 ارائه شد روند برداشت متوالي اتوماتيك و تشخيص

ريشه هاي اسيد آمينه انتهاي N بصورت مشتقات فنيل تيوهيدانتوئين آنها بود. تكنيك دوم معرفي شيوه

تعيين توالي سريع DNA بود كه بطور مستقل از يكديگر توسط Sanger و توسط Maxam و Gilbert ارائه شد.

در حال حاضر بهترين كار آن است كه از هر دو روش همراه با هم استفاده شود.




مخلوط پپتيدها را قبل از تعيين توالي آنها بايد جدا كرد


براي تخليص قطعات بدست آمده عمدتاً از روشهاي زير استفاده مي شود :


1. صافي روي ژل در محلول اسيد استيك يا اسيد فرميك.


2. كروماتوگرافي روي مايع با فاز معكوس.


3. كروماتوگرافي مبادله يوني روي فسفوسلولز يا سولفوفنيل ( Sephadex ) در محلول اسيد فسفريك




كروماتوگرافي مبادله يوني و الكتروفورز با ولتاژ بالا ( HVE‌)،

مولكول ها را بر اساس بار الكتريكي جدا كرده و در مورد جداسازي پلي پپتيدها با وزن مولكولي پايين

و نيز اسيدهاي آمينه قابل استفاده اند. مقدار pK براي گروه كربوكسيل انتهاي C در يك پلي پپتيد بيشتر

از گروه آلفا كربوكسيل در اسيد آمينه مربوطه است. برعكس گروه آمين انتهاي N نسبت به اسيد آمينه

مربوطه اسيد قويتر است.


*****اسيون روي ژل : در روش تعيين توالي اتوماتيك تعداد كمي از پپتيدهاي بزرگ ( 30 تا 100 ريشه )

مورد استفاده قرار مي گيرد. ولي با اين حال، ممكن است بسياري از پلي پپتيدها با وزن مولكولي بالا

كه تخريب شده اند، نامحلول شوند زيرا طي فرايند تجزيه، ريشه هاي هيدروفوب كه درون ساختمان پلي

پپتيد قرار داشته اند آشكار مي شوند. براي حل اين مشكل مي توان از اوره، الكلها، اسيدهاي ارگانيك

يا بازها استفاده كرد.


HPLC يا فاز معكوس : يك تكنيك موثر براي تخليص پپتيدهاي غير قطبي با وزن مولكولي بالا،

كروماتوگرافي مايع با عملكرد بالا روي ماده غيرقطبي همراه با شستشو توسط حلال هاي قطبي است.

براي تخليص مخلوطهاي مركب پپتيدي كه از هضم ناكامل پروتئين ها بدست مي آيند مي آيند مي توان

از هر دو روش صافي روي ژل و HPLC فاز معكوس همراه با هم استفاده كرد.


HVE روي غربالهاي مولكولي : براي تسهيل جداسازي مولكولها مي توان از غربال مولكولي همراه با

جداسازي بر اساس بار الكتريكي استفاده كرد. بيشترين ماده اي كه در اين زمينه بكار مي رود پليمري

از آكريلاميد با پيوندهاي متقاطع است.