جفت الکترون غیر پیوندی (Lone pair) به جفت الکترونی گفته می شود که در تشکیل پیوند کووالانسی شرکت نمی کند. این الکترون ها به شکل آزاد در اطراف اتم قرار می گیرند.
این جفت الکترون به نام های الکترون های نا پیوندی، الکترون های آزاد و یا الکترون های تنها نیز مشهورند. توجه داشته باشید که دافعه الکترون های غیر پیوندی بر روی زاویه پیوند های یک ترکیب شیمیایی تاثیر گذار است. در ادامه این مقاله در نشریه جهان شیمی فیزیک به بررسی جفت الکترون پیوندی، جفت الکترون غیر پیوندی و تاثیر آن بر روی ساختار مولکول پرداخته می شود. لطفا با ما همراه باشید.
جفت الکترون پیوندی
جفت الکترونی که در تشکیل یک پیوند کووالانسی شرکت می کنند، به جفت الکترون پیوندی یا جفت الکترون اشتراکی معروف می باشند. نیرویی که اتم های یک مولکول را به یکدیگر متصل نگه داشته است، پیوند کووالانسی است. در واقع در یک پیوند کووالانسی، الکترون های دو اتم دو سر پیوند به جای آنکه از یک اتم به اتم دیگر منتقل گردند، بین دو اتم به اشتراک گذاشته می شوند. استحکام پیوند کووالانسی وابسته به کشش متقابل دو هسته با بار مثبت و ابر بار منفی جفت الکترون های پیوندی می باشد. به بیان دیگر تمایل دو اتم دو سر پیوند برای گرفتن یا از دست دادن الکترون کم و بیش یکسان است، پس هر دو هسته، الکترون های مشترک را جذب می کنند. در نتیجه از آنجاییکه جفت الکترون های پیوندی تحت تاثیر هسته دو اتم قرار دارند، تحرک کمی دارند.
جفت الکترون غیر پیوندی
همانطور که بیان شد، جفت الکترون نا پیوندی به الکترون هایی گفته می شود که در تشکیل پیوند کووالانسی شرکت نمی کنند. در واقع این الکترون ها از لایه والانس اتم می باشند، بنابراین تحت تاثیر تنها یک هسته قرار دارند. از این رو تحرک بیشتری نسبت به الکترون های پیوندی نشان می دهند و در نتیجه فضای بزرگتری را اشغال کرده اند. لازم به ذکر است که جفت الکترون های ناپیوندی در تشکیل پیوند های هیدروژنی، پیوند های داتیو و همچنین تعیین شکل هندسی و ساختار مولکول ها نقش اساسی ایفا می کنند. در ادامه به بررسی این موارد می پردازیم.
نقش جفت الکترون های غیر پیوندی در تشکیل پیوند هیدروژنی
در ترکیباتی که در آنها میان هیدروژن و اتمی که اندازه ای کوچک با الکترونگاتیویته زیاد دارد، پیوند هیدروژنی تشکیل می شود که باعث جاذبه بین مولکولی غیر عادی قوی می گردد. در واقع این پیوند زمانی ایجاد می شود که یک هیدروژن با اتمی که الکترونگاتیویته بالایی دارد پیوند کووالانسی تشکیل دهد و همزمان در کنار یک اتم الکترونگاتیو دیگر با جفت الکترون ناپیوندی قرار بگیرد. در این حالت، اتم الکترونگاتیو، جاذبه ای شدید بر الکترون های پیوندی اعمال می کند. بنابراین هیدروژن دارای بار مثبت قابل ملاحظه ای می شود. از آنجاییکه هیدروژن فاقد الکترون پوششی بوده و به صورت یک پروتون بی حفاظ می باشد، در نتیجه زوج الکترون غیر پیوندی مولکول دیگر را جذب می کند و بدین صورت پیوند هیدروژنی تشکیل می شود.
به عبارت دیگر، هیدروژن مانند پلی به دو اتم با الکترونگاتیویته بالا متصل شده است. در واقع اتم هیدروژن از یک سمت به طور کوالانسی با اتم الکترونگاتیو X و از طرف دیگر به طور الکترواستاتیکی (جاذبه مثبت – منفی) با اتم الکترونگاتیو دیگر (Y) پیوند داده است. لازم به ذکر است که به دلیل کوچک بودن اتم هیدروژن، تنها قادر است یک پیوند هیدروژنی تشکیل دهد.
نقش جفت الکترون غیر پیوندی در تشکیل پیوند داتیو
پیوند داتیو در حقیقت نوعی پیوند کووالانسی محسوب می شود که در آن، جفت الکترون از یک اتم وارد اوربیتال خالی اتم دیگر خواهند شد. به عنوان مثال مولکول آمونیاک را در نظر بگیرید. در آن، اتم نیتروژن با هر سه اتم هیدروژن، پیوند های کووالانسی معمولی تشکیل می دهد تا به آرایش الکترونی گاز بی اثر برسد. در نهایت برای اتم نیتروژن یک جفت الکترون غیر پیوندی یا آزاد باقی می ماند که می تواند آن جفت الکترون آزاد را به صورت داتیو در اختیار سایر اتم هایی که اربیتال خالی دارند، قرار دهد.
اگر اتم هیدروژن که تنها یک الکترون در اوربیتال خود دارد و این تک الکترون را از دست بدهد، به یون پروتون تبدیل می شود. در این حالت اوربیتال آن خالی می گردد. حال اگر پروتون به مولکول آمونیاک نزدیک شود، می تواند با آن پیوند داتیو تشکیل داده و بدین شکل به آرایش الکترونی گاز بی اثر دست یابد. به این مجموعه یون آمونیوم می گویند که در ترکیباتی همچون کلرید آمونیوم یا هیدروکسید آمونیوم دیده می شود.
تاثیر جفت الکترون های غیر پیوندی بر ساختار مولکولی
همانطور که قبلا بیان شد، جفت الکترون های پیوندی تحت تاثیر هسته های دو اتم قرار می گیرند، پس تحرک کمتری دارند. در حالیکه جفت الکترون های آزاد یا تنها، بیشتر تحت تاثیر هسته یک اتم می باشند، از این رو تحرک بیشتری داشته و در نتیجه فضای بزرگتری را اشغال می نمایند. الکترون های غیر پیوندی دارای بار منفی می باشند، پس نیروی دافعه نسبتا زیاد بین آنها سبب افزایش فاصله میان آنها خواهد شد. در نتیجه بین الکترون های آزاد، فاصله ایجاد شده و به الکترون های پیوندی نزدیک تر می شوند. اثر دافعه متقابل جفت الکترون های لایه والانس اتم مرکزی به ترتیب زیر کاهش پیدا می کنند:
جفت الکترون های پیوندی – پیوندی > جفت الکترون های آزاد – پیوندی> جفت الکترون های آزاد – آزاد
به عنوان نمونه مولکول های آمونیاک و آب را در نظر بگیرید. در مولکول آمونیاک، در لایه والانس اتم مرکزی آن (اتم نیتروژن)، سه جفت الکترون پیوندی N-H و یک جفت الکترون ناپیوندی وجود دارند. بر اساس نظریه VSEPR و از آنجاییکه اتم نیتروژن دارای اوربیتال هیبریدی sp۳ می باشد، پیشگویی اولیه آرایش الکترونی را به صورت چهار وجهی منتظم با زاویه پیوندی ۱۰۹/۲۸ درجه بیان می کند. اما شواهد تجربی نشان می دهد که مولکول آمونیاک هرمی شکل بوده و زاویه های H-N-H در آن ۱۰۷ درجه می باشد. در واقع زوج الکترون های آزاد نسبت به اتم های هیدروژن فضای بیشتری را اشغال می کنند. پس به پیوند ها فشار بیشتری وارد کرده و در نتیجه زوایای پیوندی کمی کوچک تر از زوایای پیوندی در یک چهار وجهی می شوند.
مولکول آب نیز وضعی مشابه مولکول آمونیاک دارد. در اینجا، در لایه والانس اتم مرکزی آن (اتم اکسیژن)، دو جفت الکترون پیوندی O-H و دو جفت الکترون غیر پیوندی وجود دارند. بنابراین در دو گوشه چهار وجهی اتم های هیدروژن و دو گوشه دیگر آن به وسیله زوج الکترون های نا پیوندی اشغال شده است. در اینجا نیز بر اساس نظریه VSEPR، آرایش الکترونی به صورت چهار وجهی منتظم با زاویه پیوندی ۱۰۹/۲۸ درجه پیشگویی شده است. اما شواهد تجربی نشان می دهد که زاویه پیوندی H-O-H در حدود ۱۰۵ درجه می باشد. این زاویه پیوندی حتی از زاویه پیوندی در مولکول آمونیاک نیز کوچکتر می باشد. در حقیقت در مولکول آب به دلیل وجود دو جفت اکترون آزاد و در نتیجه اثر بیشتر دافعه متقابل بین آنها، به زاویه های پیوندی فشار بیشتری وارد شده است و در نهایت زاویه های پیوندی بیشتر بهم نزدیک شده اند.
تشکیل پیوندهای π برگشتی با استفاده از الکترون های ناپیوندی
مولکول مسطح BF۳ را در نظر بگیرید. اتم مرکزی بور برای تشکیل پیوند های کووالانسی از اوربیتال های هیبریدی sp۲ استفاده می کند. اتم بور، دارای یک اوربیتال خالی p می باشد که بر صفحه اوربیتال های هیبریدی sp۲ آن عمودند. این اوربیتال خالی p می تواند با اوربیتال پر ۲p جفت الکترون های ناپیوندی اتم فلوئور از طریق جانبی همپوشانی داشته باشد و در حقیقت از فلوئور جفت الکترون بپذیرد. این پیوند را که از همپوشانی جانبی اوربیتال ها تشکیل شده است را پیوند π برگشتی می گویند.
تعیین تعداد الکترون های پیوندی و غیر پیوندی به روش تستی – شیمی دهم
برای درک بهتر این بخش، محاسبه تعداد الکترون های پیوندی و غیرپیوندی مولکول N۲O۴ را در نظر بگیرید. در ابتدا تعداد الکترون های ظرفیتی هر یک از اتم های مولکول را نوشته و با یکدیگر جمع کنید. این عدد را x بنامید.
x= (2 × ۵) + ( ۴ × ۶) = ۳۴
حالا تعداد کل الکترون هایی که مولکول نیاز دارد تا به قاعده اکتت برسد را حساب کنید. این عدد را y بنامید.
y = 6 × ۸ = ۴۸
برای محاسبه تعداد الکترون ناپیوندی از فرمول ۲x – y استفاده کنید. برای محاسبه تعداد جفت الکترون های ناپیوندی، کافیست عدد بدست آمده قبلی را تقسیم بر دو کنید.
۲x – y = (2 × ۴۸) – ۳۴ = ۲۰
بنابراین تعداد جفت الکترون های غیر پیوندی برابر است با :
۲۰ / ۲ = ۱۰
اگر تعداد جفت الکترون های ظرفیتی مولکول را (تعداد الکترون های ظرفیتی تقسیم بر دو) منهای تعداد جفت الکترون های غیرپیوندی آن کنید، تعداد جفت الکترون های پیوندی بدست می آید.
(۳۴ /۲) – ۱۰ = ۷
حتی می توانید از فرمول (y-x) / 2 نیز برای محاسبه تعداد جفت الکترون های پیوندی استفاده کنید.
(y-x) / 2 = (48 – ۳۴) / ۲ = ۷
راه حل دوم
برای محاسبه تعداد جفت الکترون های غیر پیوندی مولکول، ابتدا تعداد جفت الکترون های ذاتی هر یک از اتم های مولکول مورد نظر را نوشته و با هم جمع کنید. جهت بدست آوردن تعداد جفت الکترون های ذاتی هر اتم در مولکول مورد بررسی می توان از راهنمای زیر استفاده کرد.
- هیدروژن جفت الکترون ناپیوندی ندارد.
- عناصر گروه ۱۴ مانند کربن صفر جفت الکترون دارند.
- عناصر گروه ۱۵ مانند نیتروژن یک جفت الکترون دارند.
- عناصر گروه ۱۶ مانند اکسیژن دو جفت الکترون دارند.
- عناصر گروه ۱۷ مانند فلوئور سه جفت الکترون دارند.
به عنوان مثال تعداد جفت الکترون ناپیوندی آسپرین (C۹H۸O۴) را حساب کنید.
۹ × (۰) + ۸ × (۰) + ۴ × (۲) = ۸
در واقع مولکول آسپرین ۱۶ الکترون ناپیوندی (۸ جفت الکترون ناپیوندی) دارد. حال برای محاسبه تعداد جفت الکترون های پیوندی مولکول، تعداد الکترون های لایه ظرفیت (یعنی عدد یکان شماره گروه) همه اتم های مولکول مورد نظر را جمع زده و تعداد الکترون های ناپیوندی را از آن کم کنید. تعداد الکترون های لایه ظرفیت مولکول آسپرین :
۹ × (۴) + ۸ × (۱) + ۴ × (۶) = ۶۸
تعداد جفت الکترون های پیوندی مولکول آسپرین :
۶۸ – ۱۶ = ۵۲
یعنی مولکول آسپرین ۵۲ الکترون پیوندی دارد که اگر بخواهید به صورت جفت الکترون پیوندی بیان کنید می شود ۲۶ جفت الکترون پیوندی.
نحوه تشخیص جفت الکترون ناپیوندی
اتم ها با تعداد خاصی از الکترون های ظرفیت شروع می شوند. آنها سپس پیوندهایی تشکیل می دهند تا سعی کنند پوسته ظرفیت خود را پر کنند. این منجر به تعداد قابل پیش‌بینی پیوندها و الکترون های غیرپیوندی می‌شود، زیرا اتم های ردیف اول و دوم نمی توانند از پوسته کامل فراتر بروند.
تعداد پیوندهای یک اتم خنثی برابر است با تعداد الکترون های پوسته ظرفیت کامل (۲ یا ۸ الکترون) منهای تعداد الکترون های ظرفیت. این روش به این دلیل کار می کند که هر پیوند کووالانسی که یک اتم تشکیل می دهد، الکترون دیگری را بدون تغییر بار آن به لایه ظرفیتی اتم اضافه می کند.
تعداد پیوندهای یک اتم خنثی = (پوسته ظرفیت کامل) – (تعداد الکترون های ظرفیت)
به عنوان مثال، هیدروژن معمولاً یک پیوند ایجاد می کند زیرا پوسته ظرفیت کامل آن ۲ و عدد ظرفیت آن ۱ است. کربن به طور معمول چهار پیوند ایجاد می کند زیرا پوسته ظرفیت کامل آن ۸ و عدد ظرفیت آن ۴ است.
از همین روش می توان برای محاسبه تعداد الکترون هایی که در پیوند شرکت نمی کنند استفاده کرد. تعداد الکترون‌های غیرپیوندی برابر است با تعداد الکترون های یک پوسته ظرفیت کامل منهای تعداد الکترون هایی که در پیوند شرکت می کنند (که ۲ برابر تعداد معمول پیوندها است). تعداد جفت های تنها تعداد الکترون های غیر پیوندی تقسیم بر دو است.
تعداد الکترون‌های غیرپیوندی برای یک اتم خنثی = (پوسته ظرفیت کامل) – ۲ x (تعداد پیوندها)
به عنوان مثال، هیدروژن به طور معمول دارای ۰ الکترون غیر پیوندی است. پوسته ظرفیت کامل برای هیدروژن ۲ و تعداد الکترون های پیوندها نیز ۲ است. تفاوت صفر است. اکسیژن معمولا دارای ۴ الکترون غیر پیوندی (یا ۲ جفت تنها) است. پوسته ظرفیت کامل برای اکسیژن ۸ و تعداد الکترون های پیوندها ۴ است. بنابراین تفاوت ۴ است.
