شیمی آلی و شیمی معدنی

 

شیمی آلی و شیمی معدنی

ماده ، به هر چیزی که حجمی را اشغال کند و جرمی داشته باشد، اطلاق می‌شود. مواد شیمیایی به موادی اطلاق می‌گردد که معمولا از طریق سنتز شیمیایی تهیه می‌شوند و یا اینکه منشأ طبیعی داشته و مواد اولیه تهیه سایر مواد شیمیایی به حساب می‌آیند.

مواد شیمیایی بطور عمده به دو گروه بزرگ مواد معدنی و مواد آلی تقسیم بندی می‌شوند. هر یک از این دو گروه ، در دو مبحث شیمی آلی و شیمی معدنی بررسی می‌شوند.

 

مواد شیمیایی آلی

در قدیم ، ماده آلی به ماده‌ای اطلاق می‌گردید که بوسیله بدن موجودات زنده ساخته می‌شد. تا اینکه در سال ۱۸۲۸ ، “وهلر” (Wohler) دانشمند آلمانی ، برای اولین بار جسمی به نام اوره به فرمول CO(NH2)2 را در آزمایشگاه از یک ترکیب معدنی به نام ایزوسیانات تهیه نمود و از آن پس معلوم شد که می‌توان مواد آلی را نیز در آزمایشگاه ساخت.

امروزه بیش از یک میلیون نوع ماده آلی شناخته شده است که بسیاری از آنها را در آزمایشگاهها تهیه می‌کنند. مواد آلی ، به مواد غیر معدنی گفته می‌شود و با مواد معدنی تفاوتهای کلی در چند مورد دارند.

 

مواد شیمیایی معدنی

اگر شیمی آلی به عنوان شیمی ترکیبات کربن ، عمدتا آنهایی که شامل هیدروژن یا هالوژنها به علاوه عناصر دیگر هستند، تعریف شود، شیمی معدنی را می‌توان بطور کلی به عنوان شیمی عناصر دیگر در نظر گرفت که شامل همه عناصر باقیمانده در جدول تناوبی و همینطور کربن ، که نقش عمده‌ای در بیشتر ترکیبات معدنی دارد، می‌گردد.

شیمی آلی – فلزی ، زمینه وسیعی که با سرعت زیاد رشد می‌کند، به علت اینکه ترکیبات شامل پیوندهای مستقیم فلز – کربن را بررسی می‌کند دو شاخه را بهم مرتبط می‌سازد. همانطوری که می‌توان حدس زد، قلمرو شیمی معدنی با فراهم کردن زمینه‌های تحقیقی اساسا نامحدود ، بسیار گسترده است.

مواد شیمیایی آلی و معدنی با همدیگر تفاوتهای کلی دارند که عبارتند از:

در تمام مواد آلی حتما کربن وجود دارد، در صورتی که مواد معدنی بدون کربن بسیارند. ضمنا در ترکیبات آلی ، اتمهای کربن می‌توانند با یکدیگر ترکیب شوند و زنجیرهای طویل تشکیل دهند، در حالی‌که این خاصیت در عناصر دیگر خیلی کمتر دیده می‌شود.

مقاومت مواد آلی در برابر حرارت از مواد معدنی کمتر است.

اغلب واکنش‌های میان مواد آلی کند و دو جانبه یا تعادلی هستند، در صورتی‌که اغلب واکنش‌های معدنی تند می‌باشند.

در ترکیبات آلی ، ممکن است ۲ یا چند جسم مختلف با فرمولهای ساختمانی مختلف ، دارای یک فرمول مولکولی باشند که در این صورت به آنها ایزومر یا همفرمول گفته می‌شود. مثلا الکل معمولی C₂H₅OH با جسمی به نام اتر اکسید متیل CH₃OCH₃ همفرمول یا ایزومر است. زیرا هر دو دارای فرمول بسته یا مولکولی C₂H₆O هستند، در صورتی که پدیده ایزومری در ترکیبات معدنی وجود ندارد.

 

تعریف اسید, تاریخچه و خواص عمومی اسید

در جهان میلیون‌ها مادۀ شیمیایی وجود دارد. بعضی از آنها دارای خاصیت اسیدی و بعضی دیگر دارای خاصیت بازی هستند. اسیدها موادی هستند که در ترکیب با آب یون هیدروژن (+H) آزاد می‌کنند. بازها موادی هستند که در ترکیب با آب یون هیدروکسید (-OH) آزاد می‌کنند.

کلمه «اسید» به انگلیسی (acid)  از واژه لاتین acidus به معنای «ترش مزه» آمده‌است. تعاریف گوناگونی برای اسید و باز وجود دارد، از جمله تعاریف آرنیوس، لوری-برونستد و لوییس.

اسیدها موادی ترش مزه‌اند خاصیت خورندگی دارند شناساگرها را تغییر رنگ می‌دهند و بازها را خنثی می‌کنند. بازها موادی با مزهٔ گس-تلخ اند حالتی لزج دارند شناساگرها را تغییر رنگ می‌دهند و اسیدها را خنثی می‌کنند.

 

تعریف آرنیوس برای اسید

اسیدها موادی هستند که ضمن حل شدن در آب یون +H آزاد می‌کنند. بازها موادی هستند که ضمن حل شدن در آب یون -OH آزاد می‌کنند. این تعریف فقط به موادی محدود می‌شود که در آب قابل حل باشند. حدود سال ۱۸۰۰، شیمی دانان فرانسوی از جمله آنتوان لاووازیه، تصور می‌کرد که تمام اسیدها دارای اکسیژن هستند. شیمی دانان انگلیسی از جمله سر همفری دیوی، معتقد بود که تمام اسیدها دارای هیدروژن هستند. شیمی‌دان سوئدی، سوانت آرنیوس، از این عقیده برای گسترش تعریف اسید استفاده نمود.

 

تعریف لوری-برونستد برای اسید

اسید گونه‌ای است که در واکنش شیمیایی پروتون (یون+H)می‌دهد و باز گونه‌ای است که در واکنش شیمیایی پروتون (یون+H)می‌پذیرد. لوری و برونستد این تعریف را بیان کردند، که از آن بر خلاف تعریف آرنیوس می‌توان در محیط غیر آبی هم استفاده کرد.

 

تعریف لوییس برای اسید

اسیدها موادی هستند که در واکنش‌های شیمیایی پیوند داتیو می‌پذیرند. بازها موادی هستند که در واکنش‌های شیمیایی پیوند داتیو می‌دهند. تعریف لوییس را با نظریه اوربیتال مولکولی هم می‌توان بیان کرد. به طور کلی، اسید می‌تواند یک جفت الکترون از بالاترین اوربیتال خالی در پایین اوربیتال خالی خود دریافت کند. این نظر را گیلبرت ن. لوییس مطرح کرد. با وجود این که این تعریف گسترده ترین تعریف است، تعریف لوری-برونستد کاربرد بیشتری دارد. با استفاده از این تعریف می‌توان میزان قدرت یک اسید را هم مشخص نمود. از این مفهوم در شیمی آلی هم استفاده می‌شود (مثلاً در کربوکسیلیک اسید).

باز (قلیا)

محیطی که در دمای ۲۵ درجه سانتی‌گراد، PH  آن بیشتر از ۷ باشد محیط قلیایی یا بازی نامیده می‌شود. قلیا عبارت است از ترکیب‌های فلزهای قلیایی یا قلیایی خاکی که دارای گروه -OH  هستند و محلول آنها می‌تواند چربی‌ها را در خود حل کند.

 

تعادل اسيد و باز

منظور از تعادل اسيد و باز تنظيم غلظت يون هيدروژن در مايعات بدن است.

نام گذاری

اسیدها بر اساس آنیون نافلزهایشان نام گذاری می‌شوند. پسوند یونی را حذف و با پسوندی جدید جایگزین می‌کنیم (گاهی اوقات پیشوند)، طبق جدول زیر .برای مثال، HCl  دارای آنیون کلرید است، پس پسوند - ید نام را به صورت هیدروکلریک اسید درمی‎آورد. اسیدهای معدنی بدون اکسیژن طبق دستور زیر نام گزاری میشوند. هیدرو+نام نافلز+یک+اسید مانند HCl هیدروکلریک اسید، اسیدهای معدنی اکسیژن دار طبق دستور زیر نام گزاری میشوند: نام نافلز+یک+اسید مانند H₂CO₃  کربنیک اسید لازم به ذکر است اگر نا فلز با دو ظرفیت متفاوت دو اکسید متفاوت تولید کند، در اسیدی که ظرفیت نافلز کمتر است با لفظ (و) و در اسیدی که ظرفیت نا فلز بیشتر است با لفظ (یک) خوانده میشود. مانند HPO₃ فسفرو اسید و HPO₄ فسفریک اسید. اسیدهای آلی نیز طبق دستور زیر نام گزاری میشوند: نام آلکان های هم کربن+وییک+اسید مانند HCOOH  متانوییک اسید.

 

 

 

نگاه اجمالی

بشر از دیر باز با مفهوم ساده اسید آشنایی داشته است. در حقیقت این مواد، حتی قبل از آنکه شیمی به صورت یک علم در آید، شناخته شده بودند. اسیدهای آلی همچون سرکه و آبلیمو و آب غوره از قدیم معروف بودند. اسیدهای معمولی مانند اسید سولفوریک ، اسید کلریدریک و اسید نیتریک بوسیله کیمیاگران قدیم ساخته شدند و بصورت محلول در آب بکار رفتند. برای مثال اسید سولفوریک را جابربن حیان برای نخستین بار از تقطیر بلورهای زاج سبز (FeSO₄.7H₂O) و حل کردن بخارات حاصل در آب ، بدست آورد.

در طی سالیان متمادی بر اساس تجربیات عملی لاووازیه (A.L.Lavoisier) چنین تلقی می‌گردید که اجزاء ساختمان عمومی کلیه اسیدها از عنصر اکسیژن تشکیل گردیده است. اما بتدریج این موضوع از نظر علمی روشن و اعلام گردید که چنانچه این موضوع صحت داشته باشد، بر خلاف عقیده اعلام شده در مورد اکسیژن ، این عنصر هیدروژن است. در حقیقت ، تعریف یک اسید بنا به فرمول اعلام شده از سوی لیبیگ (J. Von Liebig) در سال 1840 عبارت است از:
 

نظریه فوق مدت پنجاه سال مورد استناد بوده است. بعدها با پیشرفت علم شیمی ، مفاهیم جدیدی درباره اسیدها اعلام شده که در زیر به بررسی آنها خواهیم پرداخت.

خواص عمومی اسیدها

• محلول آبی آنها یونهای پروتون آزاد می‌کند.
• موادی هستند که از نظر مزه ترشند.
• کاغذ تورنسل را سرخ رنگ می‌کنند.
• با برخی فلزات مانند آهن و روی ترکیب شده گاز هیدروژن می‌دهند.
• با قلیاها (بازها) واکنش نموده و املاح را تشکیل می‌دهند.
• با کربنات کلسیم (مثلا به صورت سنگ مرمر) بشدت واکنش دارند، بطوریکه کف می‌کنند و گاز کربنیک آزاد می‌نمایند.

نظریه آرنیوس درباره اسیدها

زمانیکه مفاهیم یونیزاسیون ترکیبات شیمیایی در محلولهای آبی روشن گردید، مفهوم اسید بطور قابل ملاحظه‌ای تغییر پیدا کرد. مطابق تعریف آرنیوس ، اسید ماده ایست که در آب یونیزه می‌شود و یون ⁺H₃O که گاهی بصورت ⁺H نیز نشان داده می‌شود، تولید می‌کند.
 

(HCl -----> H⁺ + Cl^-(aq

آرنیوس قدرت اسیدی را نیز بر همین اساس تفسیر کرد و گفت که اسید قوی ، در محلولهای آبی تقریبا، بطور کامل یونیزه می‌شود. در صورتیکه که میزان تفکیک اسید ضعیف کمتر است. توجه کنید که مفهوم آرنیوس بر یون‌های آب استوار است. بر اساس تعریف آرنیوس می‌توان نقش اکسیدهای اسیدی را نیز تفسیر کرد.

اکسیدهای اسیدی

اکسیدهای بسیاری از غیرفلزات با آب واکنش داده و اسید تولید می‌کنند، در نتیجه این مواد را اکسیدهای اسیدی یا ایندرید اسید می‌نامند.
 

N₂O₅(s) + H₂O → H⁺ + NO₃^-aq

مفهوم آرنیوس ، به علت تاکید آن بر آب و واکنشهای محلول‌های آبی ، با محدودیت رو‌به‌روست.

نظریه برونشتد- لوری درباره اسیدها

در سال 1923، یوهان برونشتد و تامس لوری ، مستقل از یکدیگر مفهومی گسترده‌تر برای اسیدها و بازها بیان کردند. بر اساس تعریف ، برونشتد - لوری ، اسید ماده ای است که یک پروتون به باز می‌دهد. اسیدها ممکن است مولکول یا یون باشند. با حذف پروتون ، اسید به باز (باز مزودج اسید 1) تبدیل می‌شود و با گرفتن پروتون ، باز اولیه ، یعنی باز 2 به اسید2 (اسید مزدوج باز 2) تبدیل می‌شود.
 

اسید 2 + باز 1 <----- اسید 1 + باز 2

قدرت اسیدها ، بر میل آنها برای از دست دادن یا گرفتن پروتون استوار است. هر چه اسید قویتر باشد، باز مزدوج آن ضعیفتر است. در یک واکنش ، تعادل در جهت تشکیل اسید ضعیفتر است. اسید پرکلریک ، HClO₄ ، قویترین اسید است، و باز مزدوج آن ، یعنی یون پرکلرات ، ^-ClO₄ ، ضعیفترین باز می‌باشد و H₂ ، ضعیفترین اسید و باز مزدوج آن یعنی یون هیدرید ، ⁺H قویترین باز می‌باشد.

نظریه لوییس درباره اسیدها

گیلبرت لوییس مفهوم گسترده‌تری برای اسیدها در سال 1938 پیشنهاد داد که پدیده اسید - باز را از پروتون رها ساخت. طبق تعریف لوییس ، اسید ماده‌ای است که بتواند با پذیرش یک زوج الکترون از باز ، یک پیوند کوولانسی تشکیل دهد. در نظریه لوییس به مفهوم زوج الکترون و تشکیل پیوند کووالانسی تاکید می‌شود. تعریف لوییس در مورد اسیدها بسیار گسترده‌تر از آن است که برونشتد عنوان نموده است. ترکیبات شیمیایی که می‌توانند نقش اسید لوییس داشته باشند، عبارتند از:
 

• مولکولها یا اتمهایی که هشت‌تایی ناقص داشته باشند.

(BH₃ + F^- → BH₄^-(aq

 

• بسیاری از کاتیونهای ساده می‌توانند نقش اسید لوییس داشته باشند.

Cu⁺² + 4NH₃ → Cu(NH₃)₄⁺²

 

• برخی از اتم‌های فلزی در تشکیل ترکیباتی مانند کربونیل‌ها که از واکنش فلز با مونوکسید کربن تولید می‌شود، نقش اسید دارند:

Ni + 4CO → Ni(CO)₄

 

• ترکیباتی که اتم مرکزی آنها تونایی گسترش لایه ظرفیتی خود را داشته باشند ، در واکنشهایی که این گسترش عملی شود، نقش اسید دارند، مثلا در واکنش مقابل ، لایه ظرفیتی اتم مرکزی (Sn) از 8 به 2 الکترون گسترش یافته‌است.

SnCl₄ + 2Cl^- → SnCl₆^-2aq

 

• برخی ترکیبات به علت داشتن یک یا چند پیوند دو گانه در مولکول ، خاصیت اسیدی دارند. مثلا CO₂

قدرت اسیدی و ساختار مولکولی

به منظور بررسی رابطه بین ساختار مولکولی و قدرت اسیدی ، اسیدها را به دو نوع تقسیم می‌کنیم: هیدریدهای کووالانسی و اکسی ‌اسیدها.

هیدریدها

برخی از ترکیبات کووالانسی دوتایی هیدروژن‌دار (مانند HCl , H₂) اسیدی هستند. دو عامل بر قدرت اسیدی هیدریدیک عنصر موثر است: الکترونگاتیوی عنصر و اندازه اتمی عنصر. قدرت اسیدی هیدریدهای عناصر یک تناوب ، از چپ به راست و همسو با الکترونگاتیوی عناصر ، افزایش می‌یابد. یک عنصر الکترونگاتیو ، الکترونهای بیشتری از هیدروژن می‌گیرد و خروج آن به صورت یک پروتون را سرعت می‌بخشد.

قدرت اسیدی هیدریدهای عناصر یک گروه، با افزایش اندازه اتم مرکزی افزایش می‌یابد. در تناوب دوم: NH₃>H₂O>HF در گروه VI به اینصورت است:
 

H₂Te > H₂Se > H₂S > H₂O

 

اکسی ‌اسیدها

در این ترکیبات ، هیدروژن اسیدی به یک اتم O متصل است و تغییر در اندازه این اتم بسیار ناچیز است. بنابراین عامل کلیدی در قدرت اسیدی این اکسی‌اسیدها، به الکترونگاتیوی اتم Z مربوط می‌شود: H-O-Z .

اگر Z یک اتم غیرفلز با الکترونگاتیوی بالا باشد، سهمی در کاهش چگالی الکترونی پیرامون اتم O (علی رغم الکترونگاتیوی شدید اکسیژن) را دارد. این پدیده باعث می‌شود که اتم اکسیژن، با کشیدن چگالی الکترونی پیوند H-O از اتم H ، تفکیک آن را سرعت ببخشد و ترکیب را اسیدی بکند. هیپوکلرواسید ، HOCl ، اسیدی از این نوع است.

هرچه الکترونگاتیوی Z بیشتر باشد، الکترونهای پیوند H-O به میزان بیشتری از اتم H دور می‌شوند و حذف پروتون آسان‌تر است: HOCl > HOBr > HOI . در اکسی ‌اسیدهایی که اتمهای اکسیژن بیشتری به Z متصل باشند، قدرت اسیدی با افزایش n ، زیاد می‌شود.

مهمترین اسیدهای قوی

مولکولهای این اسیدها و در محلولهای آبی رقیق کاملا یونیزه است. اسیدهای قوی متعارف عبارتند از: اسید کلریدریک ، یدیدریک ، نیتریک ، سولفوریک ، پرکلریک است.

مهمترین اسیدهای ضعیف

یونیزاسیون این اسیدها در آب کامل نمی‌باشد و هرگز به 100% نمی‌رسد. مثال متعارف آنها ، اسید استیک ، اسید کربنیک ، اسیدفلوریدریک ، اسید نیترو و تا حدودی اسید فسفریک است.