پايداري نسبي يون هاي Cu(I) و Cu(II)  :

پايداري نسبي يون هاي مس(I) و مس(II) از پتانسيل هاي كاهش استاندارد معلوم می شود.

Cu⁺ + e  Cu²⁺       E^° = 0.52V

Cu²⁺ + e   Cu⁺     E^° = 0.153V

بنابراين :

Cu + Cu²⁺   2 Cu⁺       E^° = –0.37V  ,   K = [Cu²⁺  ] /  [Cu⁺] ² = ~10 ⁶

پايداري نسبي اين حالت هاي اكسايش بستگي زيادي به ماهيت آنيون يا ساير ليگاندها , حلال يا ماهيت اتم هاي مجاور در يك بلور دارد.

در محلول آبي غلظت هاي تعادلي كم تر از 01/0 مولار براي Cu⁺  مي تواند وجود داشته باشد و تركيبات پايدار مس (I) مانند CuCl و CuCN در آب كاملا نامحلول هستند.كه تا حدودي مربوط به انرژي شبكه و آبپوشي بيش تر و ثابت تشكيل بزرگ تر براي تركيبات Cu²⁺    است.

طول عمر يون Cu⁺ در آب معمولا بسيار كوتاه است ( كم تر از يك ثانيه ) ولي محلول هاي رقيق حاصل از كاهش Cu²⁺   باV ²⁺    يا   Cr ²⁺ ممكن است در غياب هوا چندين ساعت دوام داشته باشند.

مس(II) با CN ^¯ , I ^¯  تركيب شده و تركيبي از مس(I)  تشكيل مي شود . آنيون هايي مانند ClO₄^¯ و SO₄ ^2–  حالت مس(II) را ترجيح مي دهند.

پايداري يون مس(I) نسبت به يون مس(II)  توسط حلال نيز تغيير مي كند. به عنوان مثال مس(I) با استونيتريل به خوبي سولواته مي شود و هاليدهاي آن قابليت انحلال بالايي در استونيتريل دارند, اما قابليت انحلال آن ها در آب بسيار كم  است. مس(I)  در استونيتريل پايدارتر از مس(II) است و مس(II) در اين حلال به صورت يك عامل اكسنده ي نسبتا قوي عمل مي كند.

منبع : مباني شيمي معدني, تاليف كاتن – ويلكينسون

چرا جيوه مايع است؟

جيوه در دماي اتاق مايع است چون دماي ذوب پاييني دارد و اين بدان معناست كه نيروهاي پيوندي در جيوه ضعيف است. ساختار جيوه به صورت لوزوجهي (رومبوهدرال) كج شده است و  كم ترين فاصله Hg-Hg در صفحات فشرده، حدود 16درصد بلندتر از پيوندهاي فلز-  فلز در طلا، نقره و مس ( با ساختار مكعبي ) و كادميم و روي ( با ساختار كريستالي هگزاگونال فشرده ي كمي كج ) است، پس پيوندهاي فلز-  فلز در جيوه ضعيف تر از ميزان قابل انتظار است.

 علت مايع بودن جيوه، در فاز گازی و مقايسه ي بين طلا و جيوه است. Hg در مقايسه با Au  نمي تواند پيوندهاي ساده ي كووالانسي قوي داشته باشد. تفاوت بين طلا با تشكيل مولكول دي مر با پيوند قوي و پايدار در فاز گازي Au ₂(g)  و جيوه با خصوصيت منحصر به فرد در ميان فلزات و شكل كاملا مونومري در فاز گازي Hg(g) , مشابه با تفاوت بين H₂(g)  و He(g) مي باشد. مولكول He₂(g) وجود ندارد چون سومين وچهارمين الكترون ظرفيت در اوربيتال ضد پيوندي وارد شده و مولكول دو اتمي را كاملا ناپايدار مي كند. در مورد جيوه, اوربيتال 6s  كه به طور نسبي منقبض شده كاملا پر است, پس دو الكترون 6s  نمي توانند در پيوند هاي فلز -  فلز مشاركت زيادي داشته باشند (برخلاف طلا ) .

₇₉Au(g) : [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ¹

₈₀Hg(g) : [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ²

بنابراين مي توان نتيجه گرفت كه پيوند تا حد زيادي توسط نيروهاي واندروالسي و احتمالا برهم كنش اوربيتالي ضعيف 6p  شكل گرفته است و اين دليل ضعيف بودن زياد پيوند Hg –  Hg مي باشد.

اين مسئله رسانايي كم جيوه را نسبت به طلا توجيه مي كند, دو الكترون 6s  مستقر هستند و در نتيجه سهم بسيار كمي در نوار رسانايي دارند و به همين دليل جيوه را" شبه گاز بي اثر"  مي نامند.

Reference : Journal of Chemical Education ,68, 110-113 (1991).

قابليت انحلال هاليدهاي نقره در آب :

با افزايش شعاع يون هاليد قابليت انحلال هاليد نقره كاهش مي يابد. با توجه به اين امر چون شعاع آنيون زياد مي شود پس شبكه بلور سست تر شده و انحلال بيش تر مي گردد.

                            قابليت انحلال در آب                   AgF > AgCl > AgBr > AgI

اما در مورد اين نمك ها اينگونه نيست زيرا با بزرگ تر شدن شعاع هاليد آبپوشي يون ها كم شده و گرماي حاصل از آبپوشي كاهش يافته بنابراين قابليت انحلال نيز كم مي شود.

يك دليل ديگر مربوط به قطبش پذيري آنيون هاست. هر چه بار آنيون بيش تر و شعاع بزرگ تري داشته باشد قطبش پذيرتر يا نرم تر است ( قانون دوم فاجانس ). پس پيوند آن با يك فلز خصلت كووالانسي بيش تري پيدا مي كند.  يون I ^¯ قطبش پذيري بيش تري نسبت به ساير هاليدها دارد در نتيجه پيوند آن با نقره درصد كووالانسي بيش تري داشته و قايليت انحلال كم تري دارد.

منبع : شيمي معدني, تاليف هيويي

رسم ساختار لوويس :

ساختارهاي لوويس براي نشان دادن توزيع الكترون هاي ظرفيت و تئوري VSEPR براي توصيف شكل مولكول هاست.

رسم ساختار لوويس :

1-    محاسبه ي مجموع الكترون هاي ظرفيت با جمع شماره گروه اتم ها. ( براي شماره گروه هاي    دورقمي از آخرين رقم استفاده مي شود.)

2-    براي آنيون هاي چند اتمي بار منفي به تعداد الكترون ها اضافه شده و براي كاتيون هاي چند   اتمي بار مثبت از تعداد الكترون ها كم مي شود.

3-    تعيين اتم مركزي ,

        اتم مركزي اغلب اولين اتمي است كه در فرمول نوشته مي شود مانند S در SO₂                 . ( البته اتم با الکترونگاتیوی کم تر اتم مرکزی است.)                                                                                                  هيدروژن همواره اتم متصل به اتم مركزي است، اكسيژن و هالوژن ها نيزمعمولا همين طور هستند.

4-  بين اتم ها با اتم مركزي يك جفت الكترون پيوندي ( يا يك خط پيوند ) قرار مي گيرد. الكترون هاي باقي مانده ابتدا در اطراف اتم هاي متصل به اتم مركزي ( به جز هيدروژن ) قرار مي گيرد تا قاعده ي اكتت رعايت شود و سپس اگر الكتروني باقي ماند بر روي اتم مركزي.

5-    اگر اتم مركزي هشتايي نشود يك يا چند جفت الكترون از اتم هاي اطراف برداشته شده و بين اتم هاي اطراف با اتم مركزي پيوندهاي دوگانه يا سه گانه برقرار مي شود.

معمولا اتم هاي S , O , N , C تمايل به تشكيل پيوندهاي دوگانه يا سه گانه دارند.

نقض قاعده ي اكتت :

تركيب هايي با يك الكترون  ( NO₂ , NO )

اتم مركزي با دو يا سه پيوند ( BeF₂ , BF₃ )

اتم مركزي با بيش از چهار پيوند( PCl₅ , SF₆ , XeF₄ )