1-  چرا در ترکيب Of₂ ، اتم اکسيژن را در سمت چپ ولي در ترکيب Br₂O  آن را در سمت راست فرمول ترکيب مي نويسيم؟

زيرا الکترو نگاتيوي O از F کمتر است و از Br بيشتر است

2- چرا تشکيل پيوند گرماده و شکستن آن گرماگير است ؟

زيرا اتمها وقتي با هم پيوند تشکيل مي دهند، حالت پايداري پيدا کرده و به سطح انرژي پائين تري مي رسند. ( در اين حالت انرژي آزاد مي شود) . ولي هنگامي که مي خواهيم اتمهاي يک پيوند را از هم جدا کنيم بايد انرژي مصرف کنيم تا پيوند را بشکنيم ( مقدار اين انرژي برابر با همان انرژي است که در هنگام تشکيل پيوند آزاد شده بود)

3- ساختار لوويس CH₃OH (متانول) و C₂H₅OH (اتانول ) را رسم کنيد.

4- به چه علت مولکولها يکديگر را مي ربايند؟

الف ) نيروي جاذبه هسته ي يک اتم و الکترونهايش

ب ) نيروي جاذبه هسته ي يک اتم و الکترون هاي اتم ديگر

ج) نيروي دافعه هسته هاي دو اتم

د) نيروي دافعه ي الکترونهاي دو اتم

5-  ترکيبهاي زير را به ترتيب افزايش درصد خصلت يوني مرتب کنيد.

MgBr₂. kBr. CsBr .PBr₃

CsBr > KBr > MgBr₂ > PBr ₃

مولکولها را چگونه نمايش مي دهند؟

براي نشان دادن چگونگي اتصال اتمها مي توان الکترونهاي ظرفيتي شرکت کننده در تشکيل پيوند را با استفاده از نقطه نشان داد. به عنوان مثال براي ₂ H که از دو اتمH   تشکيل شده :

H.+.H ® H:H

و يا براي  Cl₂   که از دو اتم Cl  تشکيل شده است:

اتم Cl در لايه ظرفيت ۷ الکترون دارد و براي رسيدن به قاعده هشتايي به الکترون نياز دارد.

    زوج پيوندي      Cl..Cl  ®  . Cl . +Cl

هنگام رسم ستاختارهاي الکترون – نقطه اي مي توان جفت نقطه اي را که نمايان گر جفت الکترون پيوندي است با يک خط کوتاه نشان داد. اين خط کوتاه نمايانگر يک پيوند ساده (يگانه ) است.

به عنوان مثال :

H_H  ،  H_Cl،  Cl_Cl

به اين شيوه نمايش مدل الکترون – نقطه يا ساختار لوويس مي گويند.

مولکولهاي چند اتمي را نيز مي توان با ساختار لوويس نمايش داد.

دو اتم مي توانند بيش از يک جفت الکترون به اشتراک بگذارند و تشکيل پيوند دو گانه ، سه گانه و ... بدهند مثل C₂H₂ و₄ C₂H

رزین‌های موازنه کننده یون ، ذرات جامدی هستند که می‌توانند یونهای نامطلوب در محلول را با همان مقدار اکی والان از یون مطلوب با بار الکتریکی مشابه جایگزین کنند. رزین‌های تعویض یونی شامل بار مثبت کاتیونی و بار منفی آنیونی می‌باشد بگونه‌ای که از نظر الکتریکی خنثی هستند. موازنه کننده‌ها با محلول‌های الکترولیت این تفاوت را دارند که فقط یکی از دو یون ، متحرک و قابل تعویض است به عنوان مثال ، یک تعویض کننده کاتیونی سولفونیک دارای نقاط آنیونی غیر متحرکی است که شامل رادیکالهای آنیونی SO^2-₃ می‌باشد که کاتیون متحرکی مثل H+ یا Na+ به آن هستند.

این کاتیونهای متحرک می‌توانند در یک واکنش تعویض یونی شرکت کنند به همین صورت یک تعویض کننده آنیونی دارای نقاط کاتیونی غیر متحرکی است که آنیون‌های متحرکی مثل Cl- یا OH- به آن متصل می‌باشد. در اثر تعویض یون ، کاتیون‌ها یا آنیون‌های موجود در محلول با کاتیون‌ها و آنیون‌های موجود در رزین تعویض می‌شود ، بگونه‌ای که هم محلول و هم رزین از نظر الکتریکی خنثی باقی می‌ماند. در اینجا با تعادل جامد مایع سروکار داریم بدون آنکه جامد در محلول حل شود. برای آنکه یک تعویض کننده یونی جامد مفید باشد باید دارای شرایط زیر باشد:

1. خود دارای یون باشد.
2. در آب غیر محلول باشد.
3. فضای کافی در شبکه تعویض یونی داشته باشد ، بطوریکه یونها بتوانند به سهولت در شبکه جامد رزین وارد و یا از آن خارج شوند.

در مورد رزین‌های کاتیونی هر دانه رزین با آنیون غیر تحرک و یون متحرک H+ را می‌توان همچون یک قطره اسید سولفوریک با غلظت 25% فرض نمود. این قطره در غشایی قرار دارد که فقط کاتیون می‌تواند از ان عبور نماید. شکل زیر تصویر یک دانه رزین و تصویر معادل یک قطره اسید سولفوریک 25% نشان می‌دهد.

طبقه بندی رزین‌ها

رزین‌ها بر حسب گروه عامل تعویض متصل به پایه پلیمری رزین به چهار دسته تقسیم می‌شوند:

1. رزین‌های کاتیونی قوی( SAC) Strongacidis Cation
2. رزین‌های کاتیونی ضعیف WAC) Weak acidis Cation )
3. رزین‌های آنیونی قوی SBA) Strongbasic anion )
4. رزین‌های آمونیونی ضعیف( WBA) Weak basic anion

بطور کلی رزین‌های نوع قوی در یک محدوده وسیع PH و رزین‌های نوع ضعیف در یک محدوده کوچک از PH مناسب هستند. ولیکن با استفاده از رزین‌های نوع ضعیف ، صرفه جویی قابل توجهی در مصرف مواد شیمیایی مورد نیاز برای احیا رزین را باعث می‌شود. رزین‌های کاتیونی قوی قادر به جذب کلیه کاتیونهای موجود در آب می‌باشد ولی نوع ضعیف قادر به جذب کاتیونهای هستند که به قلیائست آب مرتبط است و محصول سیستم اسید کربنیک است.


نوع قوی

Ca(HCO₃)₂ OR MgSO₄ + 2ZSO₃H -----> Ca²⁺+2H₂CO₃ OR Mg²⁺ + H₂SO₄