انواع پيوندهاي شيميايي مهم عبارتند از پيوند فلزي، پيوند يوني و پيوند كووالانسي.
پيوند فلزي تنها بين اتم هاي فلزي ايجاد مي شود. فلزات اصلي يا عناصر دسته ي S در دو ستون سمت چپ جدول و فلزات واسطه (گروه B ) در قسمت وسط جدول تناوبي بين فلزات دسته ي S و نافلزات دسته ي P قرار دارد. اول از همه بايد فلزات و نافزات را بشناسيد. وقتي عناصر ما فلز تنها باشند، بين آنها پيوند فلزي برقرار مي شود. فلزات به دليل داشتن انرژي يونش بسيار پايين، به راحتي الكترونهاي لايه ي ظرفيت خود را در دريايي از الكترون مي ريزند كه به همه ي اتمها تعلق مي گيرد. عامل پيوند فلزي، جاذبه ي الكتروستاتيكي بين يونهاي مثبت فلزي و الكترونهاي موجود در درياي الكتروني است.
اما پيوند يوني، پيوندي است كه از انتقال الكترون از يك عنصر فلزي به يك عنصر نافلزي صورت مي گيرد. بنابراين يكي مثبت و ديگري منفي مي شود. بنابراين وقتي يك تركيب دوتايي ديديد كه يكي از انها فلز و ديگري نافلز يود، حتماً پيوند انها يوني است كه خيلي پيوند محكمي مي باشد مانند پيوند بين ليتيم و كلر در تركيب LiCl .
اما پيوند كووالانسي از اشتراك الكترون بين دو نافلز ايجاد مي شود. بنابراين هر كجا يك تركيب ديديد كه هر دو عنصر نافلز هستند، پيوند بين آنها كووالانسي است مانند پيوند بين كربن و اكسيژن در تركيب CO2 يا پيوند بين يد و فلوئور در تركيب IF5 .
مي دانيد ساختار لوويس تنها و تنها براي يم تركيب يا مولكول كووالانسي رسم مي گردد. براي رسم ساختار لوويس 7 مرحله ي طلايي وجود دارد .
به عنوان مثال مي خواهيم ساختار لوويس CO2 را رسم كنيم. به اين ترتيب عمل مي كنيم:
1) ابتدا چيدماني از اتم ها براي گونه ي مورد نظر در نظر مي گيريم. براي اينكار اتمي كه الكترونگاتيوي كمتر دارد، غالباً اتم مركري واقع مي شود. هيدروژن و هالوژنها نيز معمولاً موقعيت هاي انتهايي را اشغال مي كنند. حال در اينجا ساختار فرضي براي كربن دي اكسيد به اين صورت است: O C O
2) جمع تمام الكترونهاي ظرفيت اتم هاي موجود در گونه را بدست مي آوريم. تعداد الكترونهاي ظرفيت اتم هر عنصر اصلي با شماره گروه قديمي آن عنصر در جدول تناوبي برابر است. در مورد آنيونهاي چند اتمي، به تعداد بار منفي، به رقم فوق افزوده مي شود و در مورد كاتيونهاي چند اتمي، به تعداد بار مثبت از مقدار فوق كاسته مي شود. در مورد CO2 ، مي دانيم كه اتم كربن به گروه 4 و اتم اكسيژن به گروه 6 تعلق دارد، بنابراين مجموع الكترونهاي ظرفيت برابر است با 16=6+6+4 بار هم كه ندارد.
3) تعداد الكترونهايي كه هر اتم براي رسيدن به هشت تايي نياز دارد را بدست مي آوريم. مي دانيم تنها براي اتم هيدروژن بايد دو الكترون محسوب كنيم. بنابراين براي گونه ي مورد نظر ما كه سه اتم دارد و هيدروژن هم ندارد، هر سه اتم بايد به آرايش هشت تايي برسند و بنابراين كل الكترونهاي مورد نياز برابر است با 24=8*3 .
4) تعداد الكترونهاي بدست آمده در مرحله ي سوم را منهاي تعداد الكترونهاي بدست آمده در مرحله ي دوم ميكنيم. اين تعداد الكترون برابر است با تعداد الكترونهاي پيوندي در ساختار نهايي. بنابراين 8=16- 24
5) الكترونهاي پيوندي مرحله ي 4 را بر 2 تقسيم مي كنيم تا تعداد پيوند يا تعداد جفت الكترونهاي پيوندي به دست آيد. 4=2/8
6) وجود پيوندها را با خط هاي كوتاه نشان مي دهيم: O=C=O
7) حالا نوبت الكترونهاي ناپيوندي است. براي اينكه تعداد آنها را به دست آوريم، الكترونهاي بدست آمده در مرحله ي 2 را منهاي الكترونهاي بدست آمده در مرحله ي 4 مي كنيم. يعني تعداد الكترونهاي ظرفيت را منهاي الكترونهاي پيوندي مي كنيم تا الكترونهاي ناپيوندي به دست آيند 8=8-16 . حال چك مي كنيم ببينيم هر كدام از اتمها كه هشت تايي نبودند، با استفاده از اين الكترونهاي ناپيوندي، آنها را هشت تايي كنيم. كربن كه در وسط است و چهار پيوند يعني هشت الكترون در اطراف خود دارد، اما هر كدام از اكسيژنها تنها چهار الكترون در اطراف خود دارند و بنابراين در كنار هر اكسيژن دو تا جفت الكترون ناپيوندي مي گذاريم. (خودتان زحمت اين را بكشيد، چون در اين صفحه امكان گذاشتن اين نقاط در بالا و پايين اتم هاي اكسيژن وجود ندارد).
بهتر است مطلب و يك نكته ي تستي در مورد تعداد قلمرو هاي الكتروني براي شما دوست عزيز بيان كنم.
مي دانيد كه تعداد قلمرو الكتروني برابر است با تعداد زوج الكترونهاي پيوندي و ناپيوندي كه در اطراف يك اتم وجود دارد. حال تعداد قلمرو اتم مركزي در مولكول ABnكه A اتم مركزي و B اتمهاي انتهايي و n تعداد اتم انتهايي است، از فرمول تستي زير به دست مي آيد:
2/بار-تعداد اتم انتهايي به جز S و O + شماره ي گروه قديمي (الكترونهاي ظرفيت)اتم مركزي=h
كه h همان قلمرو الكتروني است.
حال تعداد زوج ناپيوندي براي اتم مركزي برابر است با قلمرو الكتروني منهاي تعداد n يعني
h-n = تعداد زوج ناپيوندي
به عنوان مثال گفته مي شود در مولكول NH3 تعداد زوج ناپيوندي اتم مركزي چند است، ما بدون اينكه به رسم ساختار لوويس آن كاري داشته باشيم، ابتدا تعداد قلمرو را به دست مي آوريم:
4=2/3+5=h بنابراين اتم مركزي 4 قلمرو دارد. حال در مرحله ي بعد 1=3-4 زوج ناپيوندي به دست مي آيد.
مثال ديگر مولكول SO2 است. ابتدا قلمرو الكتروني را به دست مي آوريم: 3=2/0-6 يعني چون گفتيم شماره گروه منهاي تعداد اتم انتهايي به جز S و O ، و دو اتم انتهايي در اينجا اكسيژن است، آنها را محاسبه نمي كنيم. حال تعداد زوج الكترون ناپيوندي برابر است با 1=2-3 = h-n
درمورد يونهاي چند اتمي مانند كاتيون آمونيوم NH4+ يا آنيون نيترات NO3- . بايد گفت بين تمام اتمها در يك يون چند اتمي، تنها و تنها پيوند كووالانسي برقرار است. يعني در كاتيون NH4+ ، اتم نيتروژن به هر يك از اتمهاي هيدروزن با پيوند كووالانسي متصل شده است.
ولي در تركيب NH4NO3 بين كاتيون آمونيوم و آنيون نيترات، پيوند يوني برقرار است.
بوريك اسيد در محلول، اسيدي بسيار ضعيف و يك ظرفيتي است. يونش آن را در محلول بسيار رقيق مي توان به صورت زير نشان داد:
B(OH)3 (aq) + H2O = H+ (aq) + B(OH)4- (aq)
مولكولهاي B(OH)3 در يك بلور به وسيله ي پيوندهاي هيدروزني به يكديگر متصل شده اند و درواقع تمام مولكولها با اتصال به يكديگر يك مايع مجتمع را تشكيل مي دهند.
در چه صورت يك H اسيدي مي شود و مي تواند به صورت يون هيدرونيوم آزاد شود، درصورتيكه متصل به اكسيژن باشد و سپس اكسيژن نيز به اتمي الكترونگاتيو متصل باشد تا اين اتم الكترونگاتيو بتواند الكترونهاي اكسيژن را تا حدودي به سمت خود بكشد و سپس اكسژن كه داراي كمبود الكترون مي شود، بتواند الكترونهاي پيوندي O-H را به شدت به سمت خود بكشد، درنتيجه يون H+ جدا شود.
