رازهای پنهان در آب؛ چرا نیروهای بین‌مولکولی آن فراتر از انتظارند؟

آب همیشه ساده به‌نظر می‌رسد، اما وقتی دقیق‌تر نگاه کنیم، متوجه می‌شویم که در دل همین مایع شفاف، پیوندهایی برقرار است که از انتظار ما فراتر می‌روند. چرا آب با این جرم کم، نقطه‌جوش بالایی دارد؟ چرا در حالت مایع باقی می‌ماند، در حالی‌که ترکیب‌های مشابهش مثل H₂S به‌راحتی بخار می‌شوند؟ پاسخ در «نیروهای بین‌مولکولی» نهفته است.

در این مقاله که بخشی از فصل سه شیمی دهم را پوشش می‌دهد، قرار است خیلی ساده و علمی، نیروهایی را بشناسیم که بین مولکول‌های آب و دیگر ترکیب‌های قطبی یا ناقطبی شکل می‌گیرند. اگر دوست داری بفهمی که پیوند هیدروژنی چیست، چرا قطبیت تا این حد اهمیت دارد و چطور می‌توان از روی فرمول شیمیایی و جرم مولی، نقطه‌جوش ترکیب‌ها را پیش‌بینی کرد، همین حالا در مسیر درستی قرار گرفته‌ای.

مطالب این مقاله از معتبرترین منابع علمی و سایت تدریس شیمی متین هوشیار گردآوری شده تا هم قابل اعتماد باشند و هم به زبان خودت توضیح داده شوند. اگر تا به حال فکر می‌کردی آب فقط «یک مایع معمولی» است، وقتش رسیده نظرت را تغییر بدهی.

وقتی مولکول‌ها به هم نزدیک می‌شوند؛ تعریف و اهمیت نیروهای بین‌مولکولی

بیشتر آنچه درباره مواد می‌دانیم، به رفتار اتم‌ها و پیوندهای میان آن‌ها مربوط می‌شود. اما در دنیای واقعی، مولکول‌ها معمولاً تنها زندگی نمی‌کنند. آن‌ها با هم برهم‌کنش دارند. این برهم‌کنش‌ها، که به آن‌ها نیروهای بین‌مولکولی گفته می‌شود، گاهی آن‌قدر قدرتمند هستند که خواص کاملاً متفاوتی به ماده می‌دهند.

در این قسمت از فصل سوم شیمی دهم، می‌فهمیم که چرا آب، با جرم مولی پایین، برخلاف انتظار ما، در دمای معمولی مایع باقی می‌ماند. این نیروها نه‌تنها حالت فیزیکی مواد را تعیین می‌کنند، بلکه روی نقطه جوش، چگالی، کشش سطحی و حتی توانایی انحلال آن‌ها هم اثر می‌گذارند.

درک درست نیروهای بین‌مولکولی، کلید تحلیل بسیاری از خواص مواد است. از فیزیک قطره باران گرفته تا طراحی داروها در شیمی زیستی، همه‌جا ردّی از این نیروها دیده می‌شود.

نیروهای بین‌مولکولی چه هستند و چرا اهمیت دارند؟

نیروهای بین‌مولکولی به جاذبه‌هایی گفته می‌شود که میان مولکول‌های جدا از هم عمل می‌کنند. برخلاف پیوندهای کووالانسی یا یونی که درون مولکول‌ها یا شبکه‌های یونی برقرار می‌شوند، این نیروها بین مولکول‌های مجزای یک ماده پدید می‌آیند.

اهمیت این نیروها در آن است که ویژگی‌های فیزیکی بسیاری از مواد را رقم می‌زنند. برای مثال، بالا بودن نقطه جوش آب یا پایین بودن فشار بخار آن، نتیجه مستقیم همین نیروهاست. هرچه این نیروها قوی‌تر باشند، انرژی بیشتری برای جدا کردن مولکول‌ها نیاز داریم؛ در نتیجه، ماده دیرتر تبخیر می‌شود یا در دمای بالاتری به جوش می‌رسد.

در شیمی دهم یاد می‌گیریم که این نیروها بسته به نوع مولکول‌ها و قطبیت آن‌ها، می‌توانند بسیار متفاوت باشند: از ضعیف‌ترین نوع یعنی نیروهای لاندن (یا واندروالس) تا پیوندهای قوی‌تر مثل پیوند هیدروژنی.

تفاوت حالت گاز، مایع و جامد از دید شیمی

از دید شیمی، تفاوت اصلی میان گاز، مایع و جامد در قدرت و نوع نیروهای بین‌مولکولی نهفته است. در گازها، این نیروها تقریباً وجود ندارند یا بسیار ضعیف‌اند؛ مولکول‌ها آزادانه و با فاصله زیاد حرکت می‌کنند. در مایعات، این نیروها متوسط تا قوی هستند؛ مولکول‌ها به‌هم نزدیک‌اند ولی می‌توانند جابه‌جا شوند. در جامدات، نیروهای بین‌مولکولی بسیار قوی‌اند و مولکول‌ها یا یون‌ها در مکان‌های مشخصی قفل شده‌اند.

برای نمونه، اگرچه جرم مولی سولفید هیدروژن (H₂S) از آب بیشتر است، ولی H₂S گاز است و آب مایع. چرا؟ چون آب دارای پیوندهای هیدروژنی قوی‌تری نسبت به نیروهای ضعیف‌تر واندروالس در H₂S است. این مقایسه به‌خوبی نشان می‌دهد که حالت فیزیکی، فقط به جرم مولی بستگی ندارد؛ بلکه نوع و قدرت نیروهای بین‌مولکولی عامل تعیین‌کننده است.

قطبیت مولکول و جرم مولی؛ دو عامل اصلی در قدرت برهم‌کنش‌ها

همه‌ٔ مولکول‌ها به یک اندازه با یکدیگر برهم‌کنش ندارند. تفاوت در نوع و شدت نیروهای بین‌مولکولی، تا حد زیادی به قطبیت مولکول و جرم مولی آن‌ها بستگی دارد. این دو عامل، مانند دو فاکتور کلیدی، تعیین می‌کنند که مولکول‌ها چگونه به هم نزدیک می‌شوند و چه مقدار انرژی برای جدا شدن‌شان لازم است.

مولکول‌های قطبی معمولاً نیروهای بین‌مولکولی قوی‌تری دارند، به‌ویژه اگر پیوند هیدروژنی نیز در آن‌ها شکل بگیرد. از سوی دیگر، جرم مولی بالا هم باعث افزایش سطح تماس مولکولی می‌شود و نیروهای واندروالس را تقویت می‌کند.

در این بخش از فصل سه شیمی دهم، یاد می‌گیریم که با بررسی قطبیت، گشتاور دوقطبی و جرم مولی می‌توان رفتار فیزیکی یک ماده را تا حد زیادی پیش‌بینی کرد؛ مثلاً بفهمیم چرا نقطه جوش یک ترکیب بالاست یا ماده‌ای در دمای معمولی گاز است یا مایع.

چگونه قطبیت شکل مولکول را تعیین می‌کند؟

قطبیت مولکول، از توزیع نامتقارن بارهای الکتریکی در آن ناشی می‌شود. وقتی در یک مولکول، الکترون‌ها به یک سمت کشیده شوند، یک سر مولکول بار منفی نسبی می‌گیرد و سر دیگر بار مثبت نسبی. این وضعیت باعث ایجاد یک دوقطبی الکتریکی می‌شود.

اما قطب بودن یا نبودن مولکول، فقط به نوع پیوندها بستگی ندارد؛ شکل هندسی مولکول هم نقش مهمی دارد. برای مثال، در مولکول H₂O، چون زاویه بین پیوندها حدود ۱۰۴٫۵ درجه است، جهت‌گیری دوقطبی‌ها به‌گونه‌ای است که یکدیگر را خنثی نمی‌کنند. در نتیجه، کل مولکول قطبی می‌شود. ولی در CO₂، با وجود پیوندهای قطبی، شکل خطی مولکول باعث می‌شود دوقطبی‌ها در خلاف جهت یکدیگر قرار بگیرند و اثرشان خنثی شود؛ بنابراین، CO₂ غیرقطبی است.

شناخت قطبیت مولکول‌ها، پایه‌ای برای تحلیل بسیاری از خواص فیزیکی، مانند نقطه جوش، کشش سطحی و حلالیت است.

گشتاور دوقطبی چیست و چرا در بعضی مولکول‌ها صفر است؟

گشتاور دوقطبی، کمیتی است که شدت و جهت قطبیت یک مولکول را نشان می‌دهد. این کمیت حاصل‌ضرب بار جزئی در فاصله بین دو بار مخالف در مولکول است. واحد آن دبای (Debye) است و جهت آن از بار مثبت به منفی رسم می‌شود.

اگر مولکولی دارای پیوندهای قطبی باشد ولی آرایش آن به‌گونه‌ای باشد که دوقطبی‌ها یکدیگر را خنثی کنند، گشتاور دوقطبی آن صفر خواهد بود. مانند مولکول CCl₄ که ساختار چهاروجهی دارد و با وجود پیوندهای قطبی C–Cl، توزیع آن‌ها به‌صورت متقارن است. بنابراین، نیروهای بین‌مولکولی در این مولکول به‌شدت کاهش می‌یابند و فقط از نوع واندروالس خواهند بود.

در مقابل، در مولکول‌هایی مثل H₂O یا NH₃، گشتاور دوقطبی صفر نیست و همین عامل، دلیل اصلی قوی بودن برهم‌کنش‌های بین‌مولکولی آن‌هاست. این تفاوت گشتاور، یکی از دلایل کلیدی در اختلاف نقطه جوش بین ترکیب‌های مشابه است.

چرا جرم مولی بر نیروهای بین‌مولکولی اثر می‌گذارد؟

هرچه مولکول بزرگ‌تر و سنگین‌تر باشد، تعداد الکترون‌های آن بیشتر است. این افزایش الکترون، باعث می‌شود که توزیع لحظه‌ای بار در اطراف مولکول بیشتر تغییر کند. چنین تغییراتی، اساس نیروهای لاندن یا واندروالس هستند که حتی بین مولکول‌های غیرقطبی نیز به‌وجود می‌آیند.

به‌بیان ساده‌تر، جرم مولی بالا یعنی سطح تماس بیشتر و انعطاف‌پذیری بیشتر الکترونی؛ در نتیجه، جاذبه‌های بین مولکولی قوی‌تر می‌شوند. این موضوع در مقایسه بین گازهای نجیب دیده می‌شود: مثلاً هلیوم (He) نقطه جوش بسیار پایین‌تری نسبت به آرگون (Ar) دارد، چون جرم مولی‌اش کمتر است.

اما این قاعده استثنا هم دارد. گاهی ترکیبی با جرم مولی پایین (مثل آب) به‌دلیل وجود پیوند هیدروژنی، نقطه‌جوشی بالاتر از ترکیب‌های سنگین‌تر (مثل H₂S) دارد. بنابراین، جرم مولی عامل مهمی است، اما قطبیت و نوع نیروهای بین‌مولکولی هم باید هم‌زمان در نظر گرفته شوند.

آب در برابر سولفید هیدروژن؛ وقتی انتظارها برآورده نمی‌شوند

در نگاه اول، شاید انتظار داشته باشیم ماده‌ای با جرم بیشتر، نقطه‌جوش بالاتری هم داشته باشد. همین‌جاست که مقایسه آب (H₂O) و سولفید هیدروژن (H₂S) شگفتی‌ساز می‌شود. آب با جرم مولی کمتر، در دمای اتاق مایع است، اما H₂S با وجود جرم بیشتر، در همان شرایط گاز است.

جرم مولی، تنها عامل تعیین‌کننده نقطه‌جوش نیست. شکل هندسی، قطبیت و نوع نیروهای بین‌مولکولی نیز نقش پررنگی دارند. آب نمونه‌ای بارز است که قدرت پیوندهای هیدروژنی‌اش باعث شده خواصی داشته باشد که از «انتظار» معمول شیمی‌دان‌ها فراتر برود.

مقایسه دقیق فرمول، مدل مولکولی و قطبیت

آب با فرمول H₂O و جرم مولی ۱۸ گرم بر مول، دارای ساختار خمیده و قطبی است. زاویه حدود ۱۰۴٫۵ درجه بین پیوندهای O–H، باعث می‌شود دوقطبی‌های ایجادشده در مولکول هم‌جهت شوند و یک گشتاور دوقطبی قوی بسازند.

در مقابل، مولکول H₂S دارای ساختاری مشابه است اما زاویه پیوندی آن کمی بازتر است و همچنین تفاوت الکترونگاتیوی بین H و S کمتر از H و O است. این یعنی دوقطبی‌های H₂S بسیار ضعیف‌ترند. در نتیجه، H₂S قطبیت کمتری دارد و نیروهای بین‌مولکولی آن از نوع واندروالس هستند.

این تفاوت در قطبیت، ریشه بسیاری از تفاوت‌های فیزیکی بین این دو ترکیب است.

دلیل نقطه‌جوش بالا در آب چیست؟

نقطه‌جوش آب برابر با ۱۰۰ درجه سلسیوس است، در حالی‌که H₂S حدود ۶۰ درجه پایین‌تر، یعنی در ۶- درجه سلسیوس به جوش می‌رسد. این تفاوت، فقط به جرم مولی مربوط نمی‌شود، بلکه نتیجه مستقیم پیوندهای هیدروژنی قوی در آب است.

برای شکستن این پیوندها و تبخیر آب، انرژی بیشتری نیاز داریم. در حالی‌که در H₂S، چون تنها نیروهای ضعیف واندروالس فعال‌اند، مولکول‌ها خیلی راحت‌تر از یکدیگر جدا می‌شوند. این تفاوت انرژی لازم برای تبخیر، عامل اصلی اختلاف بزرگ نقطه‌جوش بین این دو ماده است.

پس اگر فقط به جرم مولی نگاه کنیم، اشتباه خواهیم کرد. باید نوع برهم‌کنش‌ها را هم در نظر بگیریم.

چطور پیوند هیدروژنی در آب نقش حیاتی دارد؟

پیوند هیدروژنی، نوعی نیروی بین‌مولکولی است که وقتی اتم هیدروژن به یک عنصر بسیار الکترونگاتیو مانند اکسیژن، نیتروژن یا فلوئور متصل باشد، ایجاد می‌شود. در آب، هر مولکول H₂O می‌تواند هم گیرنده و هم دهنده پیوند هیدروژنی باشد. به‌همین دلیل، شبکه‌ای قوی از پیوندها میان مولکول‌های آب شکل می‌گیرد.

این پیوندها باعث می‌شوند آب ویژگی‌هایی کاملاً منحصربه‌فرد داشته باشد؛ مثل نقطه‌جوش بالا، کشش سطحی زیاد، ظرفیت گرمایی بالا و حتی چگالی بیشتر در حالت مایع نسبت به جامد.

بدون پیوندهای هیدروژنی، آب نه‌تنها نقطه‌جوش پایین‌تری داشت، بلکه بسیاری از ویژگی‌های حیاتی آن برای زندگی نیز از بین می‌رفت. در واقع، همین پیوندهای ظاهراً ساده، کلید درک رفتار عجیب آب هستند.

انواع نیروهای بین‌مولکولی؛ از واندروالس تا پیوند هیدروژنی

نیروهای بین‌مولکولی، بسته به ساختار و ویژگی‌های مولکول‌ها، در انواع مختلفی ظاهر می‌شوند. بعضی از این نیروها بسیار ضعیف‌اند و فقط در شرایط خاص خودشان را نشان می‌دهند. برخی دیگر مثل پیوند هیدروژنی، چنان قوی هستند که می‌توانند خواص فیزیکی ماده را به‌کلی تغییر دهند.

قرار است با همدیگر دو نوع مهم از این نیروها را بررسی می‌کنیم: نیروهای واندروالس و پیوندهای هیدروژنی. شناخت دقیق تفاوت آن‌ها، کلید درک رفتار عجیب بعضی از ترکیب‌هاست؛ ترکیب‌هایی مثل آب، که از منظر شیمی‌دانان هم گاهی غیرمنتظره عمل می‌کنند.

نیروهای واندروالس چه زمانی ظاهر می‌شوند؟

نیروهای واندروالس، ساده‌ترین نوع از نیروهای بین‌مولکولی هستند. آن‌ها حتی بین مولکول‌های کاملاً غیرقطبی هم ایجاد می‌شوند. این نیروها زمانی پدید می‌آیند که توزیع الکترون‌ها در اطراف مولکول‌ها، به‌طور لحظه‌ای نامتقارن شود و یک دوقطبی موقت به وجود بیاید. همین دوقطبی لحظه‌ای، باعث ایجاد دوقطبی در مولکول کناری می‌شود و بین آن‌ها نیروی جاذبه‌ای ضعیف شکل می‌گیرد.

این پدیده مخصوصاً در گازهای نجیب (مانند هلیوم یا آرگون) و ترکیب‌های غیرقطبی (مثل CH₄) مهم است. با این‌که نیروهای واندروالس ضعیف هستند، اما وقتی تعداد مولکول‌ها زیاد باشد یا سطح تماس وسیع باشد، اثرشان قابل توجه می‌شود. به همین دلیل، مثلاً ید (I₂) در دمای اتاق جامد است، چون مولکول‌های بزرگی دارد که نیروهای واندروالس زیادی میانشان برقرار است.

پیوند هیدروژنی چیست و کجا یافت می‌شود؟

پیوند هیدروژنی، یک نیروی بین‌مولکولی قوی و ویژه است که تنها تحت شرایط خاصی ظاهر می‌شود. این پیوند زمانی شکل می‌گیرد که یک اتم هیدروژن به عنصر بسیار الکترونگاتیوی مانند اکسیژن (O)، نیتروژن (N) یا فلوئور (F) متصل باشد. سپس این هیدروژن می‌تواند با یک اتم الکترونگاتیو دیگر در نزدیکی خود، جاذبه قوی برقرار کند.

به‌عنوان نمونه، در مولکول آب، هر O می‌تواند با دو مولکول H دیگر پیوند هیدروژنی برقرار کند. نتیجه آن، شبکه‌ای قوی از مولکول‌هاست که در کنار هم قرار می‌گیرند و انرژی زیادی برای شکسته شدن لازم دارند.

این نوع پیوند را در ترکیب‌هایی مثل آب (H₂O)، آمونیاک (NH₃)، اتانول (C₂H₅OH) و حتی در مولکول‌های زیستی مثل DNA نیز می‌توان دید. پیوندهای هیدروژنی نقش بسیار مهمی در پایداری ساختارهای زیستی، خواص فیزیکی آب و عملکرد حلال‌ها ایفا می‌کنند.

آیا فقط آب پیوند هیدروژنی دارد؟

خیر؛ پیوند هیدروژنی فقط مخصوص آب نیست. هر مولکولی که شرایط لازم را داشته باشد، می‌تواند پیوند هیدروژنی برقرار کند. شرط اصلی این است که هیدروژن در آن مولکول به یک عنصر الکترونگاتیو قوی (مثل O، N یا F) متصل باشد و در اطرافش، جفت‌الکترون ناپیوندی وجود داشته باشد.

برای مثال، در اتانول (C₂H₅OH)، پیوند O–H موجب می‌شود مولکول بتواند با سایر مولکول‌های اتانول، پیوند هیدروژنی تشکیل دهد. در آمونیاک (NH₃) هم، نیتروژن با جفت‌الکترون آزاد خود، هیدروژن‌های دیگر را به‌سوی خود می‌کشد.

بنابراین، اگرچه آب بهترین نمونه و قوی‌ترین مورد پیوند هیدروژنی است، اما تنها ترکیب دارای این ویژگی نیست. تشخیص وجود این پیوندها، به ترکیب شیمیایی، نوع اتم‌ها و ساختار مولکولی بستگی دارد.

دو ترکیب، دو نقطه جوش؛ اتانول و استون زیر ذره‌بین شیمی

گاهی دو ترکیب آلی با فرمول‌های نسبتاً ساده و جرم‌های نزدیک، رفتار فیزیکی کاملاً متفاوتی دارند. مثلاً اتانول (C₂H₅OH) و استون (CH₃COCH₃) که هر دو مایعاتی فرّار هستند، ولی نقطه‌جوش آن‌ها یکسان نیست. اتانول در دمای ۷۸ درجه سلسیوس می‌جوشد، در حالی‌که استون با جرم مولی بالاتر، در دمای ۵۶ درجه به جوش می‌رسد.

در نگاه اول، شاید فکر کنیم استون چون سنگین‌تر است، باید نقطه‌جوش بالاتری داشته باشد. اما این‌طور نیست. این تفاوت، به نوع نیروهای بین‌مولکولی آن‌ها برمی‌گردد. در این بخش، یاد می‌گیریم چطور با بررسی فرمول شیمیایی، جرم مولی و قطبیت، می‌توانیم رفتار حرارتی ترکیب‌ها را تحلیل کنیم، مهارتی بسیار مهم در شیمی فیزیک و حتی طراحی مواد.

نقش جرم مولی، قطبیت و فرمول شیمیایی در تعیین نقطه جوش

سه عامل مهم در تعیین نقطه جوش ترکیب‌های مولکولی نقش دارند:

1. جرم مولی: معمولاً ترکیب‌هایی با جرم بالاتر، نیروهای واندروالس قوی‌تری دارند و دیرتر می‌جوشند. اما این قاعده همیشه صادق نیست.
2. قطبیت مولکول: ترکیب‌های قطبی معمولاً دارای نیروهای بین‌مولکولی قوی‌تری هستند و به انرژی بیشتری برای تبخیر نیاز دارند.
3. فرمول شیمیایی و گروه‌های عاملی: بعضی گروه‌ها مانند –OH در اتانول، پیوند هیدروژنی ایجاد می‌کنند که نقطه‌جوش را بالا می‌برد.

اتانول دارای گروه هیدروکسیل (–OH) است که می‌تواند پیوند هیدروژنی برقرار کند. این پیوندها باعث می‌شوند مولکول‌های اتانول محکم‌تر به هم بچسبند و انرژی بیشتری برای فرار از مایع نیاز داشته باشند.

اما استون با وجود داشتن گروه کربونیل (C=O)، توانایی ایجاد پیوند هیدروژنی را فقط از سمت گیرنده دارد، نه دهنده؛ چون هیدروژن متصل به اکسیژن ندارد. همین عامل باعث می‌شود نیروهای بین‌مولکولی آن ضعیف‌تر باشند و نقطه‌جوشش پایین‌تر بیاید.

چگونه بفهمیم کدام ترکیب، نقطه‌جوش بالاتری دارد؟

برای پاسخ به چنین سؤال‌هایی، باید به چند نکته کلیدی توجه کنیم:

• آیا ترکیب گروه OH دارد؟ اگر بله، احتمال ایجاد پیوند هیدروژنی بالاست و نقطه‌جوش معمولاً زیادتر است.
• آیا مولکول قطبی است؟ مولکول‌های قطبی نسبت به غیرقطبی‌ها، نیروهای بین‌مولکولی قوی‌تری دارند.
• آیا جرم مولی تفاوت زیادی دارد؟ اگر دو ترکیب از نظر قطبیت و گروه‌های عاملی مشابه باشند، جرم مولی تعیین‌کننده نهایی خواهد بود.

در مورد اتانول و استون، با اینکه استون جرم مولی بیشتری دارد (۵۸ در برابر ۴۶)، چون اتانول پیوند هیدروژنی دارد و استون ندارد، اتانول نقطه‌جوش بالاتری دارد. این مثال به‌خوبی نشان می‌دهد که نوع پیوندهای بین‌مولکولی از جرم مولی مهم‌تر است.

یادگیری این تحلیل‌ها، برای موفقیت در امتحان نهایی و تست‌های مفهومی شیمی دهم، بسیار ارزشمند است.

جمع‌بندی مقاله و مرور مهم‌ترین نکات

در این مقاله از فصل سوم شیمی دهم، سفری داشتیم به دنیای نیروهایی که میان مولکول‌ها برقرار می‌شوند؛ نیروهایی که گرچه ناپیدا هستند، اما نقش‌هایی حیاتی در رفتار مواد ایفا می‌کنند.

یاد گرفتیم که نیروهای بین‌مولکولی، مثل واندروالس و پیوندهای هیدروژنی، از عوامل اصلی تعیین‌کننده در حالت فیزیکی، نقطه جوش، قطبیت، گشتاور دوقطبی و دیگر ویژگی‌های مهم مواد هستند.

در مقایسه آب و H₂S دیدیم که تنها جرم مولی نمی‌تواند رفتار یک ماده را توضیح دهد؛ بلکه نوع نیروهای بین‌مولکولی مهم‌تر است. همچنین، فهمیدیم که مولکول‌های دارای گروه –OH مثل اتانول، به‌دلیل امکان برقراری پیوند هیدروژنی، معمولاً نقطه‌جوش بالاتری دارند.

در نهایت آموختیم که برای تحلیل خواص فیزیکی یک ترکیب، باید فرمول شیمیایی، نوع پیوندها، ساختار هندسی و قطبیت مولکول را با هم در نظر بگیریم.

درک درست این مفاهیم، نه‌تنها برای موفقیت در امتحان نهایی و سؤالات مفهومی شیمی دهم ضروری است، بلکه پایه‌ای برای مباحث شیمی یازدهم و دوازدهم و حتی شیمی کنکور محسوب می‌شود.

سعید نوراللهی