لم تعد قاعدة الثمانية القاعدة الوحيدة لاستقرار الذرات ، بل أصبح الاستقرار مرتبطاً بازدواج الإلكترونات وقد يكون عدد الإلكترونات حول الذرة المستقرة من ( 2 ) ( زوج واحد ) إلى ( 14 ) ( سبع أزواج ) . عند تكوين روابط مزدوجة، من المؤكد أن ذرة أكسجين واحدة تحمل شحنة رسمية سالبة، تنعكس في الأيون. أيهما أصح؟ كلاهما متماثلان، لأن التركيبين نشأا كمتزامرات هيكلية لها نفس الصيغة الجزيئية C. تلعب الشحنات الشكلية دورًا هامًا في رسم هياكل لويس، وخاصةً للأيونات. على سبيل المثال، بالنسبة للمركب C 2 A 3 حيث أن A هي ذرة وهمية، فإن البنية الأكثر احتمالاً ستكون A – C – A – C – A. لذلك، إذا كان لديك مركب يحتوي على ذرات الفوسفور والأكسجين والفلور، فيجب أن يكون الفوسفور في مركز التركيب الافتراضي.
يشكل الأكسجين بنية لويس لجزيء الماء من خلال مشاركة زوج من الإلكترونات مع كل ذرة هيدروجين. تتكون بنية لويس عن طريق كتابة رموز العناصر الكيميائية وتجميعها بواسطة أزواج إلكترونية تمثلها نقاط. تحتوي كل ذرة أكسجين على زوجين حران، بالإضافة إلى الإلكترونين المشتركين من الرابطة الثنائية، مما يُكمل ثمانيتها. يمكن أن ترتبط الأيونات عديدة الذرات مع أيونات ذات شحنات معاكسة عبر الروابط الأيونية، كما في حالة NaOH حيث تتفاعل مجموعة الهيدروكسيد السالبة مع أيون الصوديوم الموجب، مما يؤدي إلى تكوين مركب يتكون من أيونين: أيون الصوديوم + Na، وأيون مركب. يتم ترتيب النقاط من 1 إلى 8، ويتم احتسابها من خلال الأغلفة الخارجية بطريقة الجمع.
لماذا لا يكون الهيكل الكربوني C – H – H – C بدلاً من “البنية الجزيئية” المرسومة؟ يكمن الجواب في الخصائص الإلكترونية لكل ذرة. وعند دراسته للروابط وضع العديد من المفاهيم الحديثة منها مفهوم الكترونات التكافؤ ، وقاعدة الاستقرار الالكتروني أو قاعدة الثمانية ( ربط ) كما اقترح النظام البسيط في تمثيل الالكترونات بالنقط عند كتابة رموز العناصر والأيونات البسيطة وعند كتابة صيغ المركبات والأيونات المعقدة . لذا، بما أن ذرة الكلور تنتمي إلى المجموعة VIIA، فيجب أن تُحاط بسبع نقاط سوداء أو إلكترونات، وتذكر أن تكوين الرابطة يتطلب زوجًا. أما جميع العناصر باستثناء الهيدروجين (H2O) (لأنه يتطلب إلكترونين للمقارنة مع الهيليوم He)، فإنها تحتاج إلى ثمانية إلكترونات.
ونتيجةً لذلك، لا يُحقق الألومنيوم قاعدة الثمانيات، وهذا لا https://alohaparadisehotel.com/ ينعكس في الحسابات. مع أن الحسابات تتنبأ بوجود أربع روابط يجب تكوينها، إلا أن الألومنيوم يفتقر إلى إلكترونات كافية، ولا توجد ذرة فلور رابعة. يتم تمييز الإلكترونات المشتركة بنقاط خضراء لتمييزها عن الإلكترونات غير المشتركة. تُلاحظ أمثلة نموذجية على ذلك في العديد من المركبات التي تحتوي على عناصر المجموعة IIIA (البورون، والألمنيوم، والغاليوم، والإنزيم، والتيتانيوم).
حدود قاعدة الثمانية
على سبيل المثال، إذا كان لديك مركب C 14 O 2 N 3 ابحث عن المجموعات التي تحتوي على الكربون والأكسجين والنيتروجين. كما أنه لا يقول شيئًا عن ماهية التهجين الكيميائي لذراته، ولكنه يقول أين تقع الروابط الثنائية أو الثلاثية وما إذا كان هناك رنين في البنية. هو عبارة عن بنية تمثيلية للإلكترونات التكافؤية والروابط التساهمية في الجزيء أو الأيون والتي تساعد على الحصول على فكرة عن بنيته الجزيئية. يمكن تمثيل جميع المركبات الموجودة من خلال هياكل لويس، مما يعطي تقريبًا أوليًا لكيفية ظهور الجزيء أو الأيونات. من ناحية أخرى، يسمح التوزيع الإلكتروني لذرة الكربون , ويتطلب, تكوين أربع روابط تساهمية.
عند تطبيق معرفتي TEV وTRPEV، يتضح أن الشكل الهندسي رباعي السطوح مشوه بسبب وجود زوج النيتروجين الوحيد، مما يحدد تهجينه sp 3. يكشف لك هذا الهيكل كل المعلومات الضرورية حول قاعدة الأمونيا. بما أن ستة من أصل ثمانية إلكترونات متاحة تشارك في الروابط، فإن هناك زوجًا غير مشترك فوق ذرة النيتروجين. هذه المرة، تعتبر الصيغة صحيحة بعدد الروابط المتكونة (ثلاث روابط خضراء).
من أجل رسم بنية لويس للجزيئات والأيونات، اتبع الخطوات البسيطة التالية. باختصار، تمثل بنية لويس أداة هامة لفهم الروابط الكيميائية بين الذرات، حيث تتيح لك تصور توزيع الإلكترونات بوضوح في غلاف التكافؤ. في بنية لويس لجزيء الماء، تحاط ذرة الأكسجين بزوجين من الإلكترونات غير الرابطة وإلكترونين مشتركين مع كل ذرة هيدروجين. مثال على بنية لويس هو ذرة الأكسجين، التي تحتوي على ستة إلكترونات تكافؤ.
قالب بنية لويس لـ CO2
لذلك، لا يُمكنه أبدًا تكوين رابطتين (لا ينبغي الخلط بينهما وبين الروابط الهيدروجينية). بما أن الهيدروجين يحتوي على إلكترون واحد ومدار واحد متاح للملء، فإنه يُكوّن رابطة تساهمية واحدة فقط. علاوة على ذلك، فإن الهندسة الجزيئية، التي تُحدد بتوزيع الإلكترونات حول الذرات، تؤثر بشكل مباشر على خصائص المادة، مثل درجة انصهارها وغليانها. بهذه الخطوات، ستتمكن من رسم هياكل لويس للجزيئات والأيونات بوضوح ودقة.
فهم مفهوم قانون لويس، وهو أساسي لفهم الرابطة بين الذرات.
لهذا السبب، يجب أن تكون هياكل لويس التي يتفاعل فيها الكربون والهيدروجين متسقة وملتزمة بقواعد توزيع الإلكترونات. على الرغم من أن عناصر المجموعة الرئيسية من الصف الثاني تتفاعل عادة من خلال الحصول أو فقدان أو تقاسم الإلكترونات إلى أن يتحقق التكافؤ في تكوين الإلكترونات على ثمانية (8) الإلكترونات فأن العناصر الأخرى تتبع قواعد مختلفة. هيكل لويس متشابه مع المخططات النقطية للإلكترونات في كون إلكترونات التكافؤ في الأزواج الوحيدة تمثل كنقاط ولكن الهيكل يحتوي أيضا على خطوط لتمثيل الأزواج المشتركة في الرابطة الكيميائية , فردية ومزدوجة وثلاثية، الخ,.
يساعد هذا التمثيل على تصور توزيع الإلكترونات في غلاف التكافؤ للذرات، مما يُسهّل فهم كيفية تفاعل الذرات مع بعضها البعض لتكوين الروابط الكيميائية. يحتوي الأكسجين على ستة إلكترونات تكافؤ، بينما يحتوي الهيدروجين على إلكترون تكافؤ واحد. علاوة على ذلك، تُستخدم قواعد محددة لتوزيع إلكترونات التكافؤ لتقليل الشحنة الشكلية على الذرات. تُستخدم لفهم توزيع الإلكترونات حول الذرات والتنبؤ بالهندسة الجزيئية. حمّل القالب واطلب ‘أضف حسابات الشحنة الرسمية لكل ذرة في CO2’.
- لذلك، يتشارك الأكسجين زوجًا من الإلكترونات مع كل ذرة هيدروجين، مما يُشكل بنية لويس لجزيء الماء.
- يظهر المخطط جميع الإلكترونات التكافؤية الـ 16 , 4 من الكربون و6 من كل أكسجين,.
- يتشارك الكربون 4 إلكترونات إجمالاً (2 مع كل أكسجين عبر روابط ثنائية) مما يُشبع ثمانيته.
- يمكن للأيونات كثيرة الذرات أن ترتبط مع أيونات ذات شحنة معاكسة بروابط أيونية، مثل NaOH، حيث تتحد مجموعة الهيدروكسيد السالبة مع أيون الصوديوم الموجب، مما ينتج مركباً يتكون من أيونين: أيون الصوديوم + Na وأيون مركب.
تطبيق الصيغة الرياضية
يظهر المخطط جميع الإلكترونات التكافؤية الـ 16 , 4 من الكربون و6 من كل أكسجين,. يشارك الكربون إجمالاً 4 إلكترونات , 2 منها مع كل أكسجين عبر روابط ثنائية,، مما يشبع ثمانيته. يتم تطبيق هذا القالب على بنية النقطة لويس في ثاني أكسيد الكربون، وهو أحد الجزيئات الأكثر اختبارًا في الكيمياء العامة. بشكل عام، العناصر الموجودة في الصف الثاني يمكنها التوسع لاستيعاب إلكترونات التكافؤ حتى أكثر من 8 إلكترونات. يمكن لعنصر الهيدروجين (H) تشكيل روابط تساهمية تشترك فقط في زوجين من الإلكترونات، بينما الفلزات الانتقالية غالباً ما تتبع قاعدة الإثنا عشرية (12) كما هو الحال في مركبات أيون البرمنغنات. تُستخدم الأزواج الوحيدة من الإلكترونات الزائدة كمجموعة من النقاط وتوضع بجانب الذرات.
تلعب بنية لويس والهندسة الجزيئية دورًا حيويًا في الكيمياء المعاصرة.
ولذلك، تُعتبر هياكل لويس مفيدة جداً، لأنها يمكن أن تساعد في تكثيف المعلومات الكيميائية الجديدة. إذا احتوى الكربون على أكثر من أربع روابط، أو إذا كان الهيدروجين له أكثر من رابطة واحدة، يمكن إلغاء المخطط وبدء مخطط جديد أكثر دقة. يمكنك رؤية النقاط السوداء التي تمثل الإلكترونات، سواء كانت مشاركة في الرابط أو غير مشتركة , الزوج الوحيد الموجود فوق البروم,. ولكن ما هي الرابطة التساهمية؟ إنها تعني مشاركة زوج , أو نقاط, من الإلكترونات بين ذرتين في الجدول الدوري.
