Back to chapter

9.9:

تركيبات لويس للمركبات الجزيئية والأيونات متعددة الذرات

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Lewis Structures of Molecular Compounds and Polyatomic Ions

Languages

Share

هياكل لويس هي تمثيلات مبسطة من الروابط الكيميائية بين الذرات. كتابة تراكيب لويس،للمركبات المحايدة مثل الإيثين أو الأمونيا،أو للأيونات متعددة الذرات مثل الهيدرونيوم أو الفوسفات،يتضمن التسلسل التالي من الخطوات. أولاًاحسب العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في الجزيء.ضع في اعتبارك الإيثين،على سبيل المثال. تحتوي كل ذرة كربون على 4 إلكترونات تكافؤ،وكل ذرة هيدروجين 1 إلكترون تكافؤ مع 2 ذرة كربون و 4 ذرات هيدروجين،يحتوي الإيثين على إجمالي 12 إلكترونًتكافؤ. بعد ذلك،ارسم الهيكل العظمي للجزيء.بشكل عام،الذرة الأولى في الصيغة الكيميائية أو الذرة الأقل سالبيةكهربيًا،يتم وضعها مركزيًا. هذه الذرة تسمى أيضًا الذرة المركزية ويجب أن تكون قادرة على تكوين رابطين على الأقل. ذرات الهيدروجين،أو الذرات الاكثر سالبيةكهربية،يتم وضعها بشكل نهائي حول الذرة المركزية.هنا،تحتل ذرات الكربون المواقع المركزية مع ذرات الهيدروجين المحيطة بهم. الخطوة التالية هي إكمال الثمانية. أولاًضع زوجًا من الإلكترونات بين كل ذرتين لتمثيل أزواج الترابط.يتم توزيع الإلكترونات المتبقية كأزواج مفردة إلى الذرات الطرفية والمركزية لتحقيق التكوين الثنائي أو الثماني للذرات. في هذه الحالة،منذ أن وصل الهيدروجين إلى دويتو،يتم نقل الإلكترونات المتبقية لذرات الكربون. الآن،استخدم الأزواج المفردة لتكوين روابط متعددة بين الذرات التي تفتقر إلى اكتمال الثمانية.في الإيثين،لم تصل ذرات الكربون إلى ثمانية بعد. لذلك،يتم نقل الزوج المفرد إلى منطقة الترابط لتشكيل رابطة مزدوجة تسمح لجميع الذرات للوصول إلى تكوين إلكتروني مستقر. لكتابة بنية لويس للأيونات متعددة الذرات المشحونة،مثل الهيدرونيوم أو الفوسفات،نفس النهج يتبع،مع التعديل لاستيعاب الشحنة الأيونية.لرسم بنية لويس للهيدرونيوم،أولاًاحسب عدد إلكترونات التكافؤ على الأيون. بما أن أيون الهيدرونيوم له شحنة موجبة،نُزيل إلكترون من إجمالي إلكترونات التكافؤ،لتقليل العدد إلى ثمانية. بعد ذلك،وضِح الجزيء من خلال تركيبه الهيكلي.الآن ضع زوجًا من الإلكترونات بين كل ذرة،متبوعًا بزوج الإلكترونات المفردة على الذرة المركزية. بهذه الطريقة،ذرات الهيدروجين والأكسجين تصل للتكوين الثنائي والثماني،على التوالي. أخيرًا،اكتب بنية لويس بين قوسين و شحنة موجبة في الزاوية العلوية اليمنى.

9.9:

تركيبات لويس للمركبات الجزيئية والأيونات متعددة الذرات

لرسم هياكل لويس للجزيئات المعقدة والأيونات الجزيئية، من المفيد اتباع الإجراء خطوة بخطوة كما هو موضح:

  1. حدد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ (الغلاف الخارجي). بالنسبة للكاتيونات، اطرح إلكتروناً واحداً لكل شحنة موجبة. بالنسبة للأنيونات، أضف إلكتروناً واحداً لكل شحنة سالبة.
  2. ارسم شكلاً هيكلياً للجزيء أو الأيون، مع ترتيب الذرات حول ذرة مركزية. (بشكل عام ، يجب وضع أقل عنصر كهرسلبي في المركز.) قم بتوصيل كل ذرة بالذرة المركزية برابطة واحدة (زوج إلكترون واحد).
  3. وزع الإلكترونات المتبقية كأزواج وحيدة على الذرات الطرفية (باستثناء الهيدروجين)، مع استكمال مجموعة ثمانية حول كل ذرة.
  4. ضع كل الإلكترونات المتبقية على الذرة المركزية.
  5. أعد ترتيب إلكترونات الذرات الخارجية لعمل روابط متعددة مع الذرة المركزية للحصول على مجموعة ثمانية كلما أمكن ذلك.

على سبيل المثال، ضع في الاعتبار SiH4 و CHO2 ، NO+ و OF2 كأمثلة يمكن من أجلها تطبيق هذا المبدأ التوجيهي العام لتحديد هياكل لويس الخاصة بهم.

  1. تحديد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ (الغلاف الخارجي) في الجزيء أو الأيون. & nbsp؛

بالنسبة لجزيء مثل SiH4، يتم إضافة عدد إلكترونات التكافؤ على كل ذرة في الجزيء: & nbsp؛

= [4 تكافؤ e/Si atom × 1 Si atom] + [ 1 تكافؤ e/H atom × 4 H atoms] = 8 تكافؤ e

CHO2

بالنسبة للأيون السالب، مثل  CHO2، تتم إضافة عدد إلكترونات التكافؤ على الذرات إلى عدد الشحنات السالبة على الأيون (يتم اكتساب إلكترون واحد لكل شحنة سالبة):

= [4 تكافؤ e/C atom × 1 C atom] + [1 تكافؤ e/H atom × 1 H atom] + [6 تكافؤ e/O atom × 2 O atoms] + [1 additional e] = 18 تكافؤ e

NO+

بالنسبة إلى أيون موجب ، مثل NO+، يتم إضافة عدد إلكترونات التكافؤ على الذرات في الأيون، متبوعاً بطرح عدد الشحنات الموجبة على الأيون (يُفقد إلكترون واحد مقابل كل شحنة موجبة واحدة) من العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ:

= [5 تكافؤ e/N atom × 1 N atom] + [6 تكافؤ e/O atom × 1 O atom] + [−1 e] = 10 تكافؤ e

OF2 

OF2 نظراً لكونه جزيئاً محايداً، يتم ببساطة إضافة عدد إلكترونات التكافؤ:

= [6 تكافؤ e/O atom × 1 O atom] + [7 تكافؤ e/F atom × 2 F atoms] = 20 تكافؤ e

  1. ارسم جدولاً هيكلياً للجزيء أو الأيون، ورتب الذرات حول ذرة مركزية وربط كل ذرة بالذرة المركزية برابطة واحدة (زوج إلكترون واحد). (لاحظ أنه يتم الإشارة إلى الأيونات بأقواس حول الهيكل، والشحنة الأيونية خارج الأقواس:)
    Figure1
    في الحالات التي تكون فيها عدة ترتيبات للذرات ممكنة ، كما هو الحال في CHO2، يتم استخدام الدليل التجريبي لاختيار الترتيب الصحيح. بشكل عام، من المرجح أن تكون العناصر الأقل كهرسلبية هي ذرات مركزية. في  CHO2، تحتل ذرة الكربون  الأقل كهرسلبيّة الموقع المركزي مع ذرات الأكسجين والهيدروجين المحيطة بها. تشمل الأمثلة الأخرى P في POCl3, S in SO2، و Cl في  ClO4. استثناء هو أن الهيدروجين لا يكاد يكون ذرة مركزية. باعتباره العنصر الأكثر كهرسلبية، لا يمكن أن يكون الفلور أيضاً ذرة مركزية.
  2. وزع الإلكترونات المتبقية كأزواج وحيدة على الذرات الطرفية (باستثناء الهيدروجين) لإكمال غلاف التكافؤ بثمانية إلكترونات. (مع عدم وجود إلكترونات متبقية على SiH4، لم يتغير هيكلها.)
    <Figure2
  3. ضع كل الإلكترونات المتبقية على الذرة المركزية. & nbsp؛
    • بالنسبة إلى SiH4,  CHO2,  و NO+ ، هناك لا توجد إلكترونات متبقية. بالنسبة لـ OF2، من بين 16 إلكتروناً متبقياً، يتم وضع 12 إلكتروناً، وبالتالي يتم وضع 4 إلكترونات على الذرة المركزية:
      Figure3
  4. إعادة ترتيب إلكترونات الذرات الخارجية لعمل روابط متعددة مع الذرة المركزية، للحصول على مجموعة ثمانية كلما أمكن ذلك. &nbsp؛
    • SiH4: يحتوي Si بالفعل على مجموعة ثمانية، لذا لا يلزم فعل أي شيء. & nbsp؛
      Figure4
    • CHO2: nbsp؛ يتم توزيع إلكترونات  التكافؤ كأزواج وحيدة على ذرات الأكسجين، لكن ذرة الكربون تفتقر إلى مجموعة ثمانية. & nbsp؛
      Figure5
    • ومن ثم، يتم التبرع بزوج واحد من الإلكترونات من أحد الأكسجين إلى ذرة الكربون لتشكيل رابطة مزدوجة. اعتماداً على ذرة الأكسجين التي تبرعت بالإلكترونات، يمكن أن يكون هناك هيكلان محتملان، يطلق عليهما هياكل الرنين.
    • NO + : بالنسبة لهذا الأيون، تتم إضافة ثمانية إلكترونات تكافؤ، لكن لا تحتوي أي من الذرة على مجموعة ثمانية. لا يمكن إضافة إلكترونات إضافية نظراً لاستهلاك إجمالي الإلكترونات بالفعل. في هذا السيناريو، يجب تحريك الإلكترونات لتشكيل روابط متعددة. تحتوي ذرة النيتروجين على زوجين منفردين من الإلكترونات وذرة الأكسجين بها زوج واحد. & nbsp ؛
      Figure6
    • لا يزال هذا لا ينتج مجموعة ثمانية، لذلك يجب تحريك زوج آخر لتكوين رابطة ثلاثية.
      & nbsp؛ Figure7
    • في OF2، لا شيء يتغير لأن كل ذرة تحتوي بالفعل على مجموعة ثمانية.
      Figure8

هذا النص مقتبس من Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Lewis Symbols and Structures.