محاضرة في الكيمياء اللاعضوية " نظرية لويس وكيفية رسم اشكاله "

محاضرة في الكيمياء اللاعضوية " نظرية لويس وكيفية رسم اشكاله "

الروابط والشكل الهندسي للجزيء

يسعى كل شئ في الكون إلى أن يكون في حالة استقرار وثبات وذلك عندما يكون في أدنى مستوى من الطاقة وهي ماتعرف بطاقة  الوضع

فكيف تصل هذه العناصر إلى هذا الاستقرار والثبات:!:

لتصل العناصر إلى طاقة الوضع لابد أن تشبه في تركيبها الالكتروني التركيب الالكتروني لعناصر المجموعة الثامنة ( الغازات النبيلة ) فمجالها الخارجي ممتلئ بالعدد الأقصى من الالكترونات ويتم هذا عن طريق فقدها أو اكتسابها لإلكترون أو أكثر من مجال التكافؤ أو مشاركتها بإلكترون او أكثر من الكترونات مجال التكافؤ مع ذره أو ذرات أخرى

1.4  الرابطة الأيونية :

 تتكون نتيجة لاتحاد فلز مع لا فلز. الفلز يميل إلى فقد إلكترون مدار تكافؤه الأخير ويصبح أيون موجب بينما اللافلز يميل إلى  اكتساب هذا الإلكترون و يصبح أيون سالب. فتنشأ قوى جذب إلكتروستاتيكى بين الأيون الموجب و الأيون السالب و تتكون الرابطة الأيونية.

Na(s)  +  1/2 Cl₂(g) ®  Na⁺  +  Cl^- ® NaCl (s)

₁₁Na   1s² 2s² 2p⁶ 3s¹           ₁₀[Ne]                   3s¹

₁₇Cl    1s² 2s² 2p⁶3s² 3p⁵     ₁₀[Ne]                              3s² 3p⁵

                                        ₁₈[Ar]

2.4  الرابطة التساهمية :

تنشأ نتيجة مشاركة كل من عنصريين متشابهين بالإلكترون لتكوين رابطة

تسمي بالرابطة التساهمية النقية . بينما لو كان العنصرين مختلفين تسمى رابطة تساهمية مستقطبة. حيث إذا كان فرق السالبية الكهربية بين العنصرين أقل من 1.9 فتعتبر الرابطة تساهمية مستقطبة ، أما إذا كان الفرق أكبر من 1.9 فأن الرابطة تعتبر رابطة أيونية .

 4.3 قاعدة الثمانية :
 كل ذرة تميل إلى أن يحتوى مدار تكافؤها الأخير على ثمانية إلكترونات في المركب، ماعدا الهيدروجين و الهيليوم. ويقال في حالة احتواء مدار التكافؤ الأخير لذرة ما أقل أو أكثر من ثمانية إلكترونات في مركب ما أن هذا المركب يحيد عن قاعدة الثمانية للويس . 

نظرية لويس

عند التفاعل الكيميائي كل ذرة تساهم بالكترون ليتكون زوج الكتروني يسمي الالكترونات المشتركة اطلق لويس علي عملية الاندماج هذه الرابطة الكيميائية بينما سماها لانجمور وباولنج الرابطة التساهمية

أشكال لويس : هي طريقة لرسم شكل الجزيء، بحيث تبين ترتيب إلكترونات التكافؤ و عدد الروابط في ذرات الجزيء. ويرمز للإلكترون الحر بنقطة والرابطة الأحادية بنقطتين أو خط والرابطة الثنائية بأربعة نقاط والثلاثية بستة نقاط :

رموز لويس للعناصر:

يحاط رمز العنصر بعدد من النقاط يساوي الكترونات التكافؤ وتساوي رقم المجموعة التي يوجد بها العنصر

عدد الكترونات التكافؤ = رقم المجموعة

كيفية رسم تركيب لويس

1-               حدد الذرة المركزية (الذرة ذات السالبية الكهربية الاقل والتكافؤ الاعلي)

2-               احسب عدد الكترونات التكافؤ لكل عنصر

3-               احسب العدد الكلي لالكترونات التكافؤ في الجزئ

4-      اربط الذرة المركزية بالذرات الاخري بروابط تساهممية ( كل نقطتين او خط مستقيم قصير يمثل رابطة تساهمية وهي عبارة عن  زوج من الالكترونات وتسمي الالكترونات الرابطة)

5-      اطرح عدد الالكترونات الرابطة من العدد الكلي لالكترونات التكافؤ ووزع الباقي علي الذرات الخارجية بحيث تحصل كل ذرة علي ثمانية الكترونات ما عدا الهيدروجين يحصل علي الكترونين فقط

6-               الباقي من الكترونات التكافؤ يضاف الي الذرة المركزية علي هيئة الكترونات غير رابطة

7-      اذا كان عدد الالكترونات علي الذرة المركزية اقل من ثمانية تستخدم الازواج الالكترونية غير  الرابطة في عمل روابط ثنائية بين الذرة المركزية والذرات الخارجية

مثال:

ارسم شكل لويس للامونيا

NH₃

1-               الذرة المركزية هي النيتروجين

2-               عدد الكترونات التكافؤ H  =  1  وN  =  5

3-               العدد الكلي لالكترونات التكافؤ =(3´ 1) + 5=8

4-       وصل الذرة المركزية بالذرات الاخري بروابط تساهمية احادية

عدد الالكترونات الرابطة = 6

الفرق = 8-6 = 2 يوضع علي هيئة زوج غير رابط علي الذرة المركزية

مثال 2

ارسم تركيب لويس لثاني اكسيد الكربون CO₂

1-              الذرة المركزية الكربون

2-              عدد الكترونات التكافؤ = (2´6)+ 4= 16

3-              كون الروابط التساهمية

      4-      الفرق بين الالكترونات الرابطة والعدد الكلي لالكترونات التكافؤ = 16-4=12 توزع علي الذرات              الخارجية (الاوكسجين) لتحصل كل منها علي ثمانية الكترونات

     5- لكي تحصل الكربون علي ثمانية الكترونات كون روابط ثنائية بينها وبين ذرات الاكسجين

الزوج الرابط الثاني يسمي الرابطة باي " π "

مركبات لاتتبع قاعدة الثمانيات:

1-ثلاثي فلوريد البورون

تحتوي ذرة البورون علي ستة الكترونات فقط في المدار الخارجي

2- خامس كلوريد الفوسفور

سنتحدث في الجزء القادم عن نظرية رابطة التكافؤ ونظرية المدارات الجزيئية

 😉 لا تنسى مشاركتنا رأيك في التعليقات بالاسفل ↓↓ 😉