لم تعد قاعدة الثمانية الوحيدة التي تحدد استقرار الذرات، بل أصبح الاستقرار يعتمد على ازدواج الإلكترونات، وقد يتراوح عدد الإلكترونات حول الذرة المستقرة من زوج واحد (2) إلى سبع أزواج (14). عند إنشاء روابط مزدوجة، من المؤكد أن توجد شحنة سالبة رسمية على ذرة أكسجين واحدة، مما ينعكس في الأيون. أيهما الأكثر صحة؟ كلا التركيبين متماثلان، لأنهما نشأا كمتزامرات هيكلية تحمل نفس الصيغة الجزيئية C، كما تلعب الشحنات الشكلية دورًا مهمًا في رسم هياكل لويس، خصوصًا بالنسبة للأيونات. على سبيل المثال، في المركب C 2 A 3 حيث A تمثل ذرة وهمية، فإن التركيب الأكثر احتمالًا هو A – C – A – C – A، لذا يجب أن يتواجد الفوسفور في مركز التركيب الافتراضي في المركب الذي يحتوي على ذرات الفوسفور والأكسجين والفلور.
لذلك، يتشارك الأكسجين زوجًا من الإلكترونات مع كل ذرة هيدروجين، مما يُشكل بنية لويس لجزيء الماء. تُنشأ بنية لويس عن طريق كتابة رموز العناصر الكيميائية على الورق وربطها بأزواج إلكترونية ممثلة بنقاط. لكل أكسجين زوجان حران بالإضافة إلى الإلكترونين المشتركين من الرابطة الثنائية مما يُشبع ثمانيته أيضاً. ويمكن للأيونات عديدة الذرات أن ترتبط مع أيونات عناصر مخالفة لها في الشحنة بروابط أيونية مثل NaOH حيث ترتبط مجموعة الهيدروكسيد السالبة مع أيون الصوديوم الموجب أي أن المركب يتكون من أيونين أحدهما بسيط هو + Na والثاني مركب وضع لويس مفهوم الرابطة الكيميائية الحديث ، وصنف الروابط إلى أيونية ومشتركة، وبحث وأسس لنظريات الربط الحديثة . يتم الترتيب بنقاط من 1 إلى ثمانية نقاط ويتم من الاغلفة الخارجية وبطريقة 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 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 كنت تعمل على مركب C 14 O 2 N 3، يجب التركيز على المجموعات التي تضم الكربون والأكسجين والنيتروجين. لا يوضح التهجين الكيميائي لذرات العنصر، ولكنه alohaparadisehotel.com يشير فقط إلى مواقع الروابط الثنائية أو الثلاثية ومدى وجود الرنين في التركيب. هي عبارة عن تمثيل للإلكترونات التكافؤية والروابط التساهمية في أيون أو جزيء، مما يساعد في تقديم فهم عن بنيته الجزيئية. يمكن تمثيل جميع المركبات من خلال هياكل لويس، مما يساعد في تكوين تصور أولي عن شكل الجزيء أو الأيونات. من جهة أخرى، يتطلب التوزيع الإلكتروني لذرة الكربون إنشاء أربع روابط تساهمية.
بتطبيق معرفة TEV وTRPEV، يتضح أن الشكل الهندسي رباعي السطوح مشوه بسبب زوج النيتروجين الوحيد، وبالتالي يكون تهجينه sp 3 . يوضح لك هذا الهيكل كل ما تحتاج لمعرفته حول قاعدة الأمونيا. بما أن ستة من أصل ثمانية إلكترونات متاحة تشارك في الروابط، يوجد زوج غير مشترك يقع فوق ذرة النيتروجين. هذه المرة، الصيغة صحيحة بعدد الروابط (ثلاث روابط خضراء).
لرسم بنية لويس للجزيئات والأيونات، اتبع الخطوات البسيطة التالية. باختصار ، فإن بنية لويس إنها أداة مهمة لفهم الروابط الكيميائية بين الذرات، إذ تتيح لك تصوّر توزيع الإلكترونات في غلاف التكافؤ بوضوح. في بنية لويس في جزيء الماء، يكون الأكسجين محاطًا بزوجين من الإلكترونات غير الرابطة وإلكترونين مشتركين مع كل ذرة هيدروجين. مثال بسيط على بنية لويس هي ذرة الأكسجين، التي تحتوي على ستة إلكترونات تكافؤ.
قالب بنية لويس لـ CO2
لذلك، فإنه لا يمكنه أبداً تشكيل رابطتين , ولا ينبغي الخلط بينهما وبين الروابط الهيدروجينية,. نظرًا لأن ذرة الهيدروجين تمتلك إلكتروناً واحداً ومداراً واحداً متاحاً للملء، فإنها تقوم بتكوين رابطة تساهمية واحدة فقط. بالإضافة إلى ذلك، تؤثر الهندسة الجزيئية، التي تحدد بناءً على توزيع الإلكترونات حول الذرات، بشكل مباشر على خصائص المادة مثل درجات انصهارها وغليانها. من خلال هذه الخطوات، تستطيع رسم هياكل لويس للجزيئات والأيونات بدقة ووضوح.
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.
- تظهر جميع الإلكترونات التكافؤية الـ 16 , 4 من الكربون و6 من كل أكسجين, في المخطط.
- يتشارك الكربون 4 إلكترونات إجمالاً , 2 مع كل أكسجين عبر روابط ثنائية, مما يُشبع ثمانيته.
- يمكن للأيونات المتعددة الذرات الارتباط مع أيونات ذات شحنات متعارضة عبر روابط أيونية كما في NaOH، حيث تتصل مجموعة الهيدروكسيد السالبة مع أيون الصوديوم الموجب، مما يعني أن المركب يتكون من أيونين، واحد بسيط وهو + Na والآخر مركب.
تطبيق الصيغة الرياضية
تظهر جميع الإلكترونات التكافؤية الـ 16 , 4 من الكربون و6 من كل أكسجين, في المخطط. يتشارك الكربون 4 إلكترونات إجمالاً (2 مع كل أكسجين عبر روابط ثنائية) مما يُشبع ثمانيته. يُطبّق هذا القالب إطار بنية النقطة لويس على ثاني أكسيد الكربون، أحد أكثر الجزيئات اختباراً في الكيمياء العامة. عموما، العناصر التي تقع تحت الصف الثاني قادرة على التوسع لاستيعاب إلكترون التكافؤ حتى أكثر من 8 إلكترونات. عنصر الهيدروجين (H) يمكنه فقط أن يشكل روابط التي تشترك فقط باثنين من الإلكترونات، بينما الفلزات الانتقالية غالباً ما تتوافق مع قاعدة الإثنا عشرية (12) , على سبيل المثال، مركبات أيون البرمنغنات,. تمثل الإلكترونات الزائدة من الأزواج الوحيدة كزوج من النقاط وتُوضَع بجانب الذرات.
أهمية بنية لويس والهندسة الجزيئية في الكيمياء الحديثة.
ولهذا السبب، يتم دائمًا أخذ هياكل لويس بعين الاعتبار وهي مفيدة جدًا، حيث يمكنها تكثيف التعلمات الكيميائية الجديدة. لذا، إذا احتوى الكربون على أكثر من أربع روابط، أو الهيدروجين على أكثر من رابطة واحدة، يُمكن إلغاء المخطط وبدء مخطط جديد أكثر واقعية. يمكنك رؤية النقاط السوداء المُقابلة للإلكترونات، سواءً تلك المُشاركة في الرابطة أو غير المُشتركة , الزوج الوحيد فوق البروم مباشرةً,. لكن ما هي الرابطة التساهمية؟ إنها مشاركة زوج , أو نقاط, من الإلكترونات بين ذرتين في الجدول الدوري.