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.

لذلك، يتشارك الأكسجين زوجًا من الإلكترونات مع كل https://alohaparadisehotel.com/ 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.

الألومنيوم، نتيجة لذلك، لا يحقق قاعدة الثمانيات، وهذا الأمر لا يظهر في الحسابات. بالرغم من أن الحسابات تشير إلى ضرورة وجود أربع روابط، إلا أن الألومنيوم يفتقر إلى إلكترونات كافية، كما أنه لا يوجد ذرة فلور رابعة. تتم الإشارة إلى الإلكترونات المشتركة بواسطة نقاط خضراء، لتمييزها عن الإلكترونات غير المشتركة. يمكن ملاحظة أمثلة نموذجية على ذلك في العديد من المركبات التي تحتوي على عناصر من المجموعة IIIA، مثل البورون والألمنيوم والغاليوم والإنزيم والتيتانيوم.

حدود قاعدة الثمانية

كمثال، إذا كان لديك المركب C 14 O 2 N 3، فابحث عن المجموعات التي تحتوي على الكربون والأكسجين والنيتروجين. ورغم أنه لا يوضح طبيعة التهجين الكيميائي لذراته، فإنه يحدد أماكن الروابط الثنائية أو الثلاثية وما إذا كانت هناك حالة رنين في البنية. تُعد هذه البنية تمثيلاً للإلكترونات التكافؤية والروابط التساهمية في الجزيء أو الأيون، مما يساعد على فهم بنيته الجزيئية. يمكن تمثيل جميع المركبات الحالية من خلال هياكل لويس، مما يوفر تصورًا أوليًا عن شكل الجزيء أو الأيونات. من الناحية الأخرى، يتطلب التوزيع الإلكتروني لذرة الكربون تكوين 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. في المجمل، تُعتبر بنية لويس أداة مهمة لفهم الروابط الكيميائية بين الذرات، حيث تساعد على تصور توزيع الإلكترونات في غلاف التكافؤ بشكل واضح. في بنية لويس لجزيء الماء، يكون الأكسجين محاطًا بزوجين من الإلكترونات غير المرتبطة وإلكترونين مشتركين مع كل ذرة هيدروجين. ذرة الأكسجين تمثل مثلاً بسيطًا لبنية لويس، حيث 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.
• 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 أن ترتبط الأيونات عديدة الذرات مع أيونات عناصر ذات شحنة مخالفة عبر روابط أيونية، مثل NaOH حيث ترتبط مجموعة الهيدروكسيد السالبة مع أيون الصوديوم الموجب، مما يعني أن المركب يتكون من أيونين أحدهما بسيط وهو + Na والآخر مركب.

استخدام المعادلة الرياضية

يستفيد الكربون من 4 إلكترونات إجمالاً , 2 مع كل أكسجين عبر روابط ثنائية, مما يحقق قاعدة الثمانيات لديه.

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.