هيكل لويس: ما هو ، كيفية صنعه ، أمثلة - كيمياء - 2025

و هيكل لويس هو كل ما تمثيل الرابطة التساهمية في جزيء أو أيون. في ذلك ، يتم تمثيل هذه الروابط والإلكترونات بنقاط أو شرطات طويلة ، على الرغم من أن النقاط في معظم الأحيان تتوافق مع الإلكترونات غير المشتركة والشرطات إلى الروابط التساهمية.

لكن ما هي الرابطة التساهمية؟ إنها مشاركة زوج من الإلكترونات (أو النقاط) بين أي ذرتين في الجدول الدوري. باستخدام هذه المخططات ، يمكن رسم العديد من الهياكل العظمية لمركب معين. أيهما صحيح سيعتمد على الشحنات الرسمية والطبيعة الكيميائية للذرات نفسها.

2-مركب بروموبروبان. بقلم بن ميلز ، من ويكيميديا ​​كومنز.

في الصورة أعلاه لديك مثال على ماهية هيكل لويس. في هذه الحالة يكون المركب الممثل 2-بروموبروبان. يمكنك أن ترى النقاط السوداء المقابلة للإلكترونات ، سواء تلك التي تشارك في الروابط وتلك غير المشتركة (الزوج الوحيد فوق Br).

إذا تم استبدال أزواج النقاط ":" بشرطة طويلة "-" ، فسيتم تمثيل الهيكل الكربوني المكون من 2-بروموبروبان على النحو التالي: C - C - C. لماذا لا يكون C - H - H - C بدلاً من "الإطار الجزيئي" المرسوم؟ الجواب يكمن في الخصائص الإلكترونية لكل ذرة.

وبالتالي ، نظرًا لأن الهيدروجين يحتوي على إلكترون واحد ومدار واحد متاح لملئه ، فإنه يشكل رابطة تساهمية واحدة فقط. لذلك ، لا يمكن أبدًا تكوين رابطين (يجب عدم الخلط بينه وبين روابط الهيدروجين). من ناحية أخرى ، يسمح التكوين الإلكتروني لذرة الكربون (ويتطلب) تكوين أربع روابط تساهمية.

لهذا السبب ، يجب أن تكون هياكل لويس حيث يتدخل C و H متماسكة وتحترم ما تحكمه تكويناتها الإلكترونية. بهذه الطريقة ، إذا كان الكربون يحتوي على أكثر من أربعة روابط ، أو الهيدروجين أكثر من واحد ، فيمكن عندئذٍ التخلص من الرسم التخطيطي ويمكن بدء رسم جديد يتماشى مع الواقع.

هنا تظهر واحدة من الدوافع الرئيسية أو المصادقات لهذه الهياكل ، والتي قدمها جيلبرت نيوتن لويس في بحثه عن التمثيلات الجزيئية الوفية للبيانات التجريبية: التركيب الجزيئي والشحنات الرسمية.

يمكن تمثيل جميع المركبات الموجودة بواسطة هياكل لويس ، مع إعطاء أول تقريب لما يمكن أن يكون عليه الجزيء أو الأيونات.

ما هو هيكل لويس؟

إنه هيكل تمثيلي لإلكترونات التكافؤ والروابط التساهمية في جزيء أو أيون يعمل على الحصول على فكرة عن تركيبته الجزيئية.

ومع ذلك ، يفشل هذا الهيكل في التنبؤ ببعض التفاصيل المهمة مثل الهندسة الجزيئية فيما يتعلق بالذرة وبيئتها (إذا كانت مربعة ، أو مستوية ثلاثية الزوايا ، أو ثنائية الهرم ، وما إلى ذلك).

وبالمثل ، فإنه لا يذكر شيئًا عن ماهية التهجين الكيميائي لذراته ، لكنه يوضح مكان الروابط المزدوجة أو الثلاثية وما إذا كان هناك صدى في الهيكل.

باستخدام هذه المعلومات ، يمكن للمرء أن يجادل حول تفاعل المركب ، واستقراره ، وكيف وآلية الجزيء الذي سيتبعه عندما يتفاعل.

لهذا السبب ، لا تتوقف أبدًا عن اعتبار هياكل لويس وهي مفيدة جدًا ، حيث يمكن تكثيف التعلم الكيميائي الجديد فيها.

كيف يتم ذلك؟

لرسم أو رسم هيكل أو صيغة أو مخطط لويس ، فإن الصيغة الكيميائية للمركب ضرورية. بدونها ، لا يمكنك حتى معرفة الذرات التي تتكون منها. بمجرد استخدامه ، يتم استخدام الجدول الدوري لتحديد المجموعات التي ينتمون إليها.

على سبيل المثال ، إذا كان لديك المركب C ₁₄ O ₂ N _{3 ،} فسيتعين عليك البحث عن المجموعات التي يوجد بها الكربون والأكسجين والنيتروجين. بمجرد القيام بذلك ، بغض النظر عن المركب ، يظل عدد إلكترونات التكافؤ كما هو ، لذلك يتم حفظها عاجلاً أم آجلاً.

وهكذا ، ينتمي الكربون إلى المجموعة IVA ، والأكسجين إلى المجموعة VIA والنيتروجين إلى VA. رقم المجموعة يساوي عدد إلكترونات التكافؤ (النقاط). تشترك جميعها في الميل لملء ثماني بتات غلاف التكافؤ.

ما هي قاعدة الثمانيات؟

يشير هذا إلى وجود ميل للذرات لإكمال مستوى طاقتها بثمانية إلكترونات لتحقيق الاستقرار. ينطبق هذا على جميع العناصر غير المعدنية أو تلك الموجودة في كتل sop من الجدول الدوري.

ومع ذلك ، لا تخضع جميع العناصر لقاعدة الثمانيات. حالات خاصة هي المعادن الانتقالية ، التي تعتمد هياكلها بشكل أكبر على الرسوم الرسمية وعدد مجموعتها.

عدد الإلكترونات الموجودة في غلاف التكافؤ للعناصر غير المعدنية ، تلك التي يمكن فيها تشغيل بنية لويس.

تطبيق المعادلة الرياضية

بمعرفة المجموعة التي تنتمي إليها العناصر ، وبالتالي عدد إلكترونات التكافؤ المتاحة لتكوين الروابط ، ننتقل إلى الصيغة التالية ، وهي مفيدة لرسم هياكل لويس:

C = N - D

حيث C تعني الإلكترونات المشتركة ، أي تلك التي تشارك في الروابط التساهمية. نظرًا لأن كل رابطة تتكون من إلكترونين ، فإن C / 2 تساوي عدد الروابط (أو الشرطات) التي يجب رسمها.

N هي الإلكترونات الضرورية ، التي يجب أن تحتويها الذرة في غلاف التكافؤ الخاص بها لتكون متساوية الإلكترون مع الغاز النبيل الذي يتبعها في نفس الفترة. بالنسبة لجميع العناصر بخلاف H (لأنها تتطلب إلكترونين للمقارنة بـ He) ، فإنها تحتاج إلى ثمانية إلكترونات.

D هي الإلكترونات المتاحة ، والتي يتم تحديدها بواسطة مجموعة أو عدد إلكترونات التكافؤ. وبالتالي ، نظرًا لأن Cl تنتمي إلى المجموعة VIIA ، يجب أن تكون محاطة بسبع نقاط أو إلكترونات سوداء ، وتذكر أن هناك حاجة إلى زوج لتكوين رابطة.

بوجود الذرات ونقاطها وعدد روابط C / 2 ، يمكن بعد ذلك ارتجال بنية لويس. ولكن بالإضافة إلى ذلك ، من الضروري أن يكون لديك فكرة عن "القواعد" الأخرى.

أين يتم وضع أقل الذرات الكهربية

تشغل المراكز أقل الذرات الكهربية في الغالبية العظمى من الهياكل. لهذا السبب ، إذا كان لديك مركب به ذرات P و O و F ، فيجب أن يكون P في مركز البنية الافتراضية.

أيضًا ، من المهم ملاحظة أن الهيدروجين يرتبط عادةً بذرات عالية الكهربية. إذا كان لديك Zn و H و O في مركب ، فإن H ستتماشى مع O وليس مع Zn (Zn - O - H وليس H - Zn - O). توجد استثناءات لهذه القاعدة ، ولكنها تحدث عمومًا مع الذرات غير المعدنية.

التناسق والأحمال الرسمية

تفضل الطبيعة بشكل كبير إنشاء هياكل جزيئية متماثلة قدر الإمكان. يساعد هذا في تجنب تكوين هياكل فوضوية ، حيث يتم ترتيب الذرات بطريقة لا تطيع أي نمط ظاهر.

على سبيل المثال ، بالنسبة للمركب C ₂ A ₃ ، حيث A عبارة عن ذرة وهمية ، فإن الهيكل الأكثر احتمالا سيكون A - C - A - C - A. لاحظ تناسق جانبيها ، كلاهما انعكاس للآخر.

تلعب الشحنات الرسمية أيضًا دورًا مهمًا عند رسم هياكل لويس ، خاصة بالنسبة للأيونات. وبالتالي ، يمكن إضافة السندات أو إزالتها بحيث تتوافق الشحنة الرسمية للذرة مع إجمالي الشحنة المعروضة. هذا المعيار مفيد جدًا للمركبات المعدنية الانتقالية.

قيود على قاعدة الثمانيات

تمثيل ثلاثي فلوريد الألومنيوم ، وهو مركب غير مستقر. يتكون كلا العنصرين من ستة إلكترونات ، والتي تولد ثلاثة روابط تساهمية ، عندما يجب أن تكون ثمانية لتحقيق الاستقرار. المصدر: غابرييل بوليفار

لا يتم اتباع جميع القواعد ، وهذا لا يعني بالضرورة أن الهيكل خاطئ. لوحظت أمثلة نموذجية على ذلك في العديد من المركبات حيث تشارك عناصر المجموعة IIIA (B ، Al ، Ga ، In ، Tl). ثلاثي فلوريد الألومنيوم (مؤسسة آنا ليند ₃) يعتبر على وجه التحديد هنا.

بتطبيق الصيغة الموضحة أعلاه ، لدينا:

D = 1 × 3 (ذرة ألومنيوم واحدة) + 7 × 3 (ثلاث ذرات فلور) = 24 إلكترونًا

هنا 3 و 7 هي المجموعات أو عدد إلكترونات التكافؤ المتوفرة للألمنيوم والفلور. ثم ، مع الأخذ في الاعتبار الإلكترونات الضرورية N:

N = 8 × 1 (ذرة ألومنيوم واحدة) + 8 × 3 (ثلاث ذرات فلور) = 32 إلكترونًا

وبالتالي فإن الإلكترونات المشتركة هي:

C = N - D

C = 32-24 = 8 إلكترونات

ج / 2 = 4 روابط

نظرًا لأن الألومنيوم هو أقل ذرة كهربية ، يجب وضعه في المركز ، ويشكل الفلور رابطة واحدة فقط. النظر في هذا، لدينا بنية لويس من مؤسسة آنا ليند ₃ (الصورة العليا). يتم تمييز الإلكترونات المشتركة بنقاط خضراء لتمييزها عن غير المشتركة.

على الرغم من أن الحسابات تتنبأ بضرورة تكوين 4 روابط ، إلا أن الألومنيوم يفتقر إلى إلكترونات كافية ولا توجد أيضًا ذرة فلور رابعة. نتيجة لذلك ، لا يتوافق الألمنيوم مع قاعدة الثمانيات وهذه الحقيقة لا تنعكس في الحسابات.

أمثلة على هياكل لويس

اليود

تحتوي اللافلزات الموجودة في اليود على سبعة إلكترونات لكل منها ، لذلك من خلال مشاركة كل واحدة من هذه الإلكترونات ، فإنها تولد رابطة تساهمية توفر الاستقرار. المصدر: غابرييل بوليفار

اليود هو هالوجين وبالتالي ينتمي إلى المجموعة VIIA. وبالتالي ، فإن لديها سبعة إلكترونات تكافؤ ، ويمكن تمثيل هذا الجزيء ثنائي الذرة البسيط بالارتجال أو تطبيق الصيغة:

D = 2 × 7 (ذرتان من اليود) = 14 إلكترونًا

N = 2 × 8 = 16 إلكترونًا

C = 16-14 = 2 إلكترون

ج / 2 = رابط واحد

اعتبارًا من 14 إلكترونًا 2 تشارك في الرابطة التساهمية (النقاط الخضراء والشرطة) ، تظل 12 غير مشتركة ؛ وبما أنها ذرتان من اليود ، فيجب تقسيم 6 على إحداهما (إلكترونات التكافؤ). فقط هذا الهيكل ممكن في هذا الجزيء ، الذي تكون هندسته خطية.

الأمونيا

يحتوي النيتروجين على 5 إلكترونات ، بينما يحتوي الهيدروجين فقط على 1. يكفي لتحقيق الاستقرار من خلال إنشاء ثلاث روابط تساهمية ، تتكون من إلكترون واحد من N وآخر من H المصدر: غابرييل بوليفار

ما هي بنية لويس لجزيء الأمونيا؟ بما أن النيتروجين من المجموعة VA ، فإنه يحتوي على خمسة إلكترونات تكافؤ ، ثم:

D = 1 × 5 (ذرة نيتروجين واحدة) + 1 × 3 (ثلاث ذرات هيدروجين) = 8 إلكترونات

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 إلكترونًا

C = 14 - 8 = 6 إلكترونات

ج / 2 = 3 روابط

هذه المرة تكون الصيغة صحيحة مع عدد الروابط (ثلاثة روابط خضراء). نظرًا لأن 6 من الإلكترونات الثمانية المتاحة تشارك في الروابط ، فلا يزال هناك زوج غير مشترك يقع فوق ذرة النيتروجين.

يقول هذا الهيكل كل ما يجب معرفته عن قاعدة الأمونيا. بتطبيق معرفة TEV و TRPEV ، يُستنتج أن الهندسة مشوهة بواسطة الزوج الخالي من النيتروجين وأن تهجين هذا هو بالتالي sp ³.

ج

المصدر: غابرييل بوليفار

الصيغة تتوافق مع مركب عضوي. قبل تطبيق الصيغة ، يجب أن نتذكر أن الهيدروجين يشكل رابطة واحدة ، الأكسجين 2 ، الكربون 4 وأن الهيكل يجب أن يكون متماثلًا قدر الإمكان. كما في الأمثلة السابقة ، لدينا:

D = 6 × 1 (ست ذرات هيدروجين) + 6 × 1 (ذرة أكسجين واحدة) + 4 × 2 (ذرتان كربون) = 20 إلكترونًا

N = 6 × 2 (ست ذرات هيدروجين) + 8 × 1 (ذرة أكسجين واحدة) + 8 × 2 (ذرتان كربون) = 36 إلكترونًا

C = 36 - 20 = 16 إلكترونًا

ج / 2 = 8 روابط

يتوافق عدد الشرطات الخضراء مع الروابط الثمانية المحسوبة. هيكل لويس المقترح هو هيكل الإيثانول CH ₃ CH ₂ OH. ومع ذلك ، كان من الصحيح أيضًا اقتراح بنية ثنائي ميثيل الأثير CH ₃ OCH ₃ ، والتي تكون أكثر تناسقًا.

أيهما هو "أكثر" صحيح؟ كلاهما متساويان ، حيث نشأت الهياكل كأيزومرات هيكلية من نفس الصيغة الجزيئية C ₂ H ₆ O.

أيون البرمنجنات

المصدر: غابرييل بوليفار

يكون الموقف معقدًا عندما يكون من المرغوب فيه صنع هياكل لويس للمركبات المعدنية الانتقالية. ينتمي المنغنيز إلى المجموعة VIIB ، وبالمثل ، يجب إضافة إلكترون الشحنة السالبة بين الإلكترونات المتاحة. تطبيق الصيغة التي لدينا:

D = 7 × 1 (ذرة منجنيز واحدة) + 6 × 4 (أربع ذرات أكسجين) + 1 إلكترون مرة شحنة = 32 إلكترونًا

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 إلكترونًا

C = 40 - 32 = 8 إلكترونات مشتركة

ج / 2 = 4 روابط

ومع ذلك ، يمكن أن تحتوي المعادن الانتقالية على أكثر من ثمانية إلكترونات تكافؤ. علاوة على ذلك ، لكي يظهر MnO ₄ ^- أيون الشحنة السالبة ، من الضروري تقليل الشحنات الرسمية لذرات الأكسجين. كيف؟ من خلال الروابط المزدوجة.

إذا كانت جميع روابط MnO ₄ ^- بسيطة ، فإن الشحنات الرسمية للأكسجين ستكون مساوية لـ -1. نظرًا لوجود أربعة ، فإن الشحنة الناتجة ستكون -4 للأنيون ، وهذا غير صحيح بشكل واضح. عندما تتشكل الروابط المزدوجة ، فمن المضمون أن الأكسجين الفردي له شحنة رسمية سالبة ، تنعكس في الأيون.

في أيون البرمنجنات يمكن ملاحظة وجود صدى. هذا يعني أن رابطة Mn - O الوحيدة يتم تحديد موقعها بين ذرات O الأربع.

أيون ثنائي كرومات

المصدر: غابرييل بوليفار

أخيرًا ، تحدث حالة مماثلة مع أيون ثنائي كرومات (Cr ₂ O ₇). ينتمي الكروم إلى مجموعة VIB ، لذلك يحتوي على ستة إلكترونات تكافؤ. تطبيق الصيغة مرة أخرى:

D = 6 × 2 (ذرتان من الكروم) + 6 × 7 (سبع ذرات أكسجين) + 2 إلكترون في الشحنة ثنائية التكافؤ = 56 إلكترونًا

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 إلكترونًا

C = 72-56 = 16 إلكترونًا مشتركًا

ج / 2 = 8 روابط

لكن لا توجد 8 روابط ، ولكن 12. للأسباب نفسها التي تم العثور عليها ، في أيون البرمنجنات ، يجب ترك جزيئين أكسجين بشحنات رسمية سالبة تضيف ما يصل إلى -2 ، شحنة أيون ثنائي كرومات.

وبالتالي ، يتم إضافة العديد من الروابط المزدوجة حسب الضرورة. بهذه الطريقة نصل إلى بنية لويس للصورة Cr ₂ O ₇ ^2–.

المراجع

1. ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. كيمياء. (الطبعة الثامنة). تعلم CENGAGE ، ص 251.
2. هياكل لويس. مأخوذة من: chemed.chem.purdue.edu
3. ستيفن إيه هاردينجر ، قسم الكيمياء والكيمياء الحيوية ، جامعة كاليفورنيا. (2017). هيكل لويس. مأخوذة من: chem.ucla.edu
4. واين بريسلين. (2012). رسم هياكل لويس. مأخوذة من: terpconnect.umd.edu
5. المسؤول عن الموقع. (2012). هياكل لويس ("نقطة إلكترونية"). قسم الكيمياء ، جامعة مين ، أورونو. مأخوذة من: chemistry.umeche.maine.edu
6. لانكستر ، شون. (25 أبريل 2017). كيفية تحديد عدد النقاط الموجودة على هيكل لويس نقطة العنصر. علم. تم الاسترجاع من: sciencing.com