تركيب لويس هو تمثيل مبسط للغاية لإلكترونات حزمة التكافؤ في الجزيء ، ويتم استخدامه لإظهار كيف يتم ترتيب الإلكترونات حول الذرات الفردية في الجزيء ، وتظهر الإلكترونات كـ ” نقاط ” أوكخط بين الذرتين ، والهدف من ذلك هو الحصول على أفضل تكوين إلكتروني .
ما هو تركيب لويس
تركيب لويس ، والمعروفة أيضًا باسم تمثيل ، أو بنية لويس ، وهي عبارة عن مخططات تظهر الترابط بين ذرات جزيء وأزواج وحيدة من الإلكترونات التي تكون موجود في الجزيء ، ويمكن استنباط بنية لويس لأي جزيء مرتبط تساهميًا ، وكذلك مركبات التنسيق ، وسميت بنية لويس بهذا الاسم نسبة إلى جيلبرت إن. لويس ، الذي أعلن عنها في مقالته عام 1916 The Atom and Molecule]] يعمل تركيب لويس على توسيع مفهوم مخطط الإلكترون عن طريق إضافة خطوط بين الذرات لتمثيل الأزواج المشتركة في رابطة كيميائية .
ويظهر تركيب لويس كل ذرة وموقعها في بنية الجزيء باستخدام الرمز الكيميائي ، ويتم رسم الخطوط بين الذرات المرتبطة ببعضها البعض ( يمكن استخدام أزواج من النقاط بدلاً من الخطوط ) ، ويتم تمثيل الإلكترونات الزائدة التي تشكل أزواج وحيدة كأزواج من النقاط ، وتوضع بجوار الذرات .
على الرغم من أن عناصر المجموعة الرئيسية في الفترة الثانية ، وما بعدها تتفاعل عادةً عن طريق اكتساب ، أو فقدان ، أو مشاركة الإلكترونات حتى تصل إلى تكوين إلكترون لحزمة التكافؤ مع ثمانية أوكتات كاملة من (8) إلكترونات ، ويمكن للهيدروجين (H) فقط تشكيل روابط تشترك فقط إلكترونان . [1]
كيفية رسم تركيب لويس
إيجاد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ
في هذه الخطوة ، إضافة العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ من جميع الذرات في الجزيء .
العثور على عدد الإلكترونات اللازمة لجعل الذرات متكاملة
تعتبر الذرة متكاملة عند امتلاء غلاف الإلكترون الخارجي ، وتحتاج العناصر حتى من أربعة إلى ثمانية إلكترونات على الجدول الدوري لملء غلاف الإلكترون الخارجي ، تُعرف هذه الخاصية غالبًا باسم ” قاعدة الثمانيات “.
تحديد عدد الروابط في الجزيء
تتشكل الروابط التساهمية عندما يشكل إلكترون واحد من كل ذرة زوج إلكترون ، وتوضح الخطوة 2 عدد الإلكترونات اللازمة ، والخطوة الأولى هي عدد الإلكترونات ، وعند طرح الرقم في الخطوة 1 من الرقم في الخطوة 2 ، ينتج عدد الإلكترونات اللازمة لإكمال الثمانيات ، ويتطلب كل رابط مكون إلكترونين ، وبالتالي فإن عدد الروابط هو نصف عدد الإلكترونات المطلوبة ، أو : (الخطوة 2 – الخطوة 1) / 2 .
اختيار الذرة المركزية
تكون الذرة المركزية للجزيء عادةً هي أقل ذرة إلكترونياً أو الذرة ذات أعلى تكافؤ ، وللعثور على الكهرسلبية أو السالبية الكهربائية ، قم يتم إما الاعتماد على اتجاهات الجدول الدوري أو الاعتماد على جدول يسرد قيم الكهرسلبية أو السالبية الكهربائية ، التي تنخفض من تحريك مجموعة على الجدول الدوري وتزيد من الانتقال من اليسار إلى اليمين خلال فترة ما ، وتميل ذرات الهيدروجين والهالوجين إلى الظهور على السطح الخارجي للجزيء ونادراً ما تكون الذرة المركزية .
ارسم هيكل التركيب
يتم توصيل الذرات بالذرة المركزية بخط مستقيم يمثل رابطة بين الذرتين ، ويمكن أن تحتوي الذرة المركزية على ما يصل إلى أربع ذرات أخرى متصلة بها .
وضع الإلكترونات حول الذرات الخارجية
يتم إكمال الثماني حول كل من الذرات الخارجية ، وإذا لم يكن هناك ما يكفي من الإلكترونات لاستكمال الثمانيات ، فإن البنية الهيكلية من الخطوة 5 ستكون غير صحيحة .
وضع الإلكترونات المتبقية حول الذرة الوسطى
يتم إكمال الثمانية للذرة المركزية مع الإلكترونات المتبقية ، وإذا كان هناك أي روابط متبقية من الخطوة 3 ، فيتم إنشاء روابط مزدوجة مع أزواج وحيدة على ذرات خارجية ، ويمثل الرابطة المزدوجة خطين صلبين مرسومين بين زوج من الذرات ، وإذا كان هناك أكثر من ثمانية إلكترونات على الذرة المركزية ولم تكن الذرة واحدة من الاستثناءات لقاعدة الثماني ، فقد يتم حساب عدد ذرات التكافؤ في الخطوة 1 بشكل غير صحيح ، وهذا سيكمل تركيب لويس للجزيء . [2]
تركيب لويس وتركيب الرنين
غالبًا ما ينطوي وجود بعض الجزيئات على تركيبين أو أكثر متكافئين ، ويمكن إظهار الرنين باستخدام هياكل لويس لتمثيل الأشكال المتعددة التي يمكن أن يوجد بها جزيء ، ولا ينتقل الجزيء بين هذه الأشكال ، بل هو متوسط الأشكال المتعددة ، ويمكن ملاحظة ذلك عندما تحيط ذرات متعددة من نفس النوع بالذرة المركزية ، وعندما يتم وضع جميع الأزواج وحيدة على التركيب ، قد لا تزال جميع الذرات لا تحتوي على ثماني إلكترونات ، وللتعامل مع هذه المشكلة تشكل الذرات (بشكل أساسي في صيغة C أو N أو O) روابط مزدوجة أو ثلاثية عن طريق تحريك أزواج وحيدة لتشكيل رابطة ثانية أو ثالثة بين ذرتين ، والذرة التي كانت في الأصل الزوج الوحيد لا تفقد ثمانيتها لأنها تتقاسم زوجها الوحيد ، ويتم وضع أسهم برأسين بين الهياكل المتعددة للجزيء أو الأيون لإظهار الرنين . [3]
تركيب لويس لأيون النتريت (NO2−)
النيتروجين هو أقل ذرة كهربية ويجب أن يكون الذرة المركزية ، فبعد حساب إلكترونات التكافؤ ، يكون هناك مجموعة 17 [5 من النيتروجين + 2 (6 من كل أكسجين)] = 17 ، وتشير شحنة -1 إلى إلكترون إضافي ، وبذلك يصل إجمالي إلكترون العد إلى 18 .
وسيتم ربط كل أكسجين بالنيتروجين باستخدام إلكترونين ، ووضع الإلكترونات الـ 16 المتبقية في البداية كزوج واحد وحيد على ذرات الأكسجين (3 أزواج حول كل ذرة) والنيتروجين (زوج واحد) .
وعلى الرغم من أن جميع الإلكترونات الـ 18 ممثلة في الهيكل ( إلكترونان لكل من الرابطتين و14 لكل من الأزواج السبعة الوحيدة ) ، إلا أن ثمان ذرات النيتروجين غير مقنعة ، لإرضاء قاعدة الثماني في ذرة النيتروجين ، لذا يجب عمل رابطة مزدوجة بين ذرة النيتروجين وواحدة من ذرات الأكسجين ، وبسبب تماثل الجزيء ، لا يهم الأكسجين الذي يتم اختياره ، ونظرًا لوجود ذرات أكسجين مختلفة يمكن أن تشكل الرابطة المزدوجة ، وسيكون هناك تركيبان مختلفان للرنين يظهران كل ذرة أكسجين مع رابطة مزدوجة لذرة النيتروجين ، وسيتم وضع سهم مزدوج الرأس بين هذه التركيبات . [3]
تركيب لويس للمركبات الغنية بالإلكترون
العناصر ذات العدد الذري أكبر من 13 غالبًا ما تكون مركبات أو أيونات متعددة الذرات وتوجد فيها إلكترونات إضافية ، ويتم تعيين الإلكترونات الإضافية إلى الذرة المركزية إما كأزواج وحيدة أو زيادة في عدد الروابط ، (لا تستخدم أبدًا روابط متعددة مع هذه المركبات )
مثال : ارسم بنية لويس لخماسي الفوسفور (PF5) .
الإجابة: إن الكهرسلبية للفلور أكبر من الفوسفور ، لذلك يتم وضع ذرة الفسفور في وسط الجزيء .
العدد الإجمالي للإلكترون هو 40 [5 (7 من كل فلورين) + 5 من الفسفور] = 40 .
تركيب لويس للمركبات الفقيرة
هناك نوع آخر من الجزيء أو أيونات متعددة الذرات ، حيث يوجد نقص في الإلكترون لإلكترون واحد أو أكثر لإكمال ثُمانيات جميع الذرات ، وفي هذه الحالات ، يتم تعيين ذرات أكثر سالبة للإلكترونات كأكبر عدد من الإلكترونات لإكمال تلك الثماني أولاً ثم يتم تعيين النقص في الذرة المركزية .
مثال: ارسم بنية لويس لبورون ثلاثي فلوريد BF3.
الإجابة : إن الكهربية في الفلور أكبر من البورون ، لذلك يتم وضع ذرة البورون في وسط الجزيء .
العدد الإجمالي للإلكترون هو 24 [3 (7 من كل فلورين) + 3 من البورون] = 24 ، وباستخدام رابطة واحدة بين البورون وكل من ذرات الفلور يتم ملء الإلكترون المتبقي كأزواج وحيدة حول ذرات الفلور لإكمال حسابات الثمانيات لجميع الإلكترونات 24 . [3]
ما هو تركيب لويس
تركيب لويس ، والمعروفة أيضًا باسم تمثيل ، أو بنية لويس ، وهي عبارة عن مخططات تظهر الترابط بين ذرات جزيء وأزواج وحيدة من الإلكترونات التي تكون موجود في الجزيء ، ويمكن استنباط بنية لويس لأي جزيء مرتبط تساهميًا ، وكذلك مركبات التنسيق ، وسميت بنية لويس بهذا الاسم نسبة إلى جيلبرت إن. لويس ، الذي أعلن عنها في مقالته عام 1916 The Atom and Molecule]] يعمل تركيب لويس على توسيع مفهوم مخطط الإلكترون عن طريق إضافة خطوط بين الذرات لتمثيل الأزواج المشتركة في رابطة كيميائية .
ويظهر تركيب لويس كل ذرة وموقعها في بنية الجزيء باستخدام الرمز الكيميائي ، ويتم رسم الخطوط بين الذرات المرتبطة ببعضها البعض ( يمكن استخدام أزواج من النقاط بدلاً من الخطوط ) ، ويتم تمثيل الإلكترونات الزائدة التي تشكل أزواج وحيدة كأزواج من النقاط ، وتوضع بجوار الذرات .
على الرغم من أن عناصر المجموعة الرئيسية في الفترة الثانية ، وما بعدها تتفاعل عادةً عن طريق اكتساب ، أو فقدان ، أو مشاركة الإلكترونات حتى تصل إلى تكوين إلكترون لحزمة التكافؤ مع ثمانية أوكتات كاملة من (8) إلكترونات ، ويمكن للهيدروجين (H) فقط تشكيل روابط تشترك فقط إلكترونان . [1]
كيفية رسم تركيب لويس
إيجاد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ
في هذه الخطوة ، إضافة العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ من جميع الذرات في الجزيء .
العثور على عدد الإلكترونات اللازمة لجعل الذرات متكاملة
تعتبر الذرة متكاملة عند امتلاء غلاف الإلكترون الخارجي ، وتحتاج العناصر حتى من أربعة إلى ثمانية إلكترونات على الجدول الدوري لملء غلاف الإلكترون الخارجي ، تُعرف هذه الخاصية غالبًا باسم ” قاعدة الثمانيات “.
تحديد عدد الروابط في الجزيء
تتشكل الروابط التساهمية عندما يشكل إلكترون واحد من كل ذرة زوج إلكترون ، وتوضح الخطوة 2 عدد الإلكترونات اللازمة ، والخطوة الأولى هي عدد الإلكترونات ، وعند طرح الرقم في الخطوة 1 من الرقم في الخطوة 2 ، ينتج عدد الإلكترونات اللازمة لإكمال الثمانيات ، ويتطلب كل رابط مكون إلكترونين ، وبالتالي فإن عدد الروابط هو نصف عدد الإلكترونات المطلوبة ، أو : (الخطوة 2 – الخطوة 1) / 2 .
اختيار الذرة المركزية
تكون الذرة المركزية للجزيء عادةً هي أقل ذرة إلكترونياً أو الذرة ذات أعلى تكافؤ ، وللعثور على الكهرسلبية أو السالبية الكهربائية ، قم يتم إما الاعتماد على اتجاهات الجدول الدوري أو الاعتماد على جدول يسرد قيم الكهرسلبية أو السالبية الكهربائية ، التي تنخفض من تحريك مجموعة على الجدول الدوري وتزيد من الانتقال من اليسار إلى اليمين خلال فترة ما ، وتميل ذرات الهيدروجين والهالوجين إلى الظهور على السطح الخارجي للجزيء ونادراً ما تكون الذرة المركزية .
ارسم هيكل التركيب
يتم توصيل الذرات بالذرة المركزية بخط مستقيم يمثل رابطة بين الذرتين ، ويمكن أن تحتوي الذرة المركزية على ما يصل إلى أربع ذرات أخرى متصلة بها .
وضع الإلكترونات حول الذرات الخارجية
يتم إكمال الثماني حول كل من الذرات الخارجية ، وإذا لم يكن هناك ما يكفي من الإلكترونات لاستكمال الثمانيات ، فإن البنية الهيكلية من الخطوة 5 ستكون غير صحيحة .
وضع الإلكترونات المتبقية حول الذرة الوسطى
يتم إكمال الثمانية للذرة المركزية مع الإلكترونات المتبقية ، وإذا كان هناك أي روابط متبقية من الخطوة 3 ، فيتم إنشاء روابط مزدوجة مع أزواج وحيدة على ذرات خارجية ، ويمثل الرابطة المزدوجة خطين صلبين مرسومين بين زوج من الذرات ، وإذا كان هناك أكثر من ثمانية إلكترونات على الذرة المركزية ولم تكن الذرة واحدة من الاستثناءات لقاعدة الثماني ، فقد يتم حساب عدد ذرات التكافؤ في الخطوة 1 بشكل غير صحيح ، وهذا سيكمل تركيب لويس للجزيء . [2]
تركيب لويس وتركيب الرنين
غالبًا ما ينطوي وجود بعض الجزيئات على تركيبين أو أكثر متكافئين ، ويمكن إظهار الرنين باستخدام هياكل لويس لتمثيل الأشكال المتعددة التي يمكن أن يوجد بها جزيء ، ولا ينتقل الجزيء بين هذه الأشكال ، بل هو متوسط الأشكال المتعددة ، ويمكن ملاحظة ذلك عندما تحيط ذرات متعددة من نفس النوع بالذرة المركزية ، وعندما يتم وضع جميع الأزواج وحيدة على التركيب ، قد لا تزال جميع الذرات لا تحتوي على ثماني إلكترونات ، وللتعامل مع هذه المشكلة تشكل الذرات (بشكل أساسي في صيغة C أو N أو O) روابط مزدوجة أو ثلاثية عن طريق تحريك أزواج وحيدة لتشكيل رابطة ثانية أو ثالثة بين ذرتين ، والذرة التي كانت في الأصل الزوج الوحيد لا تفقد ثمانيتها لأنها تتقاسم زوجها الوحيد ، ويتم وضع أسهم برأسين بين الهياكل المتعددة للجزيء أو الأيون لإظهار الرنين . [3]
تركيب لويس لأيون النتريت (NO2−)
النيتروجين هو أقل ذرة كهربية ويجب أن يكون الذرة المركزية ، فبعد حساب إلكترونات التكافؤ ، يكون هناك مجموعة 17 [5 من النيتروجين + 2 (6 من كل أكسجين)] = 17 ، وتشير شحنة -1 إلى إلكترون إضافي ، وبذلك يصل إجمالي إلكترون العد إلى 18 .
وسيتم ربط كل أكسجين بالنيتروجين باستخدام إلكترونين ، ووضع الإلكترونات الـ 16 المتبقية في البداية كزوج واحد وحيد على ذرات الأكسجين (3 أزواج حول كل ذرة) والنيتروجين (زوج واحد) .
وعلى الرغم من أن جميع الإلكترونات الـ 18 ممثلة في الهيكل ( إلكترونان لكل من الرابطتين و14 لكل من الأزواج السبعة الوحيدة ) ، إلا أن ثمان ذرات النيتروجين غير مقنعة ، لإرضاء قاعدة الثماني في ذرة النيتروجين ، لذا يجب عمل رابطة مزدوجة بين ذرة النيتروجين وواحدة من ذرات الأكسجين ، وبسبب تماثل الجزيء ، لا يهم الأكسجين الذي يتم اختياره ، ونظرًا لوجود ذرات أكسجين مختلفة يمكن أن تشكل الرابطة المزدوجة ، وسيكون هناك تركيبان مختلفان للرنين يظهران كل ذرة أكسجين مع رابطة مزدوجة لذرة النيتروجين ، وسيتم وضع سهم مزدوج الرأس بين هذه التركيبات . [3]
تركيب لويس للمركبات الغنية بالإلكترون
العناصر ذات العدد الذري أكبر من 13 غالبًا ما تكون مركبات أو أيونات متعددة الذرات وتوجد فيها إلكترونات إضافية ، ويتم تعيين الإلكترونات الإضافية إلى الذرة المركزية إما كأزواج وحيدة أو زيادة في عدد الروابط ، (لا تستخدم أبدًا روابط متعددة مع هذه المركبات )
مثال : ارسم بنية لويس لخماسي الفوسفور (PF5) .
الإجابة: إن الكهرسلبية للفلور أكبر من الفوسفور ، لذلك يتم وضع ذرة الفسفور في وسط الجزيء .
العدد الإجمالي للإلكترون هو 40 [5 (7 من كل فلورين) + 5 من الفسفور] = 40 .
تركيب لويس للمركبات الفقيرة
هناك نوع آخر من الجزيء أو أيونات متعددة الذرات ، حيث يوجد نقص في الإلكترون لإلكترون واحد أو أكثر لإكمال ثُمانيات جميع الذرات ، وفي هذه الحالات ، يتم تعيين ذرات أكثر سالبة للإلكترونات كأكبر عدد من الإلكترونات لإكمال تلك الثماني أولاً ثم يتم تعيين النقص في الذرة المركزية .
مثال: ارسم بنية لويس لبورون ثلاثي فلوريد BF3.
الإجابة : إن الكهربية في الفلور أكبر من البورون ، لذلك يتم وضع ذرة البورون في وسط الجزيء .
العدد الإجمالي للإلكترون هو 24 [3 (7 من كل فلورين) + 3 من البورون] = 24 ، وباستخدام رابطة واحدة بين البورون وكل من ذرات الفلور يتم ملء الإلكترون المتبقي كأزواج وحيدة حول ذرات الفلور لإكمال حسابات الثمانيات لجميع الإلكترونات 24 . [3]
