بنى لويس والشحنة الشكلية: طريقة يمكنك التحقق منها

عدّ إلكترونات التكافؤ للجزيئات والأيونات متعددة الذرات

تبدأ كل بنية لويس برقم واحد: العدد الكلي لإلكترونات التكافؤ المتاحة للتوزيع. وفي عناصر المجموعات الرئيسية يساوي عدد إلكترونات التكافؤ الرقم الأخير من رقم المجموعة في الترقيم 1–18، فيساهم الكربون بـ 4 والنيتروجين بـ 5 والأكسجين بـ 6 وكل هالوجين بـ 7. ويساهم الهيدروجين بـ 1، والهيليوم، بإلكترونيه، هو الاستثناء الوحيد من قاعدة رقم المجموعة.

شحنة الأيون تغيّر المجموع. فالشحنة السالبة تعني إلكترونات إضافية، لذا تضيف إلكترونًا واحدًا لكل وحدة شحنة سالبة. والشحنة الموجبة تعني إلكترونات ناقصة، لذا تطرح. أيون الأمونيوم NH₄⁺ فيه 5 + 4(1) − 1 = 8 إلكترونات تكافؤ، بينما أيون الكربونات CO₃²⁻ فيه 4 + 3(6) + 2 = 24.

دوّن هذا المجموع قبل أن ترسم أي شيء؛ فهو الرقم الذي ستفحص به البنية المكتملة.

بناء الهيكل ووضع الأزواج الإلكترونية

الهيكل هو نمط اتصال كل ذرة بالأخرى. يكوّن الهيدروجين والفلور رابطة واحدة فقط في الغالب، فهما ذرتان طرفيتان. والذرة المركزية هي عادةً الأقل سالبية كهربائية بعد الهيدروجين، وهي غالبًا الذرة التي تظهر مرة واحدة في الصيغة. وفي الأحماض الأكسجينية ترتبط ذرات الهيدروجين عادةً بالأكسجين لا بالذرة المركزية.

بعد تحديد الهيكل، توزع الخطوات المتبقية الإلكترونات بحيث تبلغ كل ذرة عددًا مستقرًا. تستطيع ذرات الدورة 2 (C وN وO وF) أن تحمل ثمانية إلكترونات حولها على الأكثر لأن فيها أربعة أفلاك تكافؤ فقط، ولهذا فإن قاعدة الثمانية حد ثابت لها.

• صِل كل ذرة طرفية بالذرة المركزية برابطة أحادية (إلكترونان لكل رابطة).
• أتمّ ثمانيات الذرات الطرفية بأزواج منفردة (الهيدروجين يحتاج إلى 2 فقط).
• ضع أي إلكترونات متبقية على الذرة المركزية أزواجًا منفردة.
• إذا بقي في الذرة المركزية أقل من 8 إلكترونات، فحوّل زوجًا منفردًا على ذرة مجاورة إلى زوج مشترك لتكوين رابطة ثنائية أو ثلاثية.
• تحقق: الإلكترونات المرسومة تساوي المجموع المعدود، وليس في أي ذرة من الدورة 2 أكثر من 8.

الشحنة الشكلية اختبارًا بين البنى المرشحة

تسأل الشحنة الشكلية كم إلكترونًا تملك الذرة في الرسم مقارنةً بالذرة الحرة المتعادلة، لو قُسم كل زوج رابط بالتساوي. والصيغة هي FC = V − N − B/2، حيث V عدد إلكترونات تكافؤ الذرة، وN عدد الإلكترونات غير الرابطة (الأزواج المنفردة) عليها، وB عدد الإلكترونات في روابطها. ومجموع الشحنات الشكلية في بنية ما يساوي دائمًا الشحنة الكلية للنوع، مما يعطيك فحصًا حسابيًا مدمجًا.

عندما تلتزم عدة بنى بعدد الإلكترونات، ففضّل البنية التي تكون فيها الشحنات الشكلية أقرب ما يمكن إلى الصفر. وإذا كان لا بد من بقاء شحنة شكلية، فالبنية الأفضل تضع الشحنة الشكلية السالبة على الذرة الأعلى سالبية كهربائية وتتجنب وضع شحنات من الإشارة نفسها على ذرات متجاورة مترابطة.

الشحنة الشكلية محاسبة لا شحنة مقيسة. ولأنها تتجاهل السالبية الكهربائية، فقد تحمل ذرة شحنتها الشكلية صفر شحنة جزئية كبيرة في الجزيء الحقيقي.

مثال محلول: الفوسجين وأيون السيانات

الفوسجين COCl₂. العدّ: يساهم C بـ 4 ويساهم O بـ 6 ويساهم كل Cl بـ 7، فيكون المجموع 4 + 6 + 2(7) = 24 إلكترونًا. الكربون هو الذرة المركزية. ثلاث روابط أحادية من C إلى O وإلى كل Cl تستخدم 6 إلكترونات. وإتمام ثمانيات O وكلتا ذرتي Cl يستخدم 3 × 6 = 18 أخرى، فيكون المجموع 24، فلا يبقى إلكترونات للكربون. وللكربون 6 إلكترونات فقط حوله، لذا حوّل زوجًا منفردًا إلى رابطة ثانية. فنقل زوج منفرد من O يعطي C=O؛ ونقله من Cl يعطي C=Cl.

تفصل الشحنة الشكلية بينهما. مع C=O يكون للأكسجين 4 إلكترونات غير رابطة و4 إلكترونات رابطة: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. ولكل Cl 6 غير رابطة و2 رابطة: FC = 7 − 6 − 1 = 0. وللكربون 8 إلكترونات رابطة: FC = 4 − 0 − 4 = 0. أما مع C=Cl فتصبح تلك الـ Cl تساوي 7 − 4 − 2 = +1 ويصبح الأكسجين ذو الرابطة الأحادية 6 − 6 − 1 = −1. والبنية التي كلها أصفار مع الرابطة الثنائية C=O هي المفضلة.

أيون السيانات OCN⁻. العدّ: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 إلكترونًا، والكربون مركزي. ثلاثة ترتيبات تعطي الكربون ثمانية: O=C=N وO≡C–N وO–C≡N، في كل منها أزواج منفردة تتم ثمانيات O وN. في O=C=N: O = 6 − 4 − 2 = 0 وN = 5 − 4 − 2 = −1. وفي O≡C–N: O = 6 − 2 − 3 = +1 وN = 5 − 6 − 1 = −2. وفي O–C≡N: O = 6 − 6 − 1 = −1 وN = 5 − 2 − 3 = 0. الكربون 0 في الثلاثة، ومجموع كل مجموعة −1 كما يجب.

الصورة O≡C–N فيها أكبر الشحنات وتضع شحنة موجبة على الأكسجين، وهو الأعلى سالبية كهربائية، فمساهمتها هي الأقل. أما الصورة O–C≡N فتضع الشحنة السالبة على الأكسجين وهي المساهم الأهم، يليها O=C=N عن قرب. والأيون الحقيقي مزيج من هذه البنى، كما يوضح القسم التالي.

الرنين حين لا يستطيع رسم واحد وصف الروابط

لبعض الأنواع بنيتا لويس صحيحتان أو أكثر لا تختلفان إلا في موضع الإلكترونات، مع بقاء كل ذرة في موضعها. هذه هي بنى الرنين، وتُكتب بسهم مزدوج الرأس (↔) بينها. والجزيء الحقيقي بنية واحدة، هي الهجين الرنيني، وروابطه متوسط للبنى المساهمة. وهو لا يتبدل بينها جيئة وذهابًا.

أيون الفورمات HCOO⁻ مثال واضح. العدّ: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 إلكترونًا. بعد ربط H وكلتا ذرتي O بـ C وإتمام ثمانيات الأكسجين تُستخدم 18 إلكترونًا ويبقى للكربون 6 فقط، فيتحول زوج منفرد على أكسجين إلى رابطة C=O. وللأكسجين ذي الرابطة الثنائية FC = 6 − 4 − 2 = 0 وللأكسجين ذي الرابطة الأحادية FC = 6 − 6 − 1 = −1. ويمكن لأي من الأكسجينين أن يحمل الرابطة الثنائية، فتوجد بنيتان متكافئتان.

ولأن البنيتين المساهمتين متكافئتان، فللهجين رابطتان كربون–أكسجين متطابقتان، كل منهما وسط بين الأحادية والثنائية، ويحمل كل أكسجين نصف الشحنة السالبة في المتوسط. وتتفق أطوال الروابط المقيسة في أيونات الكربوكسيلات مع هذه الصورة. وعندما لا تكون البنى المساهمة متكافئة، كما في السيانات، يشبه الهجين البنى ذات الشحنة الشكلية الأدنى أكثر من غيرها.

حين تنحني قاعدة الثمانية: الأعداد الفردية والناقصة والموسَّعة

ثلاثة أنواع من الأنواع الكيميائية لا تناسب نمط الثمانية. الجزيئات ذات الإلكترونات الفردية، مثل أحادي أكسيد النيتروجين NO الذي فيه 5 + 6 = 11 إلكترون تكافؤ، لا تستطيع إعطاء كل ذرة ثمانية؛ فلا بد أن تحمل ذرة إلكترونًا مفردًا. وتسمى أنواع كهذه جذورًا حرة وهي تفاعلية عادةً.

لبعض الجزيئات ثمانية ناقصة على الذرة المركزية. في ثلاثي فلوريد البورون BF₃ (24 إلكترونًا)، البنية ذات ثلاث روابط أحادية B–F تترك للبورون 6 إلكترونات لكنها تعطي كل ذرة شحنة شكلية صفرًا. وتكوين رابطة ثنائية B=F لن يتم ثمانية البورون إلا بإعطاء الفلور شحنة شكلية +1 والبورون −1، لذا فالبنية ذات الرابطة الأحادية هي الوصف المعتاد.

يمكن رسم ذرات الدورة 3 وما بعدها بأكثر من ثمانية إلكترونات حولها. في PCl₅ (40 إلكترونًا) تعطي خمس روابط الفوسفور 10 إلكترونات. وفي أيون ثلاثي اليوديد I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 إلكترونًا) يحمل اليود المركزي رابطتين وثلاثة أزواج منفردة وشحنته الشكلية 7 − 6 − 2 = −1. لا تضع الإلكترونات المتبقية على الذرة المركزية إلا بعد أن تأخذ كل ذرة طرفية ثمانيتها.

أخطاء بنية لويس الشائعة وكيف تكتشفها

معظم الأخطاء أخطاء عدّ، لذا فأوثق عادة أن تنهي كل بنية بفحصين: عدّ كل إلكترون في الرسم (2 لكل رابطة و2 لكل زوج منفرد) مقابل مجموعك المكتوب، وجمع الشحنات الشكلية للتأكد من أنها تساوي الشحنة الكلية.

إذا اختلف مجموعك عن مجموع زميل أو عن مفتاح الإجابة بضعف شحنة الأيون، فمن المرجح أن الشحنة طُبّقت بإشارة خاطئة. وإذا احتوى الرسم عددًا من الإلكترونات يختلف عن مجموعك، فابحث عن روابط عُدّت بإلكترون واحد بدلًا من اثنين، أو عن إلكترونات متبقية لم توضع قط. والأخطاء المحددة أدناه تفسر معظم البنى الخاطئة.

• إضافة إلكترونات لكاتيون أو طرحها لأنيون. الشحنة السالبة تعني إلكترونات أكثر.
• عدّ الرابطة إلكترونًا واحدًا. كل خط يمثل زوجًا مشتركًا، أي إلكترونين.
• إعطاء الهيدروجين رابطتين أو جعله الذرة المركزية. الهيدروجين يحمل إلكترونين فقط.
• وضع أكثر من 8 إلكترونات على C أو N أو O أو F. الأعداد الموسَّعة ممكنة فقط للدورة 3 وما بعدها.
• اعتبار الشحنة الشكلية الشحنة الحقيقية على الذرة، أو الخلط بينها وبين عدد التأكسد الذي يسند كل الإلكترونات الرابطة إلى الذرة الأعلى سالبية كهربائية.
• رسم بنى رنين بتحريك الذرات. تحريك ذرة ينتج مركبًا مختلفًا لا بنية رنين مساهمة.