تراكيب لويس والشحنة الشكلية: طريقة تقدر تتأكد منها

عدّ إلكترونات التكافؤ للجزيئات والأيونات عديدة الذرات

كل تركيب لويس بيبدأ برقم واحد: العدد الكلي لإلكترونات التكافؤ المتاحة للتوزيع. للعناصر الرئيسية، عدد إلكترونات التكافؤ بيساوي آخر رقم في رقم المجموعة بترقيم 1–18، فالكربون بيساهم بـ 4، والنيتروجين 5، والأكسجين 6، وكل هالوجين 7. الهيدروجين بيساهم بـ 1، والهيليوم، بـ 2، هو الاستثناء الوحيد لقاعدة رقم المجموعة.

شحنة الأيون بتغيّر المجموع. الشحنة السالبة معناها إلكترونات زيادة، فبتضيف إلكترون لكل وحدة شحنة سالبة. والشحنة الموجبة معناها إلكترونات ناقصة، فبتطرح. أيون الأمونيوم، NH₄⁺، فيه 5 + 4(1) − 1 = 8 إلكترونات تكافؤ، بينما أيون الكربونات، CO₃²⁻، فيه 4 + 3(6) + 2 = 24.

اكتب المجموع ده قبل ما ترسم أي حاجة؛ هو الرقم اللي هتفحص التركيب النهائي عليه.

بناء الهيكل وتوزيع أزواج الإلكترونات

الهيكل هو نمط أنهي ذرة متصلة بأنهي. الهيدروجين والفلور بيكوّنوا دايمًا تقريبًا رابطة واحدة بس، فهم ذرات طرفية. الذرة المركزية عادةً هي أقل ذرة سالبية كهربية غير الهيدروجين، وغالبًا هي الذرة اللي بتظهر مرة واحدة في الصيغة. وفي الأحماض الأكسجينية، ذرات الهيدروجين بتترابط عادةً بالأكسجين، مش بالذرة المركزية.

أول ما الهيكل يتحدد، الخطوات الباقية بتوزع الإلكترونات بحيث كل ذرة توصل لعدد مستقر. ذرات الدورة 2 (C وN وO وF) تقدر تشيل 8 إلكترونات على الأكتر حواليها لأن ليها أربع أوربيتالات تكافؤ بس، وده سبب إن قاعدة الثمانية حد ثابت بالنسبة لها.

• اربط كل ذرة طرفية بالذرة المركزية برابطة أحادية (2 إلكترون لكل واحدة).
• كمّل ثمانيات الذرات الطرفية بأزواج حرة (الهيدروجين محتاج 2 بس).
• حط أي إلكترونات فاضلة على الذرة المركزية كأزواج حرة.
• لو الذرة المركزية لسه فيها أقل من 8 إلكترونات، حوّل زوج حر على ذرة مجاورة لزوج مشترك عشان تكوّن رابطة ثنائية أو ثلاثية.
• افحص: الإلكترونات المرسومة تساوي المجموع المعدود، وكل ذرة من الدورة 2 مفيهاش أكتر من 8.

الشحنة الشكلية كاختبار بين التراكيب المرشحة

الشحنة الشكلية بتسأل كام إلكترون الذرة بتملكه في الرسم مقارنة بالذرة الحرة المتعادلة، لو كل زوج رابطة اتقسم بالتساوي. القانون هو FC = V − N − B/2، حيث V عدد إلكترونات تكافؤ الذرة، وN عدد الإلكترونات غير الرابطة (الأزواج الحرة) عليها، وB عدد الإلكترونات في روابطها. الشحنات الشكلية في التركيب دايمًا مجموعها بيساوي الشحنة الكلية للنوع، وده بيدّيك فحص حسابي مدمج.

لما أكتر من تركيب يلتزم بعدّ الإلكترونات، فضّل التركيب اللي الشحنات الشكلية فيه أقرب ما يمكن للصفر. ولو لازم شحنة شكلية تفضل، التركيب الأحسن بيحط الشحنة الشكلية السالبة على الذرة الأعلى سالبية كهربية وبيتجنب وضع شحنات من نفس الإشارة على ذرات مترابطة مجاورة.

الشحنة الشكلية حساب، مش شحنة مقاسة. ولأنها بتتجاهل السالبية الكهربية، ذرة شحنتها الشكلية صفر ممكن لسه تحمل شحنة جزئية كبيرة في الجزيء الحقيقي.

مثال محلول: الفوسجين وأيون السيانات

الفوسجين، COCl₂. العدّ: C بيساهم بـ 4، وO بـ 6، وكل Cl بـ 7، فالمجموع 4 + 6 + 2(7) = 24 إلكترون. الكربون هو الذرة المركزية. تلات روابط أحادية من C لـ O ولكل Cl بتستخدم 6 إلكترونات. إكمال ثمانيات O وذرتَي Cl بيستخدم 3 × 6 = 18 زيادة، فالمجموع 24، فمفيش إلكترونات فاضلة للكربون. الكربون حواليه 6 إلكترونات بس، فحوّل زوج حر لرابطة تانية. نقل زوج حر من O بيدّي C=O؛ ونقل زوج حر من Cl بيدّي C=Cl.

الشحنة الشكلية بتحسم بينهم. مع C=O، الأكسجين فيه 4 إلكترونات غير رابطة و4 إلكترونات رابطة: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. كل Cl فيه 6 غير رابطة و2 رابطة: FC = 7 − 6 − 1 = 0. والكربون فيه 8 إلكترونات رابطة: FC = 4 − 0 − 4 = 0. ومع C=Cl بدلًا من كده، الـ Cl ده يبقى 7 − 4 − 2 = +1 والأكسجين المرتبط برابطة أحادية يبقى 6 − 6 − 1 = −1. التركيب اللي كله أصفار وفيه الرابطة الثنائية C=O هو المفضّل.

أيون السيانات، OCN⁻. العدّ: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 إلكترون، والكربون مركزي. تلات ترتيبات بتدّي الكربون ثمانية: O=C=N وO≡C–N وO–C≡N، وفي كل واحد أزواج حرة بتكمّل ثمانيات O وN. لـ O=C=N، O = 6 − 4 − 2 = 0 وN = 5 − 4 − 2 = −1. لـ O≡C–N، O = 6 − 2 − 3 = +1 وN = 5 − 6 − 1 = −2. لـ O–C≡N، O = 6 − 6 − 1 = −1 وN = 5 − 2 − 3 = 0. الكربون 0 في التلاتة، ومجموع كل مجموعة −1 زي ما لازم.

الصورة O≡C–N فيها أكبر الشحنات وبتحط شحنة موجبة على الأكسجين، الذرة الأعلى سالبية كهربية، فمساهمتها هي الأقل. الصورة O–C≡N بتحط الشحنة السالبة على الأكسجين وهي المساهم الأهم، والصورة O=C=N قريبة وراها. الأيون الحقيقي مزيج من التراكيب دي، زي ما القسم الجاي هيشرح.

الرنين لما رسمة واحدة مش بتوصف الروابط

بعض الأنواع ليها تركيبين أو أكتر من تراكيب لويس الصحيحة بيختلفوا بس في مكان الإلكترونات، مع كل ذرة في نفس المكان. دي تراكيب رنين، وبتتكتب بسهم برأسين (↔) بينهم. الجزيء الحقيقي تركيب واحد، الهجين الرنيني، وروابطه متوسط للتراكيب المساهمة. هو مش بيتنقل بينهم رايح جاي.

أيون الفورمات، HCOO⁻، مثال واضح. العدّ: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 إلكترون. بربط H وذرتَي O بـ C وإكمال ثمانيات الأكسجين، بتتستخدم 18 إلكترون والكربون فيه 6 بس، فزوج حر من أكسجين بيبقى رابطة C=O. الأكسجين ذو الرابطة الثنائية FC = 6 − 4 − 2 = 0 والأكسجين ذو الرابطة الأحادية FC = 6 − 6 − 1 = −1. أي أكسجين يقدر يشيل الرابطة الثنائية، فعندنا تركيبين متكافئين.

لأن المساهمين متكافئين، الهجين فيه رابطتين كربون–أكسجين متطابقتين، كل واحدة وسط بين الأحادية والثنائية، وكل أكسجين بيحمل نص الشحنة السالبة في المتوسط. أطوال الروابط المقاسة في أيونات الكربوكسيلات بتتفق مع الصورة دي. ولما المساهمين مش متكافئين، زي السيانات، الهجين بيشبه أكتر التراكيب اللي شحناتها الشكلية أقل.

لما قاعدة الثمانية بتتثني: أعداد فردية وناقصة وموسّعة

تلات أنواع من الأنواع مش بتناسب نمط الثمانية. الجزيئات فردية الإلكترونات، زي أول أكسيد النيتروجين، NO، بـ 5 + 6 = 11 إلكترون تكافؤ، مينفعش تدّي كل ذرة ثمانية؛ ذرة لازم تحمل إلكترون غير مزدوج. الأنواع من النوع ده اسمها جذور حرة وبتكون عادةً نشطة.

بعض الجزيئات فيها ثمانية ناقصة على الذرة المركزية. في ثلاثي فلوريد البورون، BF₃ (24 إلكترون)، التركيب بتلات روابط أحادية B–F بيسيب البورون بـ 6 إلكترونات لكنه بيدّي كل ذرة شحنة شكلية صفر. تكوين رابطة ثنائية B=F كان هيكمّل ثمانية البورون بس بإعطاء الفلور شحنة شكلية +1 والبورون −1، فالتركيب ذو الروابط الأحادية هو الوصف المعتاد.

ذرات الدورة 3 وما تحتها ممكن تترسم بأكتر من تمانية إلكترونات حواليها. في PCl₅ (40 إلكترون)، خمس روابط بتدّي الفوسفور 10 إلكترونات. وفي أيون ثلاثي اليوديد، I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 إلكترون)، اليود المركزي فيه رابطتين وتلات أزواج حرة، وشحنته الشكلية 7 − 6 − 2 = −1. حط الإلكترونات الفاضلة على الذرة المركزية بس بعد ما كل ذرة طرفية تاخد ثمانيتها.

أخطاء شائعة في تراكيب لويس وإزاي تكتشفها

أغلب الأخطاء أخطاء عدّ، فأكتر عادة موثوقة إنك تنهي كل تركيب بفحصين: عدّ كل إلكترون في الرسم (2 لكل رابطة، 2 لكل زوج حر) على المجموع المكتوب، واجمع الشحنات الشكلية عشان تتأكد إنها بتساوي الشحنة الكلية.

لو مجموعك اختلف عن مجموع زميل أو الإجابة النموذجية بمقدار ضعف شحنة الأيون، يبقى غالبًا الشحنة اتطبقت بإشارة غلط. ولو الرسم فيه عدد إلكترونات مختلف عن مجموعك، دوّر على روابط اتعدّت بإلكترون واحد بدل اتنين، أو إلكترونات فاضلة محطتهاش. الأخطاء المحددة اللي تحت بتفسر أغلب التراكيب الغلط.

• إضافة إلكترونات لكاتيون أو طرحها من أنيون. الشحنة السالبة معناها إلكترونات أكتر.
• عدّ الرابطة بإلكترون واحد. كل خط بيمثل زوج مشترك، فهو 2 إلكترون.
• إعطاء الهيدروجين رابطتين أو جعله الذرة المركزية. الهيدروجين بيشيل 2 إلكترون بس.
• وضع أكتر من 8 إلكترونات على C أو N أو O أو F. الأعداد الموسّعة ممكنة بس للدورة 3 وما تحتها.
• اعتبار الشحنة الشكلية هي الشحنة الحقيقية على الذرة، أو الخلط بينها وبين عدد التأكسد، اللي بينسب كل إلكترونات الرابطة للذرة الأعلى سالبية كهربية.
• رسم تراكيب رنين بتحريك الذرات. تحريك ذرة بينتج مركّب مختلف، مش مساهم رنيني.