لم يعد الاستقرار الذري مرتبطًا فقط بقاعدة الثمانية، بل أصبح يعتمد أيضًا على ازدواج الإلكترونات، حيث يمكن أن يتراوح عدد الإلكترونات المحيطة بالذرة المستقرة من زوج واحد (2) إلى سبع أزواج (14). عند تكوين روابط مزدوجة، يظهر أن واحدة من ذرات الأكسجين تحمل شحنة سالبة، وهذا ينعكس على الأيون الناتج. أيهما الأكثر دقة؟ كلا التركيبين متساويان، إذ أن كلاهما يمثل متزامرات هيكلية تحمل نفس الصيغة الجزيئية C. تلعب الشحنات الشكلية دورًا مهمًا في توضيح هياكل لويس، خصوصًا في حالة الأيونات. على سبيل المثال، المركب C 2 A 3 الذي يحتوي على ذرة وهمية A، ربما تكون بنيته الأكثر احتمالًا هي A – C – A – C – A. لذلك، في حالة وجود مزيج من ذرات الفوسفور والأكسجين والفلور، ينبغي أن تكون ذرة الفوسفور في مركز التركيب الافتراضي.

لذلك، يتشارك الأكسجين زوجًا من الإلكترونات مع كل 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 https://alohaparadisehotel.com/archives/33 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.

ونتيجةً لذلك، لا يُحقق الألومنيوم قاعدة الثمانيات، وهذا لا ينعكس في الحسابات. مع أن الحسابات تتنبأ بوجود أربع روابط يجب تكوينها، إلا أن الألومنيوم يفتقر إلى إلكترونات كافية، ولا توجد ذرة فلور رابعة. يتم تمييز الإلكترونات المشتركة بنقاط خضراء لتمييزها عن الإلكترونات غير المشتركة. تُلاحظ أمثلة نموذجية على ذلك في العديد من المركبات التي تحتوي على عناصر المجموعة IIIA (البورون، والألمنيوم، والغاليوم، والإنزيم، والتيتانيوم).

حدود قاعدة الثمانية

على سبيل المثال، عندما يتعلق الأمر بالمركب C 14 O 2 N 3، ينبغي البحث عن المجموعات التي تشمل الكربون والأكسجين والنيتروجين. لا يوضح شيئًا حول نوع التهجين الكيميائي لذراته، لكنه يحدد أماكن الروابط الثنائية أو الثلاثية ومدى وجود الرنين في البنية. تمثل هذه البنية تمثيلًا للإلكترونات التكافؤية والروابط التساهمية في الجزيء أو الأيون، مما يساعد على فهم هيكله الجزيئي. يمكن تمثيل كافة المركبات الموجودة عن طريق هياكل لويس، مما يوفر تصورًا مبدئيًا حول كيفية ظهور الجزيء أو الأيونات. من جهة أخرى، يتطلب التوزيع الإلكتروني لذرة الكربون ضرورة 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. باختصار ، فإن بنية لويس إنها أداة مهمة لفهم الروابط الكيميائية بين الذرات، إذ تتيح لك تصوّر توزيع الإلكترونات في غلاف التكافؤ بوضوح. في بنية لويس في جزيء الماء، يكون الأكسجين محاطًا بزوجين من الإلكترونات غير الرابطة وإلكترونين مشتركين مع كل ذرة هيدروجين. مثال بسيط على بنية لويس هي ذرة الأكسجين، التي 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.
• 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

تطبيق الصيغة الرياضية

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. يُطبّق هذا القالب إطار بنية النقطة لويس على ثاني أكسيد الكربون، أحد أكثر الجزيئات اختباراً في الكيمياء العامة. عموما، العناصر التي تقع تحت الصف الثاني قادرة على التوسع لاستيعاب إلكترون التكافؤ حتى أكثر من 8 إلكترونات. عنصر الهيدروجين (H) يمكنه فقط أن يشكل روابط التي تشترك فقط باثنين من الإلكترونات، بينما الفلزات الانتقالية غالباً ما تتوافق مع قاعدة الإثنا عشرية (12) , على سبيل المثال، مركبات أيون البرمنغنات,. تمثل الإلكترونات الزائدة من الأزواج الوحيدة كزوج من النقاط وتُوضَع بجانب الذرات.

تعتبر بنية لويس والهندسة الجزيئية من العناصر الأساسية في الكيمياء الحالية.

لذلك، يتم دائمًا أخذ هياكل لويس بعين الاعتبار، نظرًا لفائدتها الكبيرة في تلخيص المفاهيم الكيميائية الجديدة. لذا، إذا كان للكربون أكثر من أربع روابط، أو إذا كان الهيدروجين لديه أكثر من رابطة واحدة، ينبغي إلغاء المخطط السابق وبدء مخطط جديد أكثر دقة. يمكنك رؤية النقاط السوداء التي تمثل الإلكترونات، سواء كانت تلك التي تشارك في الروابط أو غير المشاركة , مثل الزوج الوحيد فوق البروم,. لكن ماذا تعني الرابطة التساهمية؟ إنها تعني مشاركة زوج , أو نقاط, من الإلكترونات بين ذرتين من الجدول الدوري.