أشكال لويس

مقدمة في نماذج الترابط:

• في فترة ما بين العامين 1916-1920 ميلادي، قام كلا من لويس وايرفينغ لانجموير (Lewis and Langmuir) بالتوصل إلى أنه في الرابطة التساهمية، يتم تقاسم الإلكترونات بين الذرات، بينما في الرابطة الأيونية، يتم نقل إلكترون واحد أو أكثر من إلكترون بين الذرات لتكوين أيونات.

•  نظرية رابطة التكافؤ أو ما تعرف بنظرية الربط التساهمية (Valence Bond Theory)، وتختصر بالرمز التالي (VB)، وتعمل هذه النظرية على تشكيل الرابطة متجانسة النواة وغير متجانسة النوى.

• نظرية المدار الجزيئي (Molecular Orbitals Theory)، وتختصر بالرمز التالي (MO)، وتعمل هذه النظرية على تشكيل الرابطة متجانسة النواة وغير متجانسة النوى.

• تتعامل نظرية الربط التساهمية VB مع تكوين الجزيء على أنه ناشئ عن طريق تجميع ذرات كاملة معًا، والتي عندما تتفاعل تقوم بالاحتفاظ بطابعها الأصلي.

• تخصص نظرية المدار الجزئي MO الإلكترونات إلى المدارات الجزيئية المتكونة من تداخل أو تفاعل المدارات الذرية.

هياكل أو أشكال لويس (Lewis structures):

• أشكال لويس تقوم بتمثيل كيفية الترابط في الجزيئات التساهمية، حيث أن المفهوم الأساسي هو كالتالي: يجب أن يتم إقران الإلكترونات في الجزيء، حيث يشير وجود إلكترون واحد (فردي)، أي إلكترون غير رابط إلى أن النوع راديكالي (radical).

• هياكل لويس تعطي اتصال ذرة في جزيء، وكما وأنها تعمل على ترتيب الرابطة وعدد الأزواج المنفردة، حيث أنه يمكن استخدامها لاشتقاق الهياكل، وذلك عن طريق استخدام نموذج تنافر زوج الإلكترون لغلاف التكافؤ.

• يوضح الشكل الأول بنية لويس لـجزيء الماء H2O مع روابط O-H المعينة بواسطة أزواج من النقاط، حيث أن هذه النقاط عبارة عن إلكترونات، كما ويتم إعطاء التمثيل البديل من خلال الشكل الثاني، حيث يرمز كل سطر إلى زوج واحد من الإلكترونات، أي رابطة تساهمية واحدة، كما أن الأزواج من إلكترونات التكافؤ التي تكون غير رابطة تكون عبارة عن أزواج وحيدة.

الشكل الأول:

الشكل الثاني:

نماذج الترابط الموضعية:

• الموضعية تعني ذلك: أن الإلكترونات تكون محصورة إما في رابطة أو ذرة معينة.

• نهج لويس للترابط، حيث يتم تموضع أزواج الإلكترونات إما في روابط أو غير مترابطة، حيث تكون على شكل “أزواج وحيدة” على الذرات، كما أن كل رابطة تتكون من زوج من الإلكترونات تتقاسمها ذرتان.

• قاعدة الثمانية (Octet rule): تميل معظم ذرات المجموعة الرئيسية إلى الوصول إلى حالة الاستقرار، وتكون الذرة مستقرة عندما تطبق قاعدة الثمانية، وذلك من خلال الحصول على التوزيع الإلكتروني التالي في غلافها الأخير ns2 np6.

• هذا صحيح في الغالب بالنسبة لجزيئات الكيمياء العضوية ولكن ليس بالضرورة للمركبات غير العضوية.

قواعد رسم مخططات لويس:

• اختر الذرة المركزية: حيث أنها غالبا تكون عبارة عن الذرات الموجودة مرة واحدة فقط في الصيغة، وخاصة العناصر الثقيلة والمعادن، تميل إلى أن تكون في مركز الهيكل، كما وأن غالبًا ما يكون الأكسجين طرفيًا ويكون الهيدروجين طرفيا دائمًا تقريبًا، كما وأنه غالبًا ما تكتب الصيغة باستخدام الذرة المركزية أولاً، كما أنه في بعض الأحيان قد يكون هناك أكثر من ذرة مركزية.

• اكتب تكوينات إلكترون غلاف التكافؤ للذرة المركزية المحايدة والذرات “الطرفية” في حالاتها الأرضية.

• إذا كانت هناك شحنة سالبة، قم بتوزيعها بين الذرات الطرفية في المقام الأول، كما أنه يجب أن تضع في اعتبارك أن جميع الذرات الطرفية يجب أن تكون رابطة تساهمية واحدة على الأقل مع الذرة المركزية، لذلك لا تنشئ أي روابط غاز نبيل عليها، كما أنه من الأفضل تحديد الشحنة الموجبة في البداية، حيث يتم ذلك عن طريق إزالة الإلكترونات من الذرة المركزية.

• يجب أن يتطابق العدد الإجمالي للإلكترونات غير الرابطة على الذرات الطرفية مع عدد الإلكترونات غير الرابطة على الذرة المركزية، وذلك لحساب الروابط وعدم ترك إلكترونات غير مترابطة، أما إذا لم يكن الأمر كذلك، فبمجرد تنفيذ الخطوات الثلاث الأولى تكون هناك استراتيجيتان متاحتان:

1. نقم بنقل الإلكترونات بين الذرة المركزية والذرات الطرفية حسب الضرورة، تأكد من أن تقوم بتتبع الشحنة الرسمية لأنه يجب أن تكون محددًا بشأن موقعهم، كما أنه من غير المقبول إن يتم إرفاق هيكل لويس بين قوسين مع وجود شحنة خارجية.
2. إذا وفقط، ويجب أن تركز في هذه النقطة إذا كانت الذرة المركزية تأتي من الدورة الثانية أو أقل (Na فصاعدًا، حيث أن n = 3 وما فوق)، يمكن أن يتم وضع الإلكترونات في الجزء الفرعي nd، إذا كانت المدارات d تلعب دورًا مهمًا في الترابط في مركبات المجموعة الرئيسية أمر قابل للنقاش، لكنها تساعد في التنبؤ بالبنية الصحيحة دون أن يتم التذرع بالهياكل المتعارف عليها بفواصل شحنة غير معقولة.