الوسم: التكافؤ(

ولقد ساهم النموذج لبنية الجزيء بسبب تنافر أزواج الإلكترونات مدار الربط في شرح البنية الهندسية للجزيئات والأيونات…ويبني أساس هذا النموذج على الافتراض بأن أزواج من إلكترونات مدار التكافؤ الرابطة وغير الرابطة تبتعد إلى أقصى درجة ممكنةتسمح بها البنية الهندسية للجزيء …فعند النظر للجزيئات الثلاثة النشادر ، الماء ، الميثان …

جزيء الميثـــان :

تتساوي مدارات الربط الأربعة في جزيء الميثان وبذلك يتساوى التنافر بين أزواج الإلكترونات في جميع مدارات الربط .. ونظراً إلىأن أزواج الإلكترونات تحاول أن تكون بعيدة عن بعضها قدر الاستطاعة وذلك للوصول إلى أدنى حد للتنافر لذلك نجد أن زوايا الروابطفي زوايا رباعي السطوح المنتظم ومقدار كل زاوية 109?5.

جزيء النشــادر :

نجد أن مدارات الـ sp3 الأربعة في الجزيء يحتوي على زوج منفرد من الإلكترونات لا يشارك في الربط وتقع سحابة الشحنة فيمدار هذا الزوج المنفرد تحت تأثير نواة واحدة فقط ، ولذلك يكون هذا المدار أكبر من المدار الرابط بين نواتين موجبتين .. وحيث أنالتنافر بين هذا الزوج المنفرد من الإلكترونات في مدارات لا تشارك في الربط وبين زوج الإلكترونات المشارك في مدارات الربطيكون أكبر من التنافر بين الأزواج المشاركة في مداراي الربط … ينتج عن ذلك دفع الروابط N-H نحو بعضها بعضاً حتى تبلغزاوية الربط H-N-H مقداراً يبلغ 107?3 ، وهي أقل من زاوية رباعي السطوح المنتظم والذي ينتج عن تساوي التنافر بين مداراتالربط الأربعة ..
فيتخذ جزيء النشادر الشكل الهرمي وتحتل ذرة النيتروجين فيه قمة الهرم وتوجد ذرات الهيدروجين في قاعدته الثلاثية …

جزي المــاء :

يوجد في جزيء الماء زوجان من الإلكترونات في مدارات الربط وزوجان من الإلكترونات المنفردة في مدارات لا تشترك في الربط ..ويزيد التنافر بين زوجي الإلكترونات المنفردة مقدار الزاوية بينهما إلى أكثر من 109?5 .. وفي نفس الوقت يؤدي التنافر بينالإلكترونات المنفردة والإلكترونات المشتركة في الربط إلى دفع مدارات الربط للاقتراب من بعضها بعضاً وبالتالي تنقص الزاويةH-o-H عن القيمة السابقة لرباعي السطوح لتصل إلى 104?5
وبذلك نجد أن تأثير زوجي الإلكترونات المنفردة في الماء أكبر من تأثير زوج الإلكترونات المنفردة في النشادر ..
يتخذ جزيء الماء شكل الزاوية وتقع ذرة الأكسجين في وسطها أو في قمة الزاوية …

ويدلنا التغير الذي حدث في زوايا المركبات الميثان ، النشادر ، الماء على تغير طاقات التنافر بين أزواج إلكترونات الربط BPوبين الإلكترونات المنفردة LP والذي يؤثر من جانبه على طاقة الجزيئات …
وإذا استخدمنا الرمز LP للدلالة على الإلكترونات المنفردة ، والرمز BP للدلالة على الإلكترونات المشتركة في الربط فسنجد أنطاقات التنافر تتغير بالصورة التالية بين الأزواج المختلفة :
LP-LP > LP-BP > BP-BP

واعتماداً على نموذج يمكننا التنبؤ بترتيب أزواج الإلكترونات هندسياً في مدار التكافؤ للذرة المركزية لجزيئات من نوع وذلك منعدد أزواج إلكترونات الربط وأزواج الإلكترونات المنفردة حول الذرة المركزية … وتعتمد تنبؤات البنية الهندسية على الافتراضاتالتالية :

1 – إذا لم توجد أزواج إلكترونات منفردة في مدار تكافؤ ذرة مركزية فإن البنية الهندسية لأزواج الإلكترونات في مدار التكافؤ تتطابق مع البنية الهندسية للجزيء نفسه …
2 – إذا وجدت أزواج منفردة فإنه يمكن عادة التنبؤ بالبنية الحقيقية للجزيء إذا أخذنا في اعتبارنا فروق طاقات التنافر بين أزواج الربط والأزواج المنفردة ..
3 – عندما يوجد أكثر من ثمانية إلكترونات في مدار التكافؤ للذرة المركزية وواحد أو أكثر من الأزواج المنفردة فإن هذه الأزواج المنفردة تختار أوضاعاً تقلل بها التأثير المتبادل للزواية 90 ..

والآن ما هي قواعد VSEPR :

قبل أن نبدأ في معرفة هذه القواعد ، هنالك أمور يجب علينا معرفتها مثل:
نوع الروابط التساهمية التي تكوّنها ذرّات العناصر …

وكذلك الشكل الهندسي الذي ينتج من خلال عدد الإلكترونات الرابطة والفريدة .

والآن نأتي للخطوة الأساسية في تحديد الشكل الهندسي ألا و هي معرفة تركيب لويس للمركب ومن ثم بإمكاننا تحديد الشكلالهندسي للمركب ..

طريقة تعيين تركيب لويس للمركبات :

1- معرفة كيفية تحديد عدد التكافؤ للعناصر وذلك يتم من خلال التوزيع الإلكتروني للعناصر ..
2 – تحديد الذرّة المركزية وكذلك الذرّات المحيطة بها من خلال الصيغة الكيميائية للمركب ..
3 – تعيين عدد الروابط :
يمكن تعيين عدد الروابط في المركب من خلال حساب القاعدة الثمانية .
ولحساب ذلك علينا معرفة بعض المصطلحات التي سنستخدمها أثناء الحساب وهي :
Octet electrons
ويرمز له بالرمز ( Oe)

وهو عبارة عن العدد النظري للإلكترونات التي تحتاجها كل ذرّة لكي تصل لتركيب الغاز الخامل ..

بينما total valence electrons
ويُرمز له بالرمز ( TVe )

وهو عبارة عن العدد الحقيقي لمجموع إلكترونات التكافؤ لكل ذرّة في المركب ..

إذن :

عدد الروابط في المركب = Oe-TVe

4- الإلكترونات المتبقية :

حساب عدد الإلكترونات المتبقية في المركب وذلك من خلال :

العدد الحقيقي لمجموع إلكترونات التكافؤ – عدد الإلكترونات المستخدمة في تكوين الروابط ..

مثال :

أكتب تركيب لويس للمركب النشادر NH3 ثم حدد الشكل الهندسي له :

بالنسبة للهيدروجين :

عدد الإلكترونات النظري = 3×2 = 6
” ملاحظة الرقم 3 وهو عدد ذرات الهيدروجين في النشادر
الرقم 2 هو عدد الإلكترونات التي يجب أن يحصل عليها حتى يصل إلى تركيب الغازات الخاملة ” وفي حالة الهيدروجين فإن أقرب حالة غاز خامل له هو غاز الهيليوم ”

حساب عدد الإلكترونات الرابطة :

عدد الإلكترونات النظري – عدد الإلكترونات الحقيقي :
14 – 8 = 6 إلكترونات رابطة …
عدد الروابط :
وذلك بقسمة عدد الإلكترونات الرابطة على 2
6/2 = 3 روابط ..

وأخيراً حساب عدد الإلكترونات المتبقية :

عدد الإلكترونات المتبقية = عدد الإلكترونات الحقيقي – عدد الإلكترونات الرابطة
8 – 6 = 2 إلكترونان متبقيان وهما عبارة عن الزوج الحر في ذرّة النيتروجين ..

والآن نطبق كل الحسابات لنرسم صيغة لويس .. ومنها نتعرّف على الشكل الهندسي لمركب النشادر ..

1 – صيغة النشادر :
NH3
2 – يتم توزيع وترتيب ذرات وذلك من خلال معرفتنا للذرّة المركزية والذرات المحيطة بها ..
3- عدد الروابط = 3
4 – عدد الإلكترونات المتبقية = 2
5 – تركيب لويس بالروابط :

6 – التركيب النهائي للويس بالإلكترونات المتبقية :

ومن خلال ذلك يتضح الشكل الهندسي لمركب النشادر هو :

وهناك طريقة أخرى لمعرفة الشكل الهندسي للمركبات وهي مشابهة للطريقة الأولى إلا أن هذه الطريقة مختصرة جداً :