في تصنيف الكيمياء العامة بواسطة

شرح نظرية تنافر الازواج الالكترونية للغلاف التكافؤ؟

شرح نظرية  VSEPR؟


1 إجابة واحدة

0 تصويتات
بواسطة
عُدل بواسطة

نظرية تنافر الأزواج الإلكترونية لغلاف التكافؤ

 Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory

- تعرف أيضاَ بنظرية VSEPR

- وهي عبارة قاعدة أساسية لفهم تصور زوايا الربط في الجزئيات العضوية ولقد أعطت إمكانية التنبؤ بترتيب الذرات أو المجموعات في الجزيئات وبالتالي وصف الشكل الهندسي لها.

تعريف نظرية تنافر الإلكترونات (VSEPR):

- تنص على "جميع أزواج الإلكترونات الموجودة في غـلاف التكافؤ للذرة المركزية تكون في وضع بحيث تتباعد عن بعضها البعض بقدر المستطاع لتقلل من الطاقة الناتجة عن التنافر".

- نظراً لكون الإلكترونات تحمل شحنة سالبة لذلك سوف تتباعد عن بعضها ما أمكن ذلك ،وهذا التنافر كان له فائدة في تحديد الشكل الهندسي للجزيء أوالأيون في الفراغ . 

- تركيب لويس لم يستطع أن يحدد أشكال الجزيئات أو الأيونات .

-  نظرية تنافر الإلكترونات اسـتـخـدمت تركيب لويس للتنبؤ بالأشكال الهندسية للجزيئات والأيونات . حيث اعتمدت على مبدأ تنافر الأزواج الإلكترونية في غلاف التكافؤ للئرة المركزية في تحديد الأشكال الهندسية بدرجة عالية من الدقة .

الافتراض الأساسي في نظرية تنافر الأزواج الإلكترونية (VSEPR) في غـلاف التكافؤ

- تفترض أن الشكل الهندسي ( ترتيب الذرات حـول الذرة المركزية ) يؤدي إلى اقل تنافر بين الأزواج الإلكترونية الموجودة في غلاف التكافؤ للذرة المركزية.

- فمثلاً عند وجود زوجين من الإلكترونات في الذرة المركزية فإنهما يتنافران ويبتعدان عن بعضهما لتصبح الزاوية بينهما (°180) وفي هذه الحالة يوصف الجزيء بأنه خطي ، وفي حالة وجود ثلاث أزواج إلكترونية فإنها تتنافر لتصبح الزاوية بينها ( °120 ) ليتخذ الجزيء شكل مثلث مستو ..... وهكذا

الأزواج الألكترونية Electron Pairs

- الإلكترونات الزوجية تنقسم إلى :

(1) الأزواج الإلكترونية الرابطة Bonding Electron Pairs

(2) الأزواج الإلكترونية غير الرابطة Non - Bonding Electron Pairs

- الإلكترونات الزوجية يحدث بها ثلاثة أنواع من التنافرات وهي :

(1) تنافر بين أزواج رابطة وأزواج رابطة.

(2) تنافر بين أزواج رابطة وأزواج غير رابطة.

(3) تنافر بين أزواج غير رابطة وأزواج غير رابطة.

- ويمكن ترتيب قوى التنافر بين الأزواج الإلكترونية كما يلي:

( غیر رابط - غیر رابط > غیر رابط - رابط > رابط - رابط )

- التنافر بين ( زوج رابط و زوج غير رابط ) أكثر تنافراً من ( زوج الرابط و زوج رابط ) وذلك لأن الزوج الرابط يكون منجذباً نحـو نـواتي الذرتين المرتبطتين . أما الزوج غير الرابط فيكون منجذباً نحـو نـواة ذرة واحدة فقط ولذلك يكون الزوج غير الرابط اكثر طاقة (أقل استقرار) . أي أكثر حرية وبذلك فإن الأزواج غير الرابطة تشغل حيزاً اكبر في الفراغ من الأزواج الرابطة .

- من المعلوم أن عـدد الأزواج الإلكتـرونـيـة الرابطة وغـيـر الرابطة المرتبطة بالذرة المركزية هي التي تحدد الشكل الهندسي المناسب للجزيء أو الأيون ولذلك يجب رسم تركيب لويس للجزيء أو الأيون للتعرف على عدد الأزواج الإلكترونية الرابطة وغير الرابطة.

ملاحظات هامة جداً عن نظرية (VSEPR)

(1) الذرة المركزية Central atom: هي تلك الذرة المرتبطة تساهمياً مع ذرتين أو أكثر.

(2) كل أزواج إلكترونات التكافؤ في الذرة المركزية التي تشترك في الرابطة التساهمية تسمى بإزواج رابطة Bonding والتي لا تشترك في الرابطة تسمى أزواج غير رابطة nonbonding

(3) تتنافر الأزواج الإلكترونية في غلاف التكافؤ أقصى ما يمكن فيما بينها حتى تصل إلى الشكل الهندسي الأكثر استقرار (أقل طاقة وأقل تنافر).

(4) التنافر الأكبر يكون بين الأزواج الإلكترونية غير الرابطة Lone pair لأنها تكون تحت تأثير نواة واحدة فقط فتأخذ حجم زاوي أكبر من حجم الأزواج الإلكترونية الرابطة bond pair

(5) تتخذ الروابط الزوجية فراغا أكبر من الروابط الأحادية.

(6) عند وصف الشكل العام لجزيء ما لابد من حساب كل الأزواج الرابطة وغير الرابطة.

(7)عند وصف ا لشكل الخاص لجزيء ما يتم الرجوع فقط لمواقع الأنوية مع إهمال أزواج الإلكترون غير الرابطة.

(8) تعامل إلكترونات الروابط المتعددة وكأنها وحدة واحدة.

وبتطبيق هذه النظرية على بعض المركبات نستطيع أن نعلم الشكل الهندسي للجزئ ومن ثم الزاوية بين الروابط.

- إذا أردت شرح كامل عن هذة النظرية باللغة العربية يمكنك قراءة هذا الموضوع على موقع تعرف على علم الكيمياء

الشكل الهندسي للجزيء والزاوية بين الروابط Molecular geometry and Bond angles

- إذا أردت شرح كامل عن هذة النظرية باللغة الأنجليزية يمكنك قراءة هذا الموضوع على موقع Read Chemistry

VSEPR Theory: Valence-Shell Electron Pair Repulsion Theory


اسئلة متعلقة




2ألف أسئلة

2.2ألف إجابة

157 تعليقات

4ألف مستخدم

...