Question

كيفية رسم تركيب لويس مع الأمثلة والتمارين؟

Answer 1

 أشكال لويس Lewis Structures

طريقة رسم شكل لويس (الطريقة الأولى)

(1) نحسب عدد الإلكترونات في المجال الأخير (مجال التكافؤ) لجميع الذرات . 

- ملاحظة : عدد إلكترونات التكافؤ للذرة = رقم المجموعة التي تقع بها الذرة.

- ملاحظة في حـالـة وجـود شحنة سالبـة يتم زيـادة إلكترون ، وفي حـالة وجـود شـحنة موجبة يتم إنقاص إلكترون وهكذا.

(2) نحدد الذرة المركزية ونوزع الذرات الأخرى حول الذرة المركزية .

- ملاحظة : الذرة المركزية هي الذرة المرتبطة بأكبر عدد من النرات .

(3) نضع زوج من الإلكترونات بين كل نرتين مرتبطتين في الجزيء أو الأيون . 

(4) في حالة وجود زيادة من الإلكترونات فإنها توزع على الذرات المحيطة بالذرة المركزية بحيث لا يزيد عدد الإلكترونات حول كل نرة عن ثماني إلكترونات .

- ملاحظة : ذرة الهيدروجين لا توضع عليها أزواج حرة .

(5) في حـالـة وجـود زيادة من الإلكترونات فـإنـهـا توضع على الذرة المركزية على هيئة ازواج حرة (غير رابطة).

(6) إذا ظهـر أن حـول الذرة المركزية أقل من ثمـاني إلكتـرونات ، فـإننا نأخـذ من الأزواج الحرة الموجودة على الذرات المحيطة وتعمل روابط ثنائية أو ثلاثية .

كيفية رسم تركيب لويس (الطريقة الثانية)

(1) نحدد الذرة المركزية ونوزع الذرات الأخرى حول الذرة المركزية .

- ملاحظة : الذرة المركزية هي الذرة المرتبطة بأكبر عدد من الذرات .

(2) نحسب ونجمع عدد الإلكترونات في المجال الأخير ( مجال التكافؤ ) لجميع الذرات ، ونرمز له بـ (a)

- ملاحظة : عدد إلكترونات التكافؤ للذرة = رقم المجموعة التى تقع بها الذرة.

- ملاحظة : في حالة وجـود شحنة سـالبـة يتم زيادة إلكترون ، وفي حـالـة وجـود شـحنة موجبة يتم إنقاص إلكترون . وهكذا .

(3) نحسب ونجـمع عدد الإلكترونات اللازمة ليكون في المجـال الأخير (مجال التكافؤ) ثمان إلكترونات لجميع الذرات ، ونرمز له بـ (b) ، فيما عدا الهيدروجين فيوضع حولها فقط إلكترونين .

(4) عدد الإلكترونات الداخلة في تكوين الروابط نرمز له بـ (c) ويمكن إيجاده بالقانون التالي : 

(c = b - a)

(5) عدد الروابط بين جميع الذرات = c / 2

(6) عدد الإلكترونات المنفردة ( غـيـر الرابطة ) لجـميع الذرات ونـرمـز له بـ ( d ) ويمكن إيجاده بالقانون التالي: 

( d = a - c )

ملاحظات هامة 

- قـام لويس بتطوير طريقة لرسم التركيب الإلكتروني ، حيث رمـز لويس للإلكترون بنقطة والرابطة بخط ، والرابطة الثنائية بخطين.

- تعريف تركيب لويس: هو تركيب يبين كيفية ارتباط الذرات مع بعضها البعض ، ويوضح إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات في الجزيء أو الأيون.

- الطريقة الثانية لا تنطبق على الجزيئات التي تنطبق عليها قاعدة الثمانيات ، مثل SF_{6 ,} PCl₅ 

- الطريقة الأولى تنطبق على معظم الجزيئات فيما عدا القليل منها مثل مركب ثالث كلوريد البورون BCl₃ وكلوريد البريليوم BeCl₂ .

فالتركيب الإلكتروني الصحيح لهما هو:

وعند استخدام طريقة تركيب لويس السابقة يظهر التركيب التالي:

وهذان التركيبان غير صحيحين.

علل: ذرة الهيدروجين لا توضع عليها أزواج حرة ؟

السبب: ذرة الهيدروجين لا توضع عليها أزواج حرة وذلك لان إلكترونات ذرة الهيدروجين تقع في المستـوى الرئيسي الأول ، وهذا المستوى لا يسـتـوعب أكثر من إلكترونين ( 1s² ) . ولذلك لا يـوجـد حـول الـهـيـدروجين سـوى زوج واحـد من الإلكتـرونات ، والذي يمثل برابطة واحدة فقط>

أهمية تركيب لويس

(1) يساعد على التعرف على عدد الروابط بين الذرات. 

(2) يساعد على التعرف على ترتيب الذرات في الجزيء أو الأيون. 

(3) يساعد على التنبؤ بأشكال الجزيئات أو الأيونات في الفراغ.

للحصول على تركيب لويس الصحيح يجب أولا تحديد الذرة المركزية ويجب التأكد من كيفية ترابط الذرات مع بعضها داخل الجزيء أو الأيون.

- والآن سوف نأخذ سبعة امثلة مختلفة الأفكار حتى يتم استیعاب ترکیب لویس (تابع الإجابات أسفل)

Answer 2

مثال (1): استخرج بعض المعلومات من تركيب لويس التالي:

الحل:

- الذرة المركزية هي ذرة الكربون (C) .

- الرابطة بين الكربون (C) والفلور (F) رابطة تساهمية .

- عدد إلكترونات التكافؤ لذرة الكربون (4) .

- عدد الروابط حول نرة الكربون (4) .

- عدد إلكترونات التكافؤ لذرة الفلور (7).

- عدد الروابط حول ذرة الفلور (1).

- عدد الأزواج الرابطة حول ذرة الكربون (4).

- عدد الأزواج الرابطة حول ذرة الفلور (1) .

- عند الأزواج غير الرابطة حول ذرة الكربون ( Zero) .

- عند الأزواج غير الرابطة حول ذرة القلور (3) .

- ذرة الكربون تحقق القاعدة الثمانية ، وذلك لأنه أصبح حولها ثمانية الكترونات في المجال الأخير وذلك بمشاركتها بأربع إلكترونات.

- ذرة الفلور تحقق القاعدة الثمانية ، وذلك لأنه أصبح حولها ثمانية إلكترونات في المجال الأخير وذلك بمشاركتها بإلكترون واحد.

ملاحظة : في الأمثلة التالية سوف يتم توضيح كيفية رسم تركيب لويس بالتفصيل حتى يستوعب القاريء وليس المهم أن يكتب الطالب أو الطالبة هذه الخطوات اثناء الامـتـحـان .

ولكن المهم هو النتيـجـة النهائية ، أي كتابة تركيب لويس فقط إلا في حالة أن يطلب منك خطوات للحل .

مثال (2): ارسم شکل لويس لـ NH₃ حيث الأعداد الذرية : 7 = H = 1 , N

الحل:

أولاً/ كيفية حل المثال بالطريقة الأولى: (انظر إلى طرق رسم تركيب لويس)

نحسب عدد الإلكترونات في المجال الأخير ( إلكترونات التكافل لكل ذرة:

مجموع الكترونات التكافؤ لجميع الذرات = 5 + (3×1) = 8 إلكترون

- نضع زوج من الإلكترونات بين كل ذرتين مرتبطتين: 

لذلك عند الإلكترونات المتبقية = 8-6 = 2 إلكترون

الخطوة التالية هي وضع الإلكترونات الزائدة - حيث أن الذرات في ذرات الهيدروجين والتي لا تستوعب أكثر من إلكترونين ، لذا سوف ننتقل للخطوة التى تليها.

- نضع الإلكترونين الزائدين على الذرة المركزية على هيئة زوج غير رابط:

تركيب لويس هو:

ثانياً/ كيفية حل المثال بالطريقة الثانية:

نوزع الذرات حول الذرة المركزية (N) كما يلي: 

نوجد قيم a , b , c ,d للجزيء NH₃ كما يلي :

تركيب لويس هو:

مثال (3): ارسم شكل لويس لـ SO₂ . علماً بأن الذرة المركزية (S) حيث الأعداد الذرية: S = 16 , 8 = O

الحل:

أولاً/ كيفية حل المثال بالطريقة الأولى

(1) نحسب عدد الإلكترونات في المجال الأخير لكل ذرة:

: مجموع الكترونات التكافق لجميع الذرات = 6 +(2×6) = 18 إلكترون 

(2) نحدد الذرة المركزية ونوزع الذرات الأخـرى حـولهـا ثم تضع زوج من الإلكترونات بين كل ذرتين مرتبطتين:

O : S : O

عدد الإلكترونات المتبقية = 18- 4 = 14 إلكترون

(3) توزع الإلكترونات المتبقية على الذرات المحيطة بالذرة المركزية (S) بحيث لا يزيد عدد الإلكترونات حـول كل ترة عن الماني إلكترونات ، وذلك بوضع (6 إلكترونات) على كل ذرة أكسجين:

- عدد الإلكترونات المتبقية=  14 - 12 = 2 إلكترون

(4) وحيث انه يوجد زيادة من الإلكترونات ( 2 إلكترون ) فـإنـهـا توضع على الذرة المركزية على هيئة زوج حر ( غير رابط):

(5) وحـيث انه يوجـد ( 6 إلكـتـرونـات حـول الذرة المركـزية(الكبـريـت) أي أقل من ثماني إلكترونات ، فإننا ناخذ من الأزواج الحرة الموجودة على الذرات المحيطة ونعمل روابط ثنائية

ويكون تركيب لويس هو: 

ثانياً/ كيفية حل المثال بالطريقة الثانية:

- نحسب عدد الإلكترونات في المجال الأخير لكل ذرة :

- نوجد قيم a,b,c,d للجزيء SO₂ كما يلي :

ويكون تركيب لويس هو: 

Answer 3

مثال (4): ارسم شكل لويس لـ ^--SeO₃ علماً بان الذرة المركزية (Se) علماً بأن الإعداد النرية : 8 = Se =34 , O

الحل:

أولاً/ كيفية حل المثال بالطريقة الأولى

(1) تحسب عدد الإلكترونات في المجال الأخير لكل ذرة :

مجموع إلكترونات التكافؤ للذرات = (1×6)+(3×6) + 2 = 26 إلكترون

(2) نضع زوج من الإلكترونات بين كل نرتين مرتبطتين :

عدد الإلكترونات المتبقية = 26- 6 = 20 إلكترون

(3) نوزع الإلكترونات المتبقية على الذرات المحيطة بالذرة المركزية (Se):

لذلك عدد الإلكترونات المتبقية = 20- 18 = 2 إلكترون 

(4) نضع الإلكترونين الزائدين على الذرة المركزية على هيئة زوج غير رابط .

لذا تركيب لويس هو :

ثانياً/ كيفية حل المثال بالطريقة الثانية 

نوزع الذرات حول الذرة المركزية ( Se ) كما يلي: 

نوجد قيم a,b,c,d للجزيء ^--SeO₃ كما يلي:

مثال (5): ارسم شکل لويس لـ SF₄ علماً الأعداد الذرية : 16 = F = 9 , S

الحل:

كيفية حل المثال بالطريقة الأولى فقط

(1) نحسب عدد الإلكترونات في المجال الأخير لكل ذرة :

لذلك مجموع إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات = 6 + ( 4 × 7 ) = 34 إلكترون

(2) نضع زوج من الإلكترونات بين كل ذرتين مرتبطتين :

ويكون عدد الإلكترونات المتبقية = 34 – 8 = 26 إلكترون

(3) نوزع الإلكترونات المتبقية على الذرات المحيطة بالذرة المركزية (S):

لذلك عدد الإلكترونات المتبقية = 26 – 24= 2 إلكترون 

- نضع الإلكترونين الزائدين على الذرة المركزية على هيئة زوج غير رابط:

::. تركيب لويس هو:

ملاحظة : هذا المركب لا تنطبق عليـه الـقـاعـدة الثمـانيـة لأن الذرة المركزية محاطة بأكثر من ثماني إلكترونات.

تنبيه: الطريقة الثانية لا تعطي نتيجة صحيحة للجزيئات التي لا تنطبق عليها القاعدة الثمانية مثل: SCl₆ & ICl₂^- & ICl₄^- & PCl₅ & SF₄ 

Answer 4

مثال (6): ارسم شكل لويس لـ ^-ICl₂ . الأعداد الذرية : 17 = I = 53 , Cl

الحل:

كيفية حل المثال بالطريقة الأولى فقط

- نحسب عدد الإلكترونات في المجال الأخير لكل ذرة:

فيكون مجموع إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات = 7 + ( 2 × 7 ) + 1 = 22 إلكترون

- نضع زوج من الإلكترونات بين كل نرتين مرتبطتين:

Cl : I : Cl

:. عدد الإلكترونات المتبقية = 22 - 4 = 18 إلكترون

- نوزع الإلكترونات المتبقية على الذرات للحيطة بالذرة المركزية (I):

:. عدد الإلكترونات المتبقية = 18 – 12 = 6 إلكترون 

- نضع الإلكترونات الزائدة على الذرة المركزية على هيئة أزواج غير رابطة .

لذا فأن تركيب لويس هو :

ملاحظة: هذا المركب لا تنطبق عليـه القـاعـدة الثمـانية لأن الذرة المركزية محاطة بأكثر من ثماني إلكترونات.

مثال (7): ارسم شكل لويس لـ C₂H₂ ، الاعداد الذرية : 1 = C = 6 , H

الحل :

كيفية حل المثال بالطريقة الأولى

لذا مجموع إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات = (2×1) + ( 4 × 2 ) = 10 إلكترون

- نضع زوج من الإلكترونات بين كل ذرتين مرتبطتين:

H:C:C:H

فيكون عند الإلكترونات المتبقية = 10 - 6 = 6 إلكترون

نوزع الإلكترونات المتبقية على الثرات المحيطة بالذرة المركزية (C) بحيث لا يزيد عند الإلكترونات حول كل ذرة عن ثماني إلكترونات ، فيما عدا الهيدروجين .

- وحيث انه يوجد (4 إلكترونات) حـول الذرة المركزية (C) أي اقل من ثماني إلكترونات ، فإننا ناخـذ ازواج حـرة من ذرة (C) ونعـمل رابطة ثلاثيـة للـوصـول للـتـركـيـب الـمـانـي للذرة المركزية .

لذلك يكون تركيب لويس هو:

ثانياً/ كيفية حل المثال بالطريقة الثانية 

نوجد قيم a,b,c,d للجزيء C₂H₂ كما يلي: