بعد أن
تمكنا من معرفة بنية لويس لأي مركب وفقاً للقواعد التي ذكرناها في الدرس السابق (بنية لويس – تركيب لويس) نستطيع الآن أن نحدد الزاوية بين الروابط وأيضاً نتوقع
الشكل الهندسي للجزئ وذلك باستخدام نظرية تنافر زوج الإلكترونات لغلاف التكافؤ Valence Shell Electron Pair Repulsion
Theory (VSEPR) وهي تتلخص في أن أزواج الإلكترونات المحيطة
بالذرة المركزية تتنافر نظراً لكونها إلكترونات تحمل شحنات سالبة ومن ثم تحاول أن
تبتعد عن بعضها ما أمكن ذلك. والشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بعد بين أزواج هذه
الإلكترونات ، هو الذي يحدد الشكل الهندسي للجزئ.
نظرية تنافر الأزواج الإلكترونية لغلاف التكافؤ Valence Shell Electron Pair Repulsion
Theory (VSEPR)
قاعدة أساسية لفهم تصور زوايا الربط في الجزئيات العضوية ولقد أعطت إمكانية التنبؤ
بترتيب الذرات أو المجموعات في الجزيئات وبالتالي وصف الشكل الهندسي لها.
مع ذرتين أو أكثر.
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
الأزواج الإلكترونية في غلاف التكافؤ أقصى ما يمكن فيما بينها حتى تصل إلى الشكل الهندسي
الأكثر استقرار (أقل طاقة وأقل تنافر).
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
الروابط الزوجية فراغا أكبر من الروابط الأحادية.
ما لابد من حساب كل الأزواج الرابطة وغير الرابطة.
ما يتم الرجوع فقط لمواقع الأنوية مع إهمال أزواج الإلكترون غير الرابطة.
المتعددة وكأنها وحدة واحدة.
هذه النظرية على بعض المركبات نستطيع أن نعلم الشكل الهندسي للجزئ ومن ثم الزاوية
بين الروابط.
1- النوع : AB2
مثال: جزئ كلوريد البريليوم BeCl2 (زوجي الإلكترونات حول الذرة المركزية)
عدد الإلكترونات
الخارجية المكونة لروابط الجزئ = 7+7+2 = 16 إلكترون
الذرة المركزية البريليوم Be محاطة
برابطتين تساهميتين والشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بعد بينهما نتيجة التنافر بين
إلكتروناتها هو الشكل المستقيم وتكون الزاوية بين الروابط 180o ولذلك يكون الشكل الهندسي لجزئ BeCl2 خطاً مستقيماً Linear والزاوية
بين الروابط 180o
وهذا يشكل أحد شواذ قاعدة لويس حيث الذرة المركزية محاطة
بأربعة إلكترونات فقط بدلاً من ثمانية.
2- النوع : AB3
مثال: ثلاثي
كلوريد البورون BCl3 (ثلاثة أزواج من الإلكترونات حول الذرة
المركزية)
عدد
الإلكترونات الخارجية المكونة لروابط الجزيء = (7×3) + 5 = 26 إلكترون
لويس لهذا المركب هي:
الذرة المركزية البورون B محاطة بثلاثة روابط تساهمية والشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بُعد بين هذه
الروابط هو مثلث متساوي الأضلاع (Trigonal planar (triangular، تكون الذرة المركزية فى وسط المثلث، والذرات
الثلاث الأخرى تقع عند رؤوس هذا المثلث وتكون والزاوية بين الروابط 120o
3– النوع : AB4
مثال: غاز الميثان CH4 (أربعة أزواج من الإلكترونات حول الذرة المركزية)
عدد
الإلكترونات الخارجية المكونة لروابط الجزيء = (1×4) + 4 = 8 إلكترونات
الذرة المركزية الكربون C محاطة بأربعة روابط
تساهمية أو أربعة أزواج من الإلكترونات.
الشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بُعد بين هذه الروابط هو شكل رباعي السطوح Tetrahedral، تكون الذرة المركزية في مركز الشكل الرباعي
والذرات المحيطة بالذرة المركزية تقع عند رؤوس هذا الشكل ينطبق على المركبات
الآتية أيضاً:
, PH4+
السطوح وهي 109.5o
4- النوع : AB5
مثال: خامس
كلوريد الفوسفور PCl5 (خمسة أزواج من الإلكترونات حول الذرة
المركزية)
عدد
الإلكترونات الخارجية المكونة لروابط الجزيء = (5×7) + 5 = 40 إلكترون
الذرة المركزية الفوسفور P محاطة بخمسة
روابط تساهمية أو خمسة أزواج من الإلكترونات، ونظراً لتنافر إلكترونات هذه الروابط
فإن الشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بُعد بين هذه الروابط هو ثنائي هرم (مثلثي) Trigonal Bipyramid.
5- النوع : AB6
مثال: سداسي فلور الكبريت SF6 (ستة أزواج من الإلكترونات حول الذرة المركزية)
عدد
الإلكترونات الخارجية المكونة لروابط الجزيء = (7×6) + 6 = 48 إلكترون
الذرة المركزية الكبريت S محاطة بستة روابط تساهمية أو ستة أزواج من الإلكترونات، ونظراً
لتنافر إلكترونات هذه الروابط فإن الشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بُعد بين هذه
الروابط هو شكل ثماني السطوح أو ثنائي هرم (رباعي السطوح) Octahedron
عموماً فإن الزاوية بين الروابط تتحدد بعدد الإلكترونات المحيطة بالذرة المركزية سواءا كانت تشارك في روابط أم لا، بينما يتحدد الشكل الهندسي بعدد الذرات المحيطة بالذرة المركزية.
6- الشكل الهندسي عندما توجد إلكترونات غير
مشاركة في الروابط
أ)
الحالة التي تكون فيها الذرة المركزية محاطة بأربعة أزواج من الإلكترونات، وزوج
واحد منها لا يشارك في الرابطة
ذلك: الأمونيا NH3
الشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بعد بين أزواج الإلكترونات الأربعة هو شكل رباعي
السطوح وحيث أن أحد هذه الأزواج (lone pair) لا يشارك في رابطة ولابد له أن يشكل حجماً
حول الذرة المركزية أكبر من الرابطة فهو لذلك يدفع الروابط إلى الداخل فتقل
الزاوية بينهما عن 109.5o وقد وجد أنها تساوي 107o ويسمى الشكل
الهندسي هرمي Pyramidal
ب)
الحالة التي تكون فيها الذرة المركزية محاطة بأربعة أزواج من الإلكترونات، وزوجين
منها لا يشاركان في الروابط:
ذلك: الماء H2O
من المفترض أن يكون الشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بعد بين أزواج الإلكترونات
الأربعة هو شكل رباعي السطوح ولكن يوجد زوجين من الإلكترونات لا يشاركان في الروابط
حيث أنهما يدفعان الروابط إلى الداخل فتقل الزاوية بين الروابط من 109.5o
إلى 104o ويسمى الشكل الهندسي في هذه
الحالة غير خطي أو منحنياً هرمي or V-shaped Bent
ويمكن تلخيص ماسبق فى هذا الجدول كالتالي:
المراجع
مختصر وجميل شكرا
شكراً لك عزيزتى ومرحباً بك في موقعنا دائماً
شكرا لكم
شكراً لك عزيزي ومرحباً بك في موقعنا دائماً
الشكل الهندسي واطوال الاواصر والزوايا لغاز CHCl3
الشكل الفراغى يكون رباعى الأوجه والزاوية بين الروابط التساهميه فى الجزئ 109.5
مشكورين
شكراً لك عزيزي ومرحباً بك في موقعنا دائماً