لقد رأيت الصورة أعلاه بالفعل، أليس كذلك؟
اسمحوا لي أن أشرح بإيجاز الصورة أعلاه.
يحتوي هيكل لويس ClO4- (أيون بيركلورات) على ذرة الكلور (Cl) في المركز محاطة بأربع ذرات أكسجين (O). هناك 3 روابط مزدوجة ورابطة واحدة بين ذرة الكلور (Cl) وكل ذرة أكسجين (O). هناك زوجان وحيدان من ذرات الأكسجين ثنائية الرابطة (O) و3 أزواج وحيدة من ذرات الأكسجين أحادية الرابطة (O).
إذا لم تفهم أي شيء من الصورة أعلاه لبنية ClO4-Lewis، فابق معي وستحصل على شرح مفصل خطوة بخطوة حول رسم بنية لويس لبنية ClO4 – ion .
لذلك دعونا ننتقل إلى خطوات رسم بنية لويس لأيون ClO4.
خطوات رسم هيكل ClO4-Lewis
الخطوة 1: أوجد إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ في أيون ClO4
من أجل العثور على العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في ClO4- أيون (أيون بيركلورات)، أولا وقبل كل شيء تحتاج إلى معرفة إلكترونات التكافؤ الموجودة في ذرة الكلور وكذلك في ذرة الأكسجين.
(إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات الموجودة في المدار الخارجي لأي ذرة).
سأخبرك هنا بكيفية العثور بسهولة على إلكترونات التكافؤ للكلور وكذلك الأكسجين باستخدام الجدول الدوري .
إجمالي إلكترونات التكافؤ في ClO4- أيون
→ إلكترونات التكافؤ المعطاة من ذرة الكلور:
الكلور عنصر في المجموعة 17 من الجدول الدوري. [1] وبالتالي فإن إلكترونات التكافؤ الموجودة في الكلور هي 7 .
يمكنك رؤية إلكترونات التكافؤ السبعة الموجودة في ذرة الكلور كما هو موضح في الصورة أعلاه.
→ إلكترونات التكافؤ المعطاة من ذرة الأكسجين:
الأكسجين هو عنصر في المجموعة 16 من الجدول الدوري. [2] وبالتالي فإن إلكترونات التكافؤ الموجودة في الأكسجين هي 6 .
يمكنك رؤية إلكترونات التكافؤ الستة الموجودة في ذرة الأكسجين كما هو موضح في الصورة أعلاه.
لذا،
مجموع إلكترونات التكافؤ في ClO4- أيون = إلكترونات التكافؤ المتبرع بها من ذرة كلور واحدة + إلكترونات التكافؤ الممنوحة من 4 ذرات أكسجين + 1 إلكترون إضافي يضاف بسبب الشحنة السالبة = 7 + 6(4) + 1 = 32 .
الخطوة 2: حدد الذرة المركزية
لاختيار الذرة المركزية، يجب أن نتذكر أن الذرة الأقل سالبية كهربية تبقى في المركز.
الآن هنا الأيون المعطى هو ClO4- أيون ويحتوي على ذرات الكلور (Cl) وذرات الأكسجين (O).
يمكنك رؤية قيم السالبية الكهربية لذرة الكلور (Cl) وذرة الأكسجين (O) في الجدول الدوري أعلاه.
إذا قارنا قيم السالبية الكهربية للكلور (Cl) والأكسجين (O)، فإن ذرة الكلور أقل سالبية كهربية .
هنا، ذرة الكلور (Cl) هي الذرة المركزية وذرات الأكسجين (O) هي الذرات الخارجية.
الخطوة 3: قم بتوصيل كل ذرة عن طريق وضع زوج من الإلكترونات بينهما
الآن، في جزيء ClO4، تحتاج إلى وضع أزواج الإلكترونات بين ذرة الكلور (Cl) وذرات الأكسجين (O).
يشير هذا إلى أن الكلور (Cl) والأكسجين (O) مرتبطان كيميائيًا ببعضهما البعض في جزيء ClO4.
الخطوة 4: جعل الذرات الخارجية مستقرة
في هذه الخطوة تحتاج إلى التحقق من استقرار الذرات الخارجية.
هنا في الرسم التخطيطي لجزيء ClO4 يمكنك أن ترى أن الذرات الخارجية هي ذرات الأكسجين.
تشكل ذرات الأكسجين الخارجية هذه ثمانيًا وبالتالي فهي مستقرة.
بالإضافة إلى ذلك، في الخطوة 1، قمنا بحساب العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ الموجودة في أيون ClO4-.
يحتوي أيون ClO4- على إجمالي 32 إلكترونًا تكافؤًا ، ويتم استخدام جميع إلكترونات التكافؤ هذه في الرسم البياني أعلاه.
وبالتالي لا يوجد المزيد من أزواج الإلكترونات التي يمكن الاحتفاظ بها في الذرة المركزية.
والآن دعونا ننتقل إلى الخطوة التالية.
الخطوة 5: التحقق من استقرار هيكل لويس
لقد وصلت الآن إلى الخطوة الأخيرة التي تحتاج فيها إلى التحقق من استقرار بنية لويس لأيون ClO4-.
يمكن التحقق من استقرار بنية لويس باستخدام مفهوم الشحن الرسمي .
باختصار، نحتاج الآن إلى إيجاد الشحنة الرسمية لذرات الكلور (Cl) وكذلك ذرات الأكسجين (O) الموجودة في جزيء ClO4.
لحساب الضريبة الرسمية، يجب عليك استخدام الصيغة التالية:
الشحنة الرسمية = إلكترونات التكافؤ – (الإلكترونات الرابطة)/2 – الإلكترونات غير الرابطة
يمكنك رؤية عدد الإلكترونات الرابطة والإلكترونات غير الرابطة لكل ذرة من جزيء ClO4 في الصورة أدناه.
بالنسبة لذرة الكلور (Cl):
إلكترونات التكافؤ = 7 (لأن الكلور موجود في المجموعة 17)
إلكترونات الرابطة = 8
الإلكترونات غير الرابطة = 0
لذرة الأكسجين (O):
إلكترونات التكافؤ = 6 (لأن الأكسجين موجود في المجموعة 16)
إلكترونات الرابطة = 2
الإلكترونات غير الرابطة = 6
| اتهام رسمي | = | إلكترونات التكافؤ | – | (الإلكترونات الملزمة)/2 | – | الإلكترونات غير الرابطة | ||
| Cl | = | 7 | – | 8/2 | – | 0 | = | +1 |
| أوه | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
من حسابات الشحنة الرسمية أعلاه، يمكنك أن ترى أن ذرة الكلور (Cl) لها شحنة +1 بينما تحتوي ذرات الأكسجين على شحنة -1 .
لذلك دعونا نحتفظ بهذه الشحنات على ذرات جزيء ClO4.
توضح الصورة أعلاه أن بنية لويس لـ ClO4 غير مستقرة.
لذلك نحتاج إلى تقليل هذه الشحنات عن طريق نقل أزواج الإلكترونات من ذرات الأكسجين إلى ذرة الكلور.
وبعد نقل أزواج الإلكترونات من ذرة الأكسجين إلى ذرة الكلور، تصبح شحنات ذرة الكلور المركزية وثلاث ذرات أكسجين صفرًا. وهي بنية لويس أكثر استقرارًا. (انظر الصورة أدناه).
تبقى هناك شحنة -ve على ذرة الأكسجين، مما يعطي شحنة رسمية -1 على جزيء ClO4.
تظهر هذه الشحنة الإجمالية -1 على جزيء ClO4 في الصورة أدناه.
في بنية لويس النقطية المذكورة أعلاه لأيون ClO4، يمكنك أيضًا تمثيل كل زوج من إلكترونات الترابط (:) كرابطة واحدة (|). سيعطيك القيام بذلك بنية لويس التالية لأيون ClO4.
أتمنى أن تكون قد فهمت جميع الخطوات المذكورة أعلاه تمامًا.
لمزيد من التدريب والفهم الأفضل، يمكنك تجربة هياكل لويس الأخرى المدرجة أدناه.
جرب (أو على الأقل شاهد) هياكل لويس هذه لفهم أفضل: