لقد رأيت الصورة أعلاه بالفعل، أليس كذلك؟
اسمحوا لي أن أشرح بإيجاز الصورة أعلاه.
يحتوي هيكل TeO2 Lewis على ذرة التيلوريوم (Te) في المركز والتي تحيط بها ذرتان من الأكسجين (O). هناك رابطتان مزدوجتان بين ذرة التيلوريوم (Te) وكل ذرة أكسجين (O). يوجد زوجان وحيدان في ذرات الأكسجين (O) وزوج وحيد في ذرة التيلوريوم (Te).
إذا لم تفهم أي شيء من الصورة أعلاه لبنية لويس لـ TeO2، فابق معي وستحصل على شرح مفصل خطوة بخطوة حول كيفية رسم بنية لويس لـ TeO2 .
لذلك دعونا ننتقل إلى خطوات رسم بنية لويس لـ TeO2.
خطوات رسم هيكل TeO2 Lewis
الخطوة 1: أوجد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في جزيء TeO2
من أجل العثور على العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في جزيء TeO2، عليك أولاً معرفة إلكترونات التكافؤ الموجودة في ذرة التيلوريوم وكذلك ذرة الأكسجين.
(إلكترونات التكافؤ هي الإلكترونات الموجودة في المدار الخارجي لأي ذرة).
سأشرح هنا كيفية العثور بسهولة على إلكترونات التكافؤ للتيلوريوم وكذلك الأكسجين باستخدام الجدول الدوري.
إجمالي إلكترونات التكافؤ في جزيء TeO2
→ إلكترونات التكافؤ المعطاة من ذرة التيلوريوم:
التيلوريوم هو عنصر في المجموعة 16 من الجدول الدوري. [1] لذلك، فإن إلكترونات التكافؤ الموجودة في التيلوريوم هي 6 .
يمكنك رؤية إلكترونات التكافؤ الستة الموجودة في ذرة التيلوريوم 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،
إجمالي إلكترونات التكافؤ في جزيء TeO2 = إلكترونات التكافؤ المتبرع بها من ذرة تيلوريوم واحدة + إلكترونات التكافؤ المتبرع بها من ذرتين أكسجين = 6 + 6(2) = 18 .
الخطوة 2: حدد الذرة المركزية
لاختيار الذرة المركزية، يجب أن نتذكر أن الذرة الأقل سالبية كهربية تبقى في المركز.
الآن هنا الجزيء المحدد هو TeO2 ويحتوي على ذرات التيلوريوم (Te) وذرات الأكسجين (O).
يمكنك رؤية قيم السالبية الكهربية لذرة التيلوريوم (Te) وذرة الأكسجين (O) في الجدول الدوري أعلاه.
إذا قارنا قيم السالبية الكهربية للتيلوريوم (Te) والأكسجين (O)، فإن ذرة التيلوريوم أقل سالبية كهربية .
هنا، ذرة التيلوريوم (Te) 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 TeO2، يجب علينا وضع أزواج الإلكترونات بين ذرة التيلوريوم (Te) وذرات الأكسجين (O).
يشير هذا إلى أن التيلوريوم (Te) والأكسجين (O) مرتبطان كيميائيًا ببعضهما البعض في جزيء TeO2.
الخطوة 4: جعل الذرات الخارجية مستقرة. ضع زوج إلكترون التكافؤ المتبقي على الذرة المركزية.
في هذه الخطوة تحتاج إلى التحقق من استقرار الذرات الخارجية.
هنا في الرسم البياني لجزيء TeO2 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 جزيء TeO2.
يحتوي جزيء TeO2 على إجمالي 18 إلكترونًا تكافؤًا ، ومن بينها، يتم استخدام 16 إلكترونًا تكافؤًا فقط في الرسم البياني أعلاه.
إذن عدد الإلكترونات المتبقية = 18 – 16 = 2 .
تحتاج إلى وضع هذين الإلكترونين على ذرة التيلوريوم المركزية في الرسم البياني أعلاه لجزيء TeO2.
والآن دعنا ننتقل إلى الخطوة التالية.
الخطوة 5: التحقق من الثماني على الذرة المركزية. إذا لم يكن لديه ثماني بتات، قم بتحريك الزوج الوحيد لتكوين رابطة مزدوجة أو رابطة ثلاثية.
في هذه الخطوة، تحتاج إلى التحقق مما إذا كانت ذرة التيلوريوم المركزية (Te) مستقرة أم لا.
من أجل التحقق من استقرار ذرة التيلوريوم المركزية (Te)، من الضروري التحقق مما إذا كانت تشكل ثمانيًا أم لا.
ولسوء الحظ، فإن ذرة التيلوريوم لا تشكل ثمانيًا هنا. يحتوي التيلوريوم على 6 إلكترونات فقط وهو غير مستقر.
الآن، لجعل ذرة التيلوريوم مستقرة، تحتاج إلى تحويل زوج الإلكترونات من ذرة الأكسجين الخارجية بحيث يمكن أن تحتوي ذرة التيلوريوم على 8 إلكترونات (أي ثمانية واحدة).
وبعد تحريك هذا الزوج من الإلكترونات، ستحصل ذرة التيلوريوم المركزية على إلكترونين إضافيين، وبالتالي يصبح مجموع إلكتروناتها 8.
يمكنك أن ترى في الصورة أعلاه أن ذرة التيلوريوم تشكل ثمانيًا لأنها تحتوي على 8 إلكترونات.
لننتقل الآن إلى الخطوة الأخيرة للتحقق مما إذا كانت بنية لويس لـ TeO2 مستقرة أم لا.
الخطوة 6: التحقق من استقرار هيكل لويس
لقد وصلت الآن إلى الخطوة الأخيرة التي تحتاج فيها إلى التحقق من استقرار بنية لويس لـ TeO2.
يمكن التحقق من استقرار بنية لويس باستخدام مفهوم الشحن الرسمي .
باختصار، يجب علينا الآن إيجاد الشحنة الرسمية على ذرات التيلوريوم (Te) وكذلك على ذرات الأكسجين (O) الموجودة في جزيء TeO2.
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 TeO2 في الصورة أدناه.
بالنسبة لذرة التيلوريوم (Te):
إلكترونات التكافؤ = 6 (لأن التيلوريوم موجود في المجموعة 16)
إلكترونات الرابطة = 6
الإلكترونات غير الرابطة = 2
بالنسبة لذرة الأكسجين ثنائية الرابطة (O):
إلكترونات التكافؤ = 6 (لأن الأكسجين موجود في المجموعة 16)
إلكترونات الرابطة = 4
الإلكترونات غير الرابطة = 4
بالنسبة لذرة الأكسجين أحادية الرابطة (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 | ||
| أنت | = | 6 | – | 6/2 | – | 2 | = | +1 |
| يا (قفزة مزدوجة) | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| يا (رابطة واحدة) | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
من حسابات الشحنة الرسمية أعلاه، يمكنك أن ترى أن ذرة التيلوريوم (Te) لها شحنة +1 وأن ذرة الأكسجين أحادية الرابطة (O) لها شحنة -1 .
لهذا السبب، فإن بنية لويس لـ TeO2 التي تم الحصول عليها أعلاه ليست مستقرة.
ولذلك يجب تقليل هذه الشحنات إلى الحد الأدنى عن طريق تحريك أزواج الإلكترونات نحو ذرة التيلوريوم.
بعد نقل زوج الإلكترون من ذرة الأكسجين إلى ذرة التيلوريوم، يصبح هيكل لويس لـ TeO2 أكثر استقرارًا.
في بنية لويس النقطية أعلاه لـ TeO2، يمكنك أيضًا تمثيل كل زوج من إلكترونات الترابط (:) كرابطة واحدة (|). سيعطيك القيام بذلك بنية لويس التالية لـ TeO2.
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: