لقد رأيت الصورة أعلاه بالفعل، أليس كذلك؟
اسمحوا لي أن أشرح بإيجاز الصورة أعلاه.
ClO 2 – يحتوي هيكل لويس على ذرة الكلور (Cl) في المركز وهي محاطة بذرتي أكسجين (O). هناك رابطة واحدة ورابطة مزدوجة بين ذرة الكلور (Cl) وكل ذرة أكسجين (O). هناك زوجان وحيدان على ذرة أكسجين مزدوجة الرابطة (O) و3 أزواج وحيدة على ذرة أكسجين أحادية الرابطة (O).
إذا لم تفهم أي شيء من الصورة أعلاه لبنية لويس لـ ClO2- (أيون الكلوريت)، فابق معي وستحصل على شرح مفصل خطوة بخطوة حول رسم بنية لويس لـ ClO2-ion .
لذلك دعونا ننتقل إلى خطوات رسم بنية لويس لأيون ClO2.
خطوات رسم هيكل ClO2-Lewis
الخطوة 1: أوجد إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ في أيون ClO2
من أجل العثور على العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ في أيون ClO2- (أيون الكلوريت)، تحتاج أولاً 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 ClO2- 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،
إجمالي إلكترونات التكافؤ في ClO 2 – أيون = إلكترونات التكافؤ الممنوحة من ذرة كلور واحدة + إلكترونات التكافؤ الممنوحة من ذرتين أكسجين + 1 إلكترون إضافي يضاف بسبب 1 شحنة سالبة = 7 + 6(2) + 1 = 20 .
الخطوة 2: حدد الذرة المركزية
لاختيار الذرة المركزية، يجب أن نتذكر أن الذرة الأقل سالبية كهربية تبقى في المركز.
الآن هنا الأيون المعطى هو ClO2- (أيون الكلوريت) 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 ClO2، 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 ClO2.
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 التخطيطي لجزيء ClO2 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 ClO2-.
يحتوي أيون ClO2- على إجمالي 20 إلكترونًا تكافؤًا ، ومن بينها، يتم استخدام 16 إلكترونًا تكافؤًا فقط في الرسم البياني أعلاه.
إذن عدد الإلكترونات المتبقية = 20 – 16 = 4 .
تحتاج إلى وضع هذه الإلكترونات الأربعة على ذرة الكلور المركزية في الرسم البياني أعلاه لجزيء ClO2.
والآن دعنا ننتقل إلى الخطوة التالية.
الخطوة 5: التحقق من الثماني على الذرة المركزية
في هذه الخطوة، عليك التحقق مما إذا كانت ذرة الكلور المركزية (Cl) مستقرة أم لا.
من أجل التحقق من استقرار ذرة الكلور المركزية (Cl)، نحتاج إلى التحقق مما إذا كانت تشكل ثمانيًا أم لا.
يمكنك أن ترى في الصورة أعلاه أن ذرة الكلور تشكل ثمانيًا. وهذا يعني أنه يحتوي على 8 إلكترونات.
وبالتالي فإن ذرة الكلور المركزية مستقرة.
لننتقل الآن إلى الخطوة الأخيرة للتحقق مما إذا كانت بنية لويس لأيون ClO2 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 لأيون ClO2.
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 أيون ClO2-.
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 ClO2 في الصورة أدناه.
بالنسبة لذرة الكلور (Cl):
التكافؤ الإلكتروني = 7 (لأن الكلور موجود في المجموعة 17)
إلكترونات الرابطة = 4
الإلكترونات غير الرابطة = 4
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 | – | 4/2 | – | 4 | = | +1 |
| أوه | = | 6 | – | 2/2 | – | 6 | = | -1 |
من حسابات الشحنة الرسمية أعلاه، يمكنك أن ترى أن ذرة الكلور (Cl) لها شحنة +1 وأن ذرتي الأكسجين (O) لها شحنة -1 .
ولهذا السبب، فإن بنية لويس التي تم الحصول عليها أعلاه ليست مستقرة.
لذا علينا تقليل هذه الشحنات عن طريق نقل زوج الإلكترون من ذرة الأكسجين إلى ذرة الكلور.
بعد نقل زوج الإلكترون من ذرة الأكسجين إلى ذرة الكلور، يصبح هيكل لويس لـ ClO2 أكثر استقرارًا.
تبقى هناك شحنة -ve على ذرات الأكسجين، مما يعطي شحنة رسمية -1 على جزيء ClO2.
تظهر هذه الشحنة الإجمالية -1 على جزيء ClO2 في الصورة أدناه.
في البنية النقطية أعلاه لأيون ClO2، يمكنك أيضًا تمثيل كل زوج من إلكترونات الترابط (:) كرابطة واحدة (|). ومن خلال القيام بذلك، سوف تحصل على بنية لويس التالية لأيون ClO2.
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: