Transcript نموذج الذرة وأعداد الكم

‫وزارة التربية‬
‫التوجيه الفني العام للعلوم‬
‫الكيمياء للصف العاشر‬
‫العروض التقديمية‬
‫عرض تقديمي بعنوان‪:‬‬
‫تراكيب لويس‬
‫المركزاإلقليمي‬
‫لتطوير البرمجيات التعليمية‬
‫الروابط الكيميائية والتراكيب الجزيئية‬
‫تميل ذرات العناصر إلى اإلرتباط مع بعضها بقوى تسمى الروابط الكيميائية‬
‫ومنها الرابطة األيونية كما في ‪ NaCl‬أو كما ‪Al2O3‬‬
‫أو الرابطة التساهمية كما في بعض العناصر مثل ‪O2 ،H2‬أو المركبات مثل ‪CH4‬‬
‫أو الرابطة التناسقية وهي نوع من أنواع الروابط التساهمية ‪ ،‬مثل تلك الرابطة التي تتم بين‬
‫كاتيون الهيدروجين مع جزيء الماء أو األمونيا لتكوين األيونات عديدة الذرة ‪NH4+ ، H3O+‬‬
‫لكن كيف تتكون تلك الروابط وما الطريقة التي تترتب بها الذرات في الفراغ ؟ وما الشكل‬
‫الهندسي لها ؟‬
‫وسوف نركز على طريقة ارتباط ذرات العناصر المثالية (عناصر تحت المستويين ‪) p ، s‬‬
‫وعند دراسة هذا الموضوع يجب أن نتذكر أن‬
‫الك ترونات التكافؤ ‪Valence electrons‬‬
‫اإللكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الرئيسي األخير ( ‪ ) ns np‬للذرات" هي المسئولة عن‬
‫تكوين الروابط‬
‫مستوى التكافؤ ‪Valence shell or level‬‬
‫آخر مستوى طاقة رئيسي موجود في الذرات والذي توجد به إلكترونات التكافؤ‬
‫ولقد اقترح العالم " لويس ‪ " Gilbert Lewis‬نظام معين لترتيب إلكترونات التكافؤ للذرات‬
‫واستخدم هذا النموذج في توضيح طريقة تكوين الروابط األيونية أو التساهمية‪ ،‬ويسمى هذا النظام‬
‫" رموز لويس ‪"Lewis symbols‬‬
‫‪ - 1‬رموز لويس ‪Lewis symbols‬‬
‫في هذا النموذج‬
‫‪ -1‬يتم كتابة رمز العنصر‬
‫‪ -2‬يتم وضع نقطة ( أو عالمة × ‪ ،‬أو دائرة صغيرة ‪ ) º‬لكل إلكترون من إلكترونات التكافؤ ‪،‬‬
‫بحيث يتم توزيع هذه اإللكترونات‬
‫أوال ‪ :‬بشكل فردي حول رمز العنصر في االتجاهات األربعة ‪،‬‬
‫ثانيا ‪ :‬بشكل زوجي بعد ذلك إلى أن ينتهي توزيع جميع إلكترونات التكافؤ للذرة‬
‫( وهو يساوي رقم المجموعة دائما بالنسبة للعناصر المثالية ‪ ،‬عدا بالنسبة للهيليوم)‪.‬‬
‫" رموز لويس " لعناصر الدور الثانية في الجدول الدوري‪:‬‬
‫‪IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA‬‬
‫‪IA‬‬
‫المجموعة‬
‫‪Be‬‬
‫‪Li‬‬
‫الرمز‬
‫‪Ne‬‬
‫‪F‬‬
‫‪O‬‬
‫‪N‬‬
‫‪C‬‬
‫‪B‬‬
‫أ‬
‫‪ - 2‬استخدام رموز لويس في تكوين الروابط اليونية ‪The Ionic Bonds‬‬
‫تتكون الروابط األيونية عند ارتباط ذرات العناصر التي تتميز بجهد تأين وميل إلكتروني وسالبية كهربائية‬
‫منخفضة ‪ ،‬وتلك التي لها جهد تأين وميل إلكتروني وسالبية كهربائية مرتفعة‪ ،‬أي بين الفلزات والالفلزات‪،‬‬
‫حيث تفقد ذرات الفلز إلكترونات تكافؤها مكونة أيونات موجبة (كاتيونات)‪ ،‬بينما تكتسب ذرات الالفلز هذه‬
‫اإللكترونات مكونة أيونات سالبة (أنيونات)‪ ،‬ويستمر ذلك إلى أن يصبح التركيب اإللكتروني لكل منها‬
‫مشابها للتركيب اإللكتروني ألقرب غاز نبيل لها‪ ،‬ونتيجة للتجاذب الكهروستاتيكي (اإللكتروستاتيكي) بين‬
‫األيونات تتكون المركبات األيونية‪.‬‬
‫طريقة لويس لتوضيح تكوين فلوريد الليثيوم من عناصره األولية‬
‫_‬
‫‪+‬‬
‫‪Li‬‬
‫‪F‬‬
‫‪1s2 : 2s2 2p6‬‬
‫‪1s2‬‬
‫‪1s2 : 2s2 2p5‬‬
‫‪1s2 : 2s1‬‬
‫]‪[Ne‬‬
‫]‪[He‬‬
‫‪[He] : 2s2 2p5‬‬
‫‪[He] : 2s1‬‬
‫‪F‬‬
‫‪+‬‬
‫_‬
‫‪F‬‬
‫‪+‬‬
‫‪+‬‬
‫‪Li‬‬
‫‪1s‬‬
‫‪1s22 :: 2s‬‬
‫‪2s22 2p‬‬
‫‪2p56‬‬
‫‪1s21s‬‬
‫‪: 22s1‬‬
‫]‪[He] :[Ne‬‬
‫‪2s2 2p5‬‬
‫]‪[He‬‬
‫]‪[He‬‬
‫‪: 2s1‬‬
‫‪+‬‬
‫‪Li‬‬
‫طريقة لويس لتوضيح تكوين أكسيد الكالسيوم من عناصره األولية‬
‫ــ ‪2‬‬
‫‪2+‬‬
‫‪O‬‬
‫]‪[Ne‬‬
‫‪+‬‬
‫‪O‬‬
‫‪Ca‬‬
‫]‪[Ar‬‬
‫‪[He] : 2s2 2p4‬‬
‫ــ ‪2‬‬
‫‪2+‬‬
‫‪O‬‬
‫]‪1s22::[Ne‬‬
‫‪2s222p‬‬
‫‪2p64‬‬
‫‪1s‬‬
‫‪2s‬‬
‫‪+‬‬
‫‪Ca‬‬
‫]‪[Ar‬‬
‫‪: 4s2‬‬
‫]‪[Ar‬‬
‫‪+‬‬
‫‪Ca‬‬
‫‪[Ar] : 4s2‬‬
‫طريقة لويس لتوضيح تكوين أكسيد األلومينيوم من عناصره األولية‬
‫ــ ‪2‬‬
‫‪Al2O3‬‬
‫ــ ‪2‬‬
‫ــ ‪2‬‬
‫‪O‬‬
‫‪O‬‬
‫‪O‬‬
‫]‪[Ne‬‬
‫‪3+‬‬
‫‪Al‬‬
‫‪O‬‬
‫‪+‬‬
‫‪3+‬‬
‫‪O‬‬
‫‪+‬‬
‫‪Al‬‬
‫‪Al‬‬
‫]‪[Ne‬‬
‫‪O‬‬
‫‪[He] : 2s2 2p4‬‬
‫‪Al‬‬
‫‪[Ne] : 3s2 3p1‬‬
‫وجميع المركبات األيونية صلبة ‪ ،‬وأيوناتها تترتب في الفراغ لتعطي أشكال هندسية ( فراغية) مختلفة يكون فيها‬
‫التجاذب بين األيونات أكبر ما يمكن‪ ،‬والمحصلة النهائية للشحنات الكهربائية تساوي صفر‪ ،‬وتشغل أيوناتها أماكن‬
‫محددة في الفراغ حول بعضها البعض‪ ،‬ويطلق على هذا الترتيب لفظ " البلورات الصلبة ‪" Crystalline solids‬‬
‫ش َب ْيكَةُ البلورية " وال توجد صيغ جزيئية للمركبات األيونية لهذا نعبر عن الصيغة الكيميائية للمركب‬
‫وأحيانا تسمى " ال ُ‬
‫األيوني بكتابة "الصيغة األولية له" وهي " مجموعة الرموز التي تدل أبسط نسبة عددية صحيحة لكل نوع من أنواع‬
‫األيونات في الصيغة" ‪.‬‬
‫تمرين ‪: 1‬‬
‫استخدم طريقة لويس لتوضيح تكوين كل مركب من المركبات التالية من عناصره األولية ‪،‬‬
‫مع تحديد نوع الرابطة‪.‬‬
‫ج – كلوريد البوتاسيوم‪.‬‬
‫ب – كبريتيد الكالسيوم‪.‬‬
‫أ‪-‬فلوريد المغنيسيوم‪.‬‬
‫و‪ -‬فلوريد األلمنيوم‪.‬‬
‫هـ‪ -‬كبريتيد الصوديوم‪.‬‬
‫د‪ -‬نيتريد المغنيسيوم‪.‬‬
‫‪-‬‬
‫‪-‬‬
‫‪2+‬‬
‫‪F‬‬
‫‪Mg‬‬
‫‪F‬‬
‫]‪[Ne‬‬
‫]‪[Ne‬‬
‫]‪[Ne‬‬
‫‪2-‬‬
‫‪S‬‬
‫‪2+‬‬
‫‪F‬‬
‫‪5‬‬
‫‪-‬‬
‫‪Cl‬‬
‫]‪[Ar‬‬
‫‪2‬‬
‫‪S‬‬
‫‪4‬‬
‫]‪[Ar‬‬
‫]‪[Ar‬‬
‫‪+‬‬
‫‪5‬‬
‫‪2‬‬
‫‪2‬‬
‫‪Ca‬‬
‫‪2‬‬
‫‪[Ne]3s 2p‬‬
‫‪[Ne]3s 2p‬‬
‫‪[Ne] 3s‬‬
‫‪+‬‬
‫‪2‬‬
‫‪Cl‬‬
‫‪K‬‬
‫]‪[Ar‬‬
‫‪+2‬‬
‫‪[He]2s 2p‬‬
‫‪Ca‬‬
‫‪Mg‬‬
‫‪[Ar] 4s‬‬
‫‪K‬‬
‫‪+‬‬
‫‪1‬‬
‫‪[Ar] 4s‬‬
‫‪ - 3‬استخدام رموز لويس في تكوين الروابط التساهمية ‪The Covalent Bonds‬‬
‫من المعلوم أن ذرات العناصر الالفلزية ترتبط مع بعضها البعض بروابط تساهمية‪ ،‬حيث تشارك كل ذرة مع‬
‫األخرى بنفس العدد من اإللكترونات‪( ،‬تختلف الرابطة التناسقية فقط عن التساهمية في مصدر اإللكترونات المستخدمة في‬
‫تكوين الرابطة‪ ،‬حيث تأتي إلكترونات الرابطة التناسقية من ذرة واحدة فقط وهي الذرة المانحة) وتختلف المواد ذات‬
‫الروابط التساهمية عن المركبات األيونية في أن لكل مادة تساهمية صيغة كيميائية محددة تسمي " الصيغة الجزيئية‬
‫‪. " molecular formula‬‬
‫وفي هذا الجزء سوف نستخدم رموز لويس لكتابة الصيغ الجزيئية للمواد التي تتكون من ذرتين أو ثالثة من نفس‬
‫النوع أو تتكون من ذرات لعنصرين مختلفين ‪ ،‬وتسمى هذه الطريقة " تراكيب لويس ‪ "Lewis structures‬و‬
‫بمعلومية هذه التراكيب يمكننا أن نحدد األشكال الهندسية (الترتيب الفراغي ثالثي األبعاد) للجزيئات أو األيونات عديدة‬
‫الذرة‪ ،‬ومن ثم إيجاد العالقة بين األشكال الهندسية والخواص الفيزيائية والكيميائية لهذه المواد‪.‬‬
‫وعند تكوين الجزيئات سوف نعتمد على القاعدة التي اقترحها لويس ‪ ،‬والتي تسمى " قاعدة الثمانية ‪"Octet rule‬‬
‫وتنص على أن " أي ذرة غير الهيدروجين تميل لتكوين روابط حتى يستقر مستواها األخير ( مستوى التكافؤ ) بثمانية‬
‫إلكترونات"‪ .‬وهذه القاعدة تنطبق غالبا على عناصر الدورة الثانية في الجدول الدوري ألن مستوى الطاقة الرئيسي‬
‫الثاني يحتوي فقط على تحت مستويين ‪ 2s‬و ‪ ، 2p‬ولهذا ال يمكن أن يستقر بأكثر من ثمانية إلكترونات‪،‬‬
‫وكذلك على عناصر المجموعتين ‪ 2A ، 1A‬ألنها تميل لفقد إلكترونات التكافؤ‪ ،‬عدا بالنسبة للهيدروجين والبريليوم‪.‬‬
‫أما بالنسبة لعناصر الدورات الثالثة وما بعدها ‪ ،‬فإن مستواها األخير يمكن أن يستوعب أكثر من ثمانية إلكترونات‬
‫الحتوائها على تحت مستوي ‪ ،d‬حيث يمكن أن تشارك أفالكه في تكوين الروابط ‪ ،‬كما أن هناك حاالت خاصة يمكن‬
‫أن تتكون فيها مركبات يحتوي المستوى األخير لذرتها المركزية على عدد أقل من ثمانية اإللكترونات‪ ،‬ومن أمثلتها‬
‫المركبات التي تحتوي على عناصر البريليوم ‪ ، Be‬والبورون ‪ ، B‬واأللمنيوم ‪ ، Al‬وسوف نتناولها بالدراسة‪.‬‬
‫أنواع الروابط التساهمية‪:‬‬
‫لذرات الالفلزات القدرة على تكوين ثالث أنواع من الروابط التساهمية ‪ ،‬هي‪:‬‬
‫أ – الروابط التساهمية األحادية ‪ ،‬وفيها ترتبط كل ذرتين بزوج واحد من اإللكترونات‪ ،‬كما في ‪CH4, F2, H2‬‬
‫ب– الروابط التساهمية الثنائية ‪ ،‬وفيها ترتبط كل ذرتين بزوجان من اإللكترونات‪ ،‬كما في ‪CO2 ،H2C=CH2‬‬
‫ج– الروابط التساهمية الثالثية ‪ ،‬وفيها ترتبط كل ذرتين بثالث أزوج من اإللكترونات‪ ،‬كما في ‪N2 ،HC≡CH‬‬
‫ولكل رابطة تساهمية خواص مختلفة تعتمد على عدد اإللكترونات المشاركة في تكوينها وبالتالي على كثافة الشحنة‬
‫السالبة الموجودة بين نواتي الذرتين وعلى قوة جذب النواتين لهذه الشحنة‪ ،‬ومن هذه الخواص‪:‬‬
‫‪ – 1‬طول الرابطة‪:‬‬
‫الرابطة الثالثية أقصر من الثنائية ‪ ،‬وهي بدورها أقصر من األحادية‪ ،‬ويعود السبب في ذلك إلى أنه كلما زاد عدد‬
‫اإللكترونات في الرابطة ‪ ،‬زادت كثافة الشحنة السالبة‪ ،‬وبالتالي تزداد قوة جذب نواتي الذرتين لهذه الشحنة فيقل طول‬
‫الرابطة‪.‬‬
‫‪ – 2‬طاقة الرابطة‪:‬‬
‫على العكس من الطول فإنه كلما زادت قوة جذب نواتي الذرتين إللكترونات الرابطة زاد ثباتها‪ ،‬وانطلقت طاقة أكبر‬
‫عند تكوينها ‪ ،‬وبالتالي تحتاج إلى طاقة أكبر لكسرها (تحتاج إلى نفس كمية الطاقة المنطلقة عند تكوينها)‪ ،‬ولهذا فإن‬
‫طاقة تفكيك وبالتالي ثبات الرابطة الثالثية أكبر من الثنائية أكبر من األحادية‪.‬‬
‫طول الرابطة يقل‬
‫‪C≡C‬‬
‫طاقة تفكيك الرابطة أو ثباتها يزداد‬
‫‪C=C‬‬
‫‪C-C‬‬
‫تراكيب لويس ‪:Lewis structures‬‬
‫تعتمد تراكيب لويس على استخدام إلكترونات التكافؤ فقط في تحديد تركيب الجزيء أو األيون عديد الذرة‪ ،‬كما يلي‪:‬‬
‫‪ - 1‬يتم حساب عدد إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المشاركة في الصيغة‪.‬‬
‫‪ - 2‬في حالة األيون الموجب يتم خصم عدد من اإللكترونات مساويا ً للشحنة الموجبة‪ ،‬وفي حالة األيون السالب يتم‬
‫إضافة عدد من اإللكترونات مساويا ً للشحنة السالبة‪.‬‬
‫‪ – 3‬يتم تحديد الذرة المركزية‪ ،‬وهي غالبا الذرة األقل سالبية كهربائية‪ ،‬علما بأن الهيدروجين والفلور ال يمكن‬
‫استخدامهما كذرات مركزية بل يستخدمان كذرات طرفية ( مرتبطات)‪.‬‬
‫‪ – 4‬يتم ترتيب الذرات بحيث توضع الذرة المركزية في الوسط ‪ ،‬وتوزع باقي ذرات الجزيء في الفراغ حول الذرة‬
‫المركزية‪.‬‬
‫‪ – 5‬يتم وضع زوج من اإللكترونات ( لتكوين رابطة أحادية) بين الذرة المركزية وكل ذرة من الذرات المحيطة‪.‬‬
‫‪ – 6‬يتم توزيع اإللكترونات المتبقية حول الذرات الطرفية (عدا الهيدروجين ألنه يستقر بإلكترونين فقط) بحيث يصبح‬
‫حول كل ذرة منها ثمانية إلكترونات‪.‬‬
‫‪ – 7‬أي إلكترونات زيادة بعد ذلك يتم توزيعها على شكل أزواج حول الذرة المركزية‪.‬‬
‫‪ – 8‬إذا لم تصل الذرة المركزية إلى حالة االستقرار الثماني (عدا الحاالت الخاصة) نبدأ في تحريك زوج أو أكثر من‬
‫اإللكترونات من الذرات المحيطة لتكوين روابط ثنائية أو ثالثية مع الذرة المركزية حتى تستقر‪.‬‬
‫‪ – 9‬في حالة األيونات توضع شحنة األيون على الصيغة التركيبية لأليون‪.‬‬
‫ارسم تركيب ( شكل) لويس ‪:‬‬
‫‪Cl2‬‬
‫حساب عدد إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المشاركة في الصيغة‪.‬‬
‫‪17Cl‬‬
‫‪2:8:7‬‬
‫‪2 × 7 = 14 e‬‬‫يتم وضع زوج من اإللكترونات ( لتكوين رابطة أحادية) بين الذرة المركزية وكل ذرة من الذرات المحيطة‪.‬‬
‫يتم توزيع اإللكترونات المتبقية حول الذرات الطرفية‬
‫‪Cl Cl‬‬
‫‪Cl Cl‬‬
‫ارسم تركيب ( شكل) لويس ‪:‬‬
‫‪CH4‬‬
‫حساب عدد إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المشاركة في الصيغة‪.‬‬
‫‪1H‬‬
‫‪6C‬‬
‫‪1‬‬
‫‪2:4‬‬
‫‪( 1 × 4) + ( 4 × 1 ) = 8 e-‬‬
‫تحديد الذرة المركزية‬
‫ترتيب الذرات بحيث توضع الذرة المركزية في الوسط ‪ ،‬وتوزع باقي ذرات الجزيء في الفراغ حول الذرة المركزية‪.‬‬
‫وضع زوج من اإللكترونات ( لتكوين رابطة أحادية) بين الذرة المركزية وكل ذرة من الذرات المحيطة‪.‬‬
‫‪H‬‬
‫‪H C H‬‬
‫‪H‬‬
‫‪H‬‬
‫‪H‬‬
‫‪C‬‬
‫‪H‬‬
‫‪H‬‬
‫ارسم تركيب ( شكل) لويس ‪:‬‬
‫‪CCl4‬‬
‫حساب عدد إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المشاركة في الصيغة‪.‬‬
‫‪17Cl‬‬
‫‪6C‬‬
‫‪2:8:7‬‬
‫‪2:4‬‬
‫‪e-‬‬
‫تحديد الذرة المركزية‪ ،‬وهي غالبا الذرة األقل سالبية كهربائية‬
‫‪( 1 × 4) + ( 4 × 7 ) = 32‬‬
‫‪C‬‬
‫يتم ترتيب الذرات بحيث توضع الذرة المركزية في الوسط ‪ ،‬وتوزع باقي ذرات الجزيء في الفراغ حول الذرة المركزية‪.‬‬
‫‪Cl‬‬
‫‪Cl C Cl‬‬
‫‪Cl‬‬
‫وضع زوج من اإللكترونات ( لتكوين رابطة أحادية) بين الذرة المركزية وكل ذرة من الذرات المحيطة‬
‫‪Cl‬‬
‫‪Cl‬‬
‫‪Cl C Cl‬‬
‫‪Cl‬‬
‫‪Cl‬‬
‫‪Cl C‬‬
‫‪Cl‬‬
‫يتم توزيع اإللكترونات المتبقية حول الذرات الطرفية (عدا الهيدروجين ألنه يستقر بإلكترونين فقط) بحيث يصبح حول‬
‫كل ذرة منها ثمانية إلكترونات‪.‬‬
‫كيف يتم تكوين الروابط في جزيء غاز ثاني أكسيد الكربون ‪ ،CO2‬وفي أيون السيانيد ‪.CN-‬‬
‫‪ #‬عدد إلكترونات التكافؤ للذرات في جزيء ‪16 e- = ) 6 × 2 ( + ) 4 × 1 ( =CO2‬‬
‫‪ #‬الذرة المركزية هي ذرة الكربون‪ ،‬إذا ً يتم وضعها في المنتصف ‪ ،‬ويتم توزيع ذرتي األكسجين حولها‬
‫ووضع زوج من اإللكترونات بين ذرة الكربون‪ ،‬وكل من ذرتي األكسجين‪O : C : O .‬‬
‫‪ #‬باقي اإللكترونات ( ‪ )12 e-‬يتم توزيعها على شكل أزواج حول كل من ذرتي األكسجين‪.‬‬
‫‪O C O‬‬
‫‪ #‬يالحظ أن إلكترونات التكافؤ قد استهلكت جميعها‪ ،‬لكن الذرة المركزية لم تستقر‪ ،‬ولكي يتم ذلك (عدا في‬
‫الحاالت الخاصة) هناك عدة احتماالت ‪ ،‬إما أن يتم نقل زوج من اإللكترونات من على كل ذرة أكسجين لتكوين‬
‫رابطتين ثنائيتين بين ذرتي األكسجين وذرة الكربون ‪ ،‬أو بنقل زوجان من اإللكترونات من على أحد ذرتي‬
‫األكسجين لتكوين رابطة ثالثية بينها وبين الكربون ‪ ،‬وبالتالي يمكن أن نحصل على التراكيب التالية للجزيء‪:‬‬
‫‪O C O‬‬
‫‪O C O‬‬
‫وتسمى هذه الخاصية بظاهرة الرنين‬
‫‪O C O‬‬
‫‪O C O‬‬
‫‪O C O‬‬
‫‪O C O‬‬
‫‪+‬‬
‫‪+‬‬
‫وتسمى هذه الخاصية بظاهرة الرنين ‪،Resonance‬‬
‫وهي " خاصية وجود أكثر من تركيب محتمل من تراكيب لويس لنفس الجزيء أو األيون" ‪.‬‬
‫ويطلق على التراكيب المحتملة لنفس الجزيء أو األيون لفظ ”‬
‫التراكيب ( أو األشكال ) الرنينية ‪" Resonance structures or Resonance forms‬‬
‫ويتم وضع سهم برأسين بين التراكيب الرنينية المحتملة للجزيء أو األيون‪ .‬والتركيب الحقيقي للجزيء أو األيون ليس‬
‫أيا ً من هذه التراكيب المحتملة‪ ،‬بل هناك تركيب وسطي من بين هذه التراكيب يسمى " التركيب المهجن ‪Hybrid‬‬
‫‪."structure‬‬
‫ويتم تكوين الروابط في أيون السيانيد بنفس الطريقة السابقة ‪ ،‬لكن ال يوجد لهذا األيون سوى تركيب واحد‬
‫هو‪:‬‬
‫محتمل به رابطة واحدة ثالثية ‪- ،‬‬
‫‪[( 1 × 4) + ( 1 × 5 )] + 1 = 10 e‬‬‫‪C N‬‬
‫مثال ‪:5‬‬
‫ارسم تراكيب ( أشكال) لويس المحتملة أليون الكربونات ‪:CO32-‬‬
‫عدد اإللكترونات في مستويات التكافؤ للذرات = ( ‪24 e- = 2 + ) 6 × 3 ( + ) 4 × 1‬‬
‫نالحظ أنه يمكن كتابة ثالث تراكيب مختلفة كما يلي لكي تصل الذرة المركزية إلى حالة االستقرارالثماني‬
‫‪-‬‬
‫‪O‬‬
‫‪C‬‬
‫‪O‬‬
‫‪-‬‬
‫‪O‬‬
‫‪-‬‬
‫‪O‬‬
‫‪O‬‬
‫‪C‬‬
‫‪-‬‬
‫‪-‬‬
‫‪O‬‬
‫‪-‬‬
‫‪O‬‬
‫‪O‬‬
‫‪C‬‬
‫‪O‬‬
‫تراكيب تحتوي على أقل من ثمانية إلكترونات حول الذرة المركزية‪.‬‬
‫بعض عناصر الدورتين الثانية والثالثة مثل البريليوم ‪ ،Be‬والبورون ‪ ،B‬واأللمنيوم ‪Al‬تستطيع تكوين مركبات‬
‫تساهمية تحاط فيها الذرة المركزية بعدد أقل من ثمانية إلكترونات‪ ،‬وهذه المركبات تحدث لها عادة عملية بلمرة‬
‫عدد كبير‪( ،‬لهذا تعتبر حاالت خاصة كما سبق ‪ ،x‬حيث ‪ ((BeH2)x ، (AlH3)x‬تجمع) مكونة جزيئات معقدة مثل‬
‫ارسم تراكيب ( أشكال) لويس المحتملة لكل من هيدريد البريليوم ‪ ،‬كلوريد األلمنيوم‬
‫‪BeH2‬‬
‫‪AlCl‬‬
‫‪( 1 × 2) + ( 2 × 1 ) = 4 e-‬‬
‫‪H Be H‬‬
‫‪H Be H‬‬
‫‪Cl‬‬
‫‪( 1 × 3) + ( 3 × 7 ) = 24 e-‬‬
‫‪3‬‬
‫‪Cl‬‬
‫‪Al‬‬
‫‪Cl‬‬
‫‪Cl‬‬
‫‪Cl‬‬
‫‪Al‬‬
‫‪Cl‬‬
‫تراكيب تحتوي على أكثر من ثمانية إلكترونات حول الذرة المركزية‪.‬‬
‫فيما سبق أشرنا إلى أن ذرات عناصر الدورات الثالثة وما بعدها في الجدول الدوري يمكن أن يستقر مستواها‬
‫األخير بأكثر من ثمانية إلكترونات‪ ،‬ويعود ذلك إلى احتواء مستويات الطاقة الرئيسية فيها على تحت مستوي ‪،d‬‬
‫حيث يمكن أن تشارك أفالكه في تكوين الروابط ‪ ،‬وبذلك يمكن أن يحتوي مستوى التكافؤ لمثل هذه الذرات على‬
‫أكثر من ثمانية إلكترونات‪.‬‬
‫ارسم تركيب ( شكل) لويس لسادس فلوريد الكبريت ‪.SF6‬‬
‫عدد اإللكترونات في مستويات التكافؤ للذرات = ( ‪= ) 7 × 6 ( + ) 6 × 1‬‬
‫أي أن له تركيب واحد فقط وفيه ترتبط‬
‫الذرة المركزية مع الذرات المحيطة‬
‫بستة روابط تساهمية أحادية‬
‫‪F F‬‬
‫‪F‬‬
‫‪S‬‬
‫‪F‬‬
‫‪F‬‬
‫‪F‬‬
‫‪48 e-‬‬
‫‪F F‬‬
‫‪F‬‬
‫‪S‬‬
‫‪F‬‬
‫‪F‬‬
‫‪F‬‬
‫تمرين ‪:2‬‬
‫ارسم تراكيب ( أشكال) لويس المحتملة لكل من‪:‬‬
‫أ ‪ -‬أيون الكبريتات ‪SO42-‬‬
‫ت ‪ -‬ثالث فلوريد النيتروجين ‪NF3‬‬
‫ج ‪ -‬ثاني أكسيد الكبريت ‪SO2‬‬
‫د – ثاني كلوريد الكبريت ‪SCl2‬‬
‫ر‪ -‬كلوريد البريليوم ‪BeCl2‬‬
‫ب – أيون النيتريت ‪NO2-‬‬
‫ث‪ -‬رابع فلوريد الزينون ‪XeF4‬‬
‫ح – خامس فلوريد الفوسفور ‪PF5‬‬
‫ذ – األيون ‪I3-‬‬
‫ز‪ -‬ثالث فلوريد البورون ‪BF3‬‬
‫العالقة بين تركيب لويس والشحنة الصيغية ‪Formal Charge and LewisStructure‬‬
‫الشحنة التي توجد على الذرة وهي داخل الصيغة الكيميائية‪ ،‬تسمى‬
‫الشحنة الصيغية ‪ Formal charge‬وتعرف بأنها‬
‫" الفرق في الشحنة الكهربائية بين عدد إلكترونات التكافؤ للذرة وهي منفردة ‪ ،‬وعدد اإللكترونات المرتبط‬
‫بهذه الذرة وهي في تركيب لويس"‬
‫ويتم حساب الشحنة الصيغية ألي ذرة في أي تركيب من تراكيب لويس بالعالقة التالية‪:‬‬
‫عدد إلكترونات التكافؤ‬
‫الشحنة الصيغية للذرة =‬
‫للذرة وهي منفردة‬
‫عدد إلكترونات الحرة‬
‫حول الذرة في تركيب‬
‫لويس‬
‫نصف عدد اإللكترونات‬
‫‪ +‬في الروابط حول الذرة‬
‫في تركيب لويس‬
‫أي أنها تساوي الفرق بين عدد إلكترونات التكافؤ ألي ذرة وهي منفردة وبين عدد إلكترونات التكافؤ لنفس الذرة وهي‬
‫في تركيب لويس‪ ،‬وهو يساوي‪:‬‬
‫مجموع [ اإللكترونات غير المرتبطة (الحرة) حول الذرة ] ‪ [ ½ +‬عدد اإللكترونات الموجودة في جميع الروابط‬
‫حولها ] ‪.‬‬
‫وبمعلومية الشحنات الصيغية للذرات في تراكيب لويس المختلفة يمكننا تحديد التركيب األكثر ثباتا منها ‪.‬‬
‫مثال ‪:‬‬
‫احسب الشحنة الصيغية على كل ذرة في جزيء األوزون ‪.O3‬‬
‫‪ #‬عدد اإللكترونات في مستوى التكافؤ لذرات األكسجين في الجزيء = ( ‪18 e- = ) 6 × 3‬‬
‫‪+‬‬
‫‪O‬‬
‫‪O‬‬
‫‪O‬‬
‫‪6‬‬
‫‪6‬‬
‫‪6‬‬
‫عدد إلكترونات التكافؤ لكل ذرة منفردة‬
‫‪6‬‬
‫‪5‬‬
‫‪7‬‬
‫عدد اإللكترونات المرتبط بكل ذرة وهي في تركيب لويس‬
‫‪0‬‬
‫‪1+‬‬
‫‪1-‬‬
‫الشحنة الصيغية على كل ذرة في تركيب لويس ( الفرق)‬
‫‪O‬‬
‫‪+‬‬
‫‪O‬‬
‫‪-‬‬
‫‪O‬‬
‫عند حساب الشحنة الصيغية للذرات في تركيب لويس ‪ ،‬الحظ ما يلي‪:‬‬
‫‪ –1‬مجموع الشحنات الصيغية على جميع الذرات في الجزيء المتعادل = صفر‪.‬‬
‫‪ - 2‬مجموع الشحنات الصيغية على جميع الذرات في الكاتيون ( األيون الموجب) = شحنته الموجبة‬
‫‪ - 3‬مجموع الشحنات الصيغية على جميع الذرات في اآلنيون ( األيون السالب) = شحنته السالبة‬
‫العالقة بين الشحنة الصيغية وثبات المركب أو األيون‪:‬‬
‫أحيانا يوجد أكثر من تركيب محتمل من تراكيب لويس لنفس الجزيء أو األيون ‪ ،‬في هذه الحالة‬
‫يتم حساب الشحنة الصيغية لكل ذرة في التراكيب المحتملة‪ ،‬وإتباع ما يلي لتحديد التركيب األكثر ثباتا‪،‬‬
‫وهو التركيب المفضل‪.‬‬
‫‪ –1‬بالنسبة للجزيئات‪:‬‬
‫التركيب الذي ال توجد على ذراته شحنات صيغية ‪ ،‬يكون هو التركيب المفضل أي األكثر ثباتا عن‬
‫التركيب الذي توجد شحنات صيغية على ذراته‪.‬‬
‫‪ –2‬التركيب الذي تكون فيه قيم الشحنات الصيغية على ذراته أقل ‪ ،‬يكون هو التركيب المفضل أي‬
‫األكثر ثباتا عن التركيب الذي تكون قيم الشحنات الصيغية على ذراته أكبر‪ ،‬أي أن التركيب الذي تكون‬
‫الشحنات الصيغية على ذراته مثال ‪ ، 1- ، 1- ، 2+‬يكون أكثر ثباتا من التركيب الذي تكون فيه الشحنات‬
‫الصيغية مثال ‪.2- ، 2- ، 4+‬‬
‫‪ -3‬بالنسبة للتراكيب التي تحمل ذراتها نفس الشحنات الصيغية‪ ،‬فإن التركيب الذي توجد فيه‬
‫الشحنة الصيغية السالبة على الذرة األعلى سالبية كهربائية‪ ،‬يكون هو التركيب المفضل أي األكثر ثباتا‪.‬‬
‫مثال‪:‬‬
‫أيون الكبريتات ) ‪ (SO42-‬له تركيب لويس تكون فيه جميع الروابط أحادية‪ ،‬وعدة تراكيب تحتوي على روابط ثنائية‪.‬‬
‫المطلوب حساب الشحنة الصيغية على كل ذرة في الصيغتين التاليتين ‪ ،‬ثم حدد التركيب األكثر ثباتا منهما‬
‫‪2-‬‬
‫‪2-‬‬
‫‪O‬‬
‫‪O‬‬
‫‪O S O‬‬
‫‪O S O‬‬
‫‪O‬‬
‫‪O‬‬
‫الشحنة الصيغية على كل من‪:‬‬
‫‪S = 6 – ( 0 + ( ½ × 12 ) = 0‬‬
‫‪) = 6 – ( 6 + ( ½ × 2 ) = -1‬برابطة أحادية ( ‪O‬‬
‫‪) = 6 – ( 4 + ( ½ × 4 ) = 0‬برابطة ثنائية( ‪O‬‬
‫محصلة الشحنات على األيون =‬
‫‪[ ( 2 x –1 ) + 0 + 0 = -2‬‬
‫‪2-‬‬
‫‪-‬‬
‫الشحنة الصيغية على كل من‪:‬‬
‫‪S=6–(0+(½×8)=+2‬‬
‫‪O=6–(6+(½×2)=-1‬‬
‫محصلة الشحنات على األيون =‬
‫‪[ ( 4 × –1 ) + ( 1 × +2 ) + 0 = -2‬‬
‫‪2-‬‬
‫‪-‬‬
‫‪O‬‬
‫‪O S O‬‬
‫‪-‬‬
‫‪O‬‬
‫‪-‬‬
‫‪O‬‬
‫‪2+‬‬
‫‪-‬‬
‫‪O S O‬‬
‫‪-‬‬
‫‪O‬‬
‫والختيار أنسب تركيب يمكن أن يصف الروابط سوف نجد أن التركيب الذي يحتوي على روابط ثنائية‪ ،‬هو‬
‫التركيب األحسن ألن الشحنة الصيغية (‪ )The formal charge‬على كل من ذرة الكبريت وذرتي األكسجين‬
‫المرتبطتين بروابط ثنائية تساوي صفر‪ ،‬وتوجد الشحنة السالبة علي ذرتي األكسجين المرتبطتين بروابط أحادية‪،‬‬
‫وهي الذرة األعلى سالبية ‪ ،‬وهذه الشروط تتفق والشروط السابقة الخاصة بتحديد التركيب المفضل أي األكثر ثباتا‬
‫تمرين ‪:3‬‬
‫احسب الشحنة الصيغية على كل ذرة فيما يلي‪ ،‬وحدد التركيب األكثر ثبات‪ ،‬إذا كانت هناك تراكيب محتملة لكل‬
‫ب‪ -‬أيون النيتريت ‪NO2-‬‬
‫أ‪ -‬أيون الكربونات ‪CO32-‬‬
‫منها‪.‬‬
‫د‪ -‬أيون الفوسفات ‪PO42-‬‬
‫ج – كلوريد األلمنيوم ‪AlCl3‬‬
‫األشكال الهندسية للمركبات التساهمية ( ترتيب ذرات الجزيء في الفراغ ( األشكال ثالثية األبعاد))‬
‫في الجزء السابق تعرفنا على تراكيب لويس وكيفية استخدام إلكترونات التكافؤ في تكوين الروابط‬
‫التساهمية مع الذرة المركزية‪ ،‬وفي هذا الجزء سوف نتعرف على الطريقة التي تترتب بها الذرات في‬
‫الفراغ لتعطي الشكل الهندسي ( الشكل الفراغي ثالثي األبعاد) للجزيء أو األيون عديد الذرة‪ .‬ويعود‬
‫السبب في االهتمام بضرورة التنبؤ بالشكل الهندسي إلى أن الخواص الفيزيائية والكيميائية للمواد ‪ ،‬مثل‬
‫درجة الغليان ‪ ،‬درجة التجمد ‪ ،‬القطبية ‪ ،‬تفاعالتها تعتمد على طريقة ترتيب ذراتها في الفراغ‪.‬‬
‫و لتحديد الشكل الهندسي سوف نتبع نظرية أو نموذج بسيط يسمى‬
‫" نظرية ( أو نموذج) تنافر أزواج إلكترونات مستوى التكافؤ”‬
‫‪Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) theory or model‬‬
‫وحسب هذه النظرية (النموذج) فإن " أزواج اإللكترونات (المجموعات اإللكترونية) في مستوى التكافؤ‬
‫للذرة المركزية توزع نفسها في الفراغ بحيث تكون المسافة بينها أبعد ما يمكن حتى يكون التنافر بينها‬
‫أقل ما يمكن" وبالتالي يكون الجزيء أو األيون أكثر ثباتا ً واستقرارا ً‪.‬‬
‫وتنقسم أزواج اإللكترونات (المجموعات اإللكترونية) حول الذرة المركزية إلى نوعين‪ ،‬هما‪:‬‬
‫‪ - 1‬أزواج اإللكترونات الحرة (المجموعات اإللكترونية الحرة) ‪ Lone pairs‬والمقصود بها "‬
‫أزواج اإللكترونات غير المرتبطة بروابط كيميائية"‪.‬‬
‫‪ - 2‬أزواج اإللكترونات المرتبطة (المجموعات اإللكترونية المرتبطة) ‪ Bonding pairs‬والمقصود‬
‫بها "اإللكترونات الموجودة في الروابط بين الذرة المركزية و الذرات المحيطة ( أو المرتبطات‬
‫‪ ، " ) Ligands‬وفي هذه الحالة تعتبر إلكترونات أي رابطة سواء كانت أحادية ‪ ،‬أو ثنائية أو ثالثية‬
‫كمجموعة واحدة وتُعامل على أنها زوج واحد مرتبط ‪ ،‬وفيما يلي أمثلة على كيفية تحديد عدد‬
‫المجموعات اإللكترونية حول الذرة المركزية‪.‬‬
‫‪ #‬في جزيء الفلور ‪ F2‬مثال ‪ ،‬يحيط بكل ذرة فلور زوج (مجموعة) من اإللكترونات المرتبطة‪ ،‬وثالث‬
‫أزواج (مجموعات) من اإللكترونات الحرة‪.‬‬
‫ثالث أزواج حرة‬
‫‪F‬‬
‫‪F‬‬
‫ثالث أزواج حرة‬
‫زوج مرتبط‬
‫‪ #‬وفي جزيء الماء يحيط بكل ذرة أكسجين زوجان (مجموعتان) من اإللكترونات المرتبطة ‪ ،‬وزوجان (مجموعتان)‬
‫من اإللكترونات الحرة‪ ،‬بينما في جزيء ثاني أكسيد الكربون يحيط بكل ذرة كربون زوجان (مجموعتان) من‬
‫اإللكترونات المرتبطة فقط‪.‬‬
‫‪H O H‬‬
‫‪O C O‬‬
‫وسوف نهتم بدراسة األشكال الهندسية للجزيئات أو األيونات التي تحتوي على نوعين فقط من العناصر (‬
‫‪ )B ،A‬والتي لها الصيغة العامة ‪، ABxEy‬‬
‫حيث ‪ A‬الذرة المركزية‪،‬‬
‫‪ Bx‬الذرات المحيطة ( وتسمى أيضا المرتبطات ‪ x ،)Ligands‬عدد صحيح يتراوح من ‪ 2‬إلى ‪Ey ،6‬‬
‫أزواج اإللكترونات الحرة حول الذرة المركزية فقط‪y ،‬عدد صحيح يبدأ من ‪ ، .... 2 ، 1‬ومجموع ( ‪+ x‬‬
‫‪ ) y‬يساوي المجموع الكلى ( ألزواج اإللكترونات الحرة والمرتبطة) والمحيطة بالذرة المركزية‪.‬‬
‫ويالحظ أن األشكال الهندسية (الفراغية) للجزيئات أو األيونات المكونة من ذرتين فقط يكون لها دائما‬
‫شكل خطي‪ ،‬لهذا سوف نهتم بالتنبؤ باألشكال التي مجموع ( ‪ ) y + x‬فيها من ‪ 2‬إلى ‪.6‬‬
‫‪ABxEy‬‬
‫أزواج اإللكترونات‬
‫الحرة‬
‫الذرات المحيطة‬
‫المرتبطات‬
‫‪OH2E2‬‬
‫الذرة المركزية‬
‫‪H O H‬‬
‫أوال ‪ :‬طريقة ترتيب المجموعات اإللكترونية الحرة حول الذرة المركزية‪:‬‬
‫افترضت " نظرية ( أو نموذج) تنافر أزواج إلكترونات مستوى التكافؤ )‪ ، "(VSEPR‬أن أزواج(‬
‫مجموعات) اإللكترونات توزع نفسها دائما حول الذرة المركزية بحيث يكون التنافر بينها أقل ما يمكن‪،‬‬
‫وبالتالي يكون ثباتها أكبر ما يمكن‪ ،‬ويمكن أن يتم ذلك من خالل خمسة طرق أساسية مبينة‬
‫عدد أزواج ( مجموعات )‬
‫اإللكترونات حول الذرة المركزية‬
‫واسم الترتيب الفراغي لها‬
‫‪2‬‬
‫خطي ‪Linear‬‬
‫‪3‬‬
‫الترتيب الفراغي ألزواج اإللكترونات حول الذرة المركزية‬
‫‪A‬‬
‫الزوايا بين كل مجموعتين من‬
‫اإللكترونات‬
‫‪180 º‬‬
‫مثلث مستو‬
‫‪Trigonal‬‬
‫‪planar‬‬
‫‪A‬‬
‫‪120 º‬‬
‫‪4‬‬
‫رباعي السطوح‬
‫‪Tetrahedral‬‬
‫‪A‬‬
‫‪109.5 º‬‬
‫‪5‬‬
‫ثنائي الهرمية المثلثي‬
‫‪Triogonal‬‬
‫‪ipyramidal‬‬
‫‪6‬‬
‫ثماني السطوح‬
‫‪Octahedral‬‬
‫‪A‬‬
‫‪A‬‬
‫‪120 º , 90 º‬‬
‫‪90 º‬‬
‫ثانيا‪ :‬استخدام نظرية تنافر أزواج إلكترونات مستوى التكافؤ)‪ (VSEPR‬للتنبؤ بالشكل‬
‫الهندسي (الفراغي) (‪ )The molecular structure‬للجزيئات أو األيونات عديدة الذرة‪:‬‬
‫للتنبؤ بالشكل الهندسي للجزيء أو األيون عديد الذرة نتبع الخطوات التالية‪:‬‬
‫‪ –1‬نرسم تركيب لويس للجزيء أو األيون‪.‬‬
‫‪ –2‬نحسب عدد الذرات المحيطة بالذرة المركزية ( ‪.)Bx‬‬
‫‪ –3‬نحسب عدد أزواج ( مجموعات) اإللكترونات الحرة ( ‪.)Ey‬‬
‫‪ –4‬نكتب الصيغة العامة للجزيء أو األيون ( ‪.) ABxEy‬‬
‫‪ -5‬نحدد الشكل الهندسي للجزيء أو األيون حسب ما هو موضح فيما يلي‪.‬‬
‫‪ ##‬وحسب نظرية )‪ ، (VSEPR‬فإنه عند تحديد الشكل الهندسي للجزيء أو األيون الذي له أكثر من‬
‫تركيب من تراكيب لويس ( له أشكال رنينية متعددة )‪ ،‬فإننا سوف نستخدم أي تركيب منهم لتحديد الشكل‬
‫الهندسي له‪.‬‬
‫أ‪ -‬األشكال الهندسية للجزيئات التي ال تحتوي على أزواج من اإللكترونات الحرة حول الذرة المركزية‪:‬‬
‫الجزيئات أو األيونات التي ال تحتوي على أزواج من اإللكترونات الحرة والتي لها الصيغة العامة ‪ABx‬‬
‫‪ ،‬حيث ‪x‬من ‪ 2‬إلى ‪ 6‬ذرات‪ ،‬يكون لها نفس األشكال الهندسية ( الفراغية) األساسية الخمسة التي تم‬
‫بها توزيع أزواج ( مجموعات) اإللكترونات حول الذرة المركزية حسب نظرية ‪(VSEPR‬‬
‫‪ -1‬الجزيئات أو األيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بزوجان ( مجموعتان) من اإللكترونات‪:‬‬
‫الترتيب الهندسي ( الفراغي)‬
‫الصيغة العامة وأمثلة لها‬
‫‪AB2‬‬
‫‪CO2 , BeCl2‬‬
‫‪BeH2‬‬
‫األزواج‬
‫الحرة ‪Ey‬‬
‫المرتبطات ‪Bx‬‬
‫‪0‬‬
‫‪B A B‬‬
‫‪2‬‬
‫الزاوية ‪/ BAB‬‬
‫الشكل الهندسي‬
‫‪180 ‬‬
‫خطي ‪Linear‬‬
‫‪ -2‬الجزيئات أو األيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بثالثة أزواج ( مجموعات) من اإللكترونات‪:‬‬
‫الترتيب الهندسي ( الفراغي)‬
‫الصيغة العامة وأمثلة لها‬
‫األزواج‬
‫الحرة ‪Ey‬‬
‫المرتبطات ‪Bx‬‬
‫‪B‬‬
‫‪AB3 , BF3,‬‬
‫‪AlCl3 , AlI3‬‬
‫‪0‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪3‬‬
‫الزاوية ‪/ BAB‬‬
‫الشكل الهندسي‬
‫‪120 ‬‬
‫مثلث مستو‬
‫‪Trigonal‬‬
‫‪planar‬‬
‫‪ -3‬الجزيئات أو األيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بأربعة أزواج ( مجموعات) من اإللكترونات‪:‬‬
‫الترتيب الهندسي ( الفراغي)‬
‫الصيغة العامة وأمثلة لها‬
‫األزواج‬
‫الحرة ‪Ey‬‬
‫المرتبطات ‪Bx‬‬
‫‪B‬‬
‫‪AB4‬‬
‫‪CH4 , CCl4‬‬
‫‪NH4+ , AlCl4-‬‬
‫‪B‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪0‬‬
‫‪4‬‬
‫الزاوية ‪/ BAB‬‬
‫الشكل الهندسي‬
‫‪109.5 ‬‬
‫رباعي السطوح‬
‫( األوجه)‬
‫‪Tetrahedral‬‬
‫‪ -4‬الجزيئات أو األيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بخمسة أزواج ( مجموعات) من اإللكترونات‪:‬‬
‫الترتيب الهندسي ( الفراغي)‬
‫الصيغة العامة وأمثلة لها‬
‫‪AB5‬‬
‫‪PCl5 , PBr5‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫األزواج‬
‫الحرة ‪Ey‬‬
‫المرتبطات‬
‫‪Bx‬‬
‫الزاوية ‪/ BAB‬‬
‫الشكل الهندسي‬
‫‪120 , 90 ‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪A‬‬
‫‪0‬‬
‫‪5‬‬
‫‪B‬‬
‫ثنائي الهرمية المثلثي‬
‫‪Trigonal‬‬
‫‪bipyramidal‬‬
‫‪ -5‬الجزيئات أو األيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بستة أزواج ( مجموعات) من اإللكترونات‪:‬‬
‫الترتيب الهندسي ( الفراغي)‬
‫الصيغة العامة وأمثلة لها‬
‫‪AB6‬‬
‫‪SF6‬‬
‫األزواج‬
‫الحرة ‪Ey‬‬
‫المرتبطات‬
‫‪Bx‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪0‬‬
‫‪6‬‬
‫الزاوية ‪/ BAB‬‬
‫الشكل الهندسي‬
‫‪90 ‬‬
‫ثماني السطوح‬
‫‪Octahedral‬‬
‫ب‪ -‬األشكال الهندسية للجزيئات التي تحتوي على أزواج من اإللكترونات الحرة حول الذرة المركزية‪:‬‬
‫األشكال الهندسية (الفراغية) للجزيئات أو األيونات التي تحتوي على أزواج من اإللكترونات الحرة‪ ،‬تختلف‬
‫عن األشكال الهندسية للجزيئات أو األيونات التي تحتوي على نفس العدد من أزواج (مجموعات) اإللكترونات‬
‫المرتبطة ( األشكال األساسية الخمسة) ‪،‬‬
‫والسبب في ذلك يعود إلى أن الجسيمات المادية (أي ذرات ‪ A‬أو ‪ )B‬فقط هي التي سوف تظهر في الشكل المجسم‬
‫أي في الشكل الهندسي للجزيء أو األيون‪ ،‬أما أزواج اإللكترونات الحرة (‪ ، )E‬فإنها سوف تشغل حيزا من الفراغ‬
‫عند أركان الشكل الهندسي (حسب عدد األزواج الموجود منها في الصيغة العامة)‪ ،‬وسوف يكون لها مجال مؤثر‬
‫بسبب التنافر بينها وبين األزواج اإللكترونية األخرى في الجزيء أو األيون لكنها لن تظهر في الشكل الهندسي‪،‬‬
‫ولهذا فإن الجزيئات أو األيونات التي تحتوي على أزواج من اإللكترونات الحرة (‪ )E‬سوف يكون لها أشكال مشتقة‬
‫من األشكال الخمسة األساسية السابقة‪.‬‬
‫وفي هذه األشكال المشتقة سوف يكون هناك ثالث أنواع من قوى التنافر بين أزواج اإللكترونات المحيطة بالذرة‬
‫المركزية وهي‪ ،‬التنافر بين ( أزواج اإللكترونات الحرة مع بعضها البعض) ‪ ( ،‬أزواج اإللكترونات الحرة ‪ ،‬وأزواج‬
‫اإللكترونات المرتبطة) ‪ ( ،‬أزواج اإللكترونات المرتبطة مع بعضها البعض) ‪ ،‬وحسب نظرية )‪ (VSEPR‬فإن قوى‬
‫التنافر بين هذه األزواج تتدرج كما يلي‬
‫بين األزواج الحرة مع بعضها البعض < بين األزواج الحرة واألزواج المرتبطة <‬
‫بين األزواج المرتبطة مع بعضها البعض‬
‫ولقد وجد بالتجربة العملية أن كل زوج من اإللكترونات الحرة ( ‪ )Lone pair‬سوف يؤدي إلى تقليل‬
‫الزاوية ‪ BAB‬بحوالي ( ‪ ) 2.5 º‬عن تلك الموجودة في الشكل األساسي ‪ ،‬ألن هذه اإللكترونات تكون‬
‫واقعة تحت تأثير قوة جذب نواة الذرة المركزية فقط‪ ،‬أما أزواج اإللكترونات المرتبطة فهي واقعة تحت‬
‫تأثير قوة جذب نواتي الذرتين الموجودتين حول الرابطة‪.‬‬
‫ الجزيئات أو األيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بثالثة أزواج ( مجموعات) من اإللكترونات‪:‬‬‫الترتيب الهندسي ( الفراغي)‬
‫الصيغة العامة وأمثلة لها‬
‫األزواج‬
‫الحرة ‪Ey‬‬
‫المرتبطات ‪Bx‬‬
‫‪3‬‬
‫‪120 ‬‬
‫مثلث مستو‬
‫‪Trigonal‬‬
‫‪planar‬‬
‫‪2‬‬
‫حوالي ‪117.5 ‬‬
‫منحني ‪Bent‬‬
‫أو غير خطي‬
‫‪non linear‬‬
‫أو‬
‫شكل حرف‪V‬‬
‫‪V-shaped‬‬
‫‪B‬‬
‫‪AB3 , BF3,‬‬
‫‪AlCl3 , AlI3‬‬
‫‪0‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪AB2E‬‬
‫‪NO2-, O3, SO2‬‬
‫‪1‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫الزاوية ‪/ BAB‬‬
‫الشكل الهندسي‬
‫ الجزيئات أو األيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بأربعة أزواج ( مجموعات) من اإللكترونات‪:‬‬‫الترتيب الهندسي ( الفراغي)‬
‫الصيغة العامة وأمثلة لها‬
‫‪B‬‬
‫‪AB4‬‬
‫‪CH4 , CCl4‬‬
‫‪NH4+ , AlCl4-‬‬
‫‪AB3E, NH3,‬‬
‫‪PH3, AsH3‬‬
‫‪AB2E2 , H2O,‬‬
‫‪OF2, H2S‬‬
‫األزواج‬
‫الحرة ‪Ey‬‬
‫المرتبطات ‪Bx‬‬
‫‪B‬‬
‫‪0‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪4‬‬
‫‪B‬‬
‫‪1‬‬
‫‪A‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪2‬‬
‫‪109.5 ‬‬
‫رباعي السطوح‬
‫( األوجه)‬
‫‪Tetrahedral‬‬
‫‪3‬‬
‫‪107 ‬‬
‫هرم مثلث‬
‫القاعدة‬
‫‪Trigonal‬‬
‫‪pyramidal‬‬
‫‪2‬‬
‫‪104.5 ‬‬
‫منحني ‪Bent‬‬
‫أو غير خطي‬
‫‪non linear‬‬
‫أو‬
‫شكل حرف‪V‬‬
‫‪V-shaped‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫الزاوية ‪/ BAB‬‬
‫الشكل الهندسي‬
‫‪ -4‬الجزيئات أو األيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بخمسة أزواج ( مجموعات) من اإللكترونات‪:‬‬
‫الترتيب الهندسي ( الفراغي)‬
‫الصيغة العامة وأمثلة لها‬
‫‪AB5‬‬
‫‪PCl5 , PBr5‬‬
‫‪AB4E‬‬
‫‪SF4‬‬
‫‪AB3E2‬‬
‫‪ClF3‬‬
‫‪AB2E3‬‬
‫‪XeF2, I3-‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪0‬‬
‫‪5‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫األزواج‬
‫الحرة ‪Ey‬‬
‫المرتبطات ‪Bx‬‬
‫‪A‬‬
‫‪1‬‬
‫‪4‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪A‬‬
‫‪2‬‬
‫‪3‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪3‬‬
‫‪2‬‬
‫الزاوية ‪/ BAB‬‬
‫الشكل الهندسي‬
‫‪120 , 90 ‬‬
‫ثنائي الهرمية‬
‫المثلثي‬
‫‪Trigonal‬‬
‫‪bipyramidal‬‬
‫رباعي السطوح‬
‫مشوه‬
‫‪Distorted‬‬
‫‪tetrahedral‬‬
‫‪180 , 90 ‬‬
‫شكل حرف ‪T‬‬
‫‪T-shaped‬‬
‫‪180 ‬‬
‫خطي‬
‫‪Linear‬‬
‫‪ -5‬الجزيئات أو األيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بستة أزواج ( مجموعات) من اإللكترونات‪:‬‬
‫الترتيب الهندسي ( الفراغي)‬
‫الصيغة العامة وأمثلة لها‬
‫األزواج‬
‫الحرة ‪Ey‬‬
‫المرتبطات‬
‫‪Bx‬‬
‫‪B‬‬
‫‪AB6‬‬
‫‪SF6‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪A‬‬
‫‪0‬‬
‫‪6‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪AB5E‬‬
‫‪BrF5,‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪1‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪..‬‬
‫‪5‬‬
‫‪B‬‬
‫الزاوية ‪/ BAB‬‬
‫الشكل الهندسي‬
‫‪90 ‬‬
‫ثماني السطوح‬
‫‪Octahedral‬‬
‫هرم مربع القاعدة‬
‫‪Square‬‬
‫‪pyramidal‬‬
‫‪..‬‬
‫‪B‬‬
‫‪B‬‬
‫‪AB4E2‬‬
‫‪XeF4‬‬
‫‪A‬‬
‫‪B‬‬
‫‪..‬‬
‫‪B‬‬
‫‪2‬‬
‫‪4‬‬
‫‪90 ‬‬
‫مربع مستو‬
‫‪Square planar‬‬
‫العالقة بين الشكل الهندسي للجزيء أو األيون والخواص القطبية‪:‬‬
‫من المعلوم أن الرابطة التساهمية الموجودة بين ذرتين من نفس العنصر مثل ‪N2 , O2 ,‬‬
‫‪H2‬غير قطبية ألن إلكترونات الرابطة تكون موزعة بالتساوي في المسافة بين نواتي ذرتين لهما نفس‬
‫السالبية الكهربائية ‪ .‬لكن الرابطة التساهمية في الجزيء المكون من ذرتين مختلفتين تكون قطبية ألن‬
‫إلكترونات الرابطة ال تكون موزعة بالتساوي بين نواتي الذرتين ‪ ،‬حيث ت ُ َزاحْ بدرجة أكبر نحو الذرة‬
‫األعلى سالبية كهربائية مما يؤدي إلى ظهور شحنة جزئية سالبة ( ‪ -δ‬تسمى دلتا) عليها ‪ ،‬وفي نفس‬
‫الوقت تظهر شحنة جزئية موجبة ( ‪ )+δ‬على الذرة األقل سالبية‪.‬‬
‫وتقاس قطبية (‪ )Polarity‬الرابطة بقياس عزم االزدواج ( ‪ )Dipole moment () µ‬لها‪ ،‬وهو "‬
‫يساوي حاصل ضرب الشحنة ( ‪ )Q‬في المسافة بين الشحنتين ( ‪ ،)µ = Q × r( ")r‬ويتم تحديد‬
‫قطبية الجزيئات ثنائية العنصر على أساس قيمة عزم اإلزدواج للرابطة‪ ،‬فإذا كانت قيمتها‪:‬‬
‫‪ #‬تساوي صفر كما في جزيئات ‪ ،N2, O2, H2‬يعتبر الجزيء غير قطبي‪.‬‬
‫‪ #‬أكبر من الصفر كما في ‪ ، HCl ، HF‬يعتبر الجزيء قطبي‪.‬‬
‫ويتم التعبير عن قطبية الرابطة إما بوضع سهم يتجه رأسه نحو الذرة األعلى سالبية ‪ ،‬أو بوضع الشحنات‬
‫الجزئية على الذرات كما في األمثلة التالية‪.‬‬
‫جزيئات قطبية‬
‫جزيء غير قطبي‬
‫‪H-H‬‬
‫‪+δ -δ‬‬
‫‪H-F‬‬
‫‪H-F‬‬
‫‪+δ -δ‬‬
‫‪H - Cl‬‬
‫‪H - Cl‬‬
‫أما بالنسبة للجزيئات أو األيونات عديد الذرة ‪ ،‬فإن وجود أو عدم وجود عزم إزدواج لها يتم تحديده بناء على كل من‬
‫قطبية الروابط والشكل الهندسي للجزيء ‪ ،‬كما يلي‪:‬‬
‫‪ - 1‬بعض الجزيئات أو األيونات لديها روابط قطبية‪ ،‬لكن ليس لديها عزم إزدواج (ألن محصلة عزوم اإلزدواج للروابط‬
‫في الجزيء تساوي صفر)‪ ،‬ويتم ذلك عندما تترتب الروابط القطبية بطريقة معينة بحيث تلغي كل منها تأثير اآلخر‪.‬‬
‫وبالتالي تعتبر مثل هذه الجزيئات غير قطبية بالرغم من أن الروابط نفسها قطبية‪ .‬مثال على ذلك جزيء غاز ‪CO2‬حيث‬
‫يعتبر جزيء غير قطبي ‪ ،‬بالرغم من قطبية الرابطة ‪ C = O‬ألن التركيب الهندسي له خطي بزاوية قدرها ‪،180 º‬‬
‫وبالتالي فإن محصلة عزوم اإلزدواج للرابطتين تساوي صفر ألنهما تقعان على نفس الخط كما يلي‪:‬‬
‫‪O=C=O‬‬
‫وعموما فإن جميع المركبات ثنائية العنصر‪ ،‬والتي لها الصيغ العامة ‪ ، AB6 , AB5 , AB4 , AB3 , AB2‬ولها‬
‫األشكال الهندسية األساسية الخمسة‪ ،‬حيث ‪ B‬تمثل ذرات لنفس العنصر في نفس الجزيء ‪ ،‬تكون فيها الروابط‬
‫‪ A – B‬قطبية لكن محصلة عزوم اإلزدواج لها تساوي صفر‪ ،‬وبالتالي تعتبر جزيئات غير قطبية‪.‬‬
‫‪ – 2‬الجزيئات أو األيونات التي لها نفس الصيغ العامة السابقة‪ ،‬والتي تكون فيها ‪ B‬من أكثر من نوع من‬
‫العناصر‪ ،‬فإنها غالبا ما تكون قطبية ويعتمد ذلك على محصلة عزوم اإلزدوج للروابط‪ .‬فمثال الجزيئات‬
‫‪ ،CHCl3 ،CH2Cl2، CH3Cl‬تكون فيها الروابط قطبية ومحصلة عزوم اإلزواج لها ال تساوي صفر‪،‬‬
‫لهذا فهي مركبات قطبية‪.‬‬
‫‪ -3‬الجزيئات أو األيونات التي تحتوي على أزواج حرة من اإللكترونات أي التي لها الصيغة العامة‬
‫‪ABxEy‬حيث ‪ B‬تمثل ذرات لنفس العنصر في نفس الجزيء غالبا ما تكون قطبية ألن محصلة عزوم‬
‫اإلزدواج للروابط فيها ال تساوي صفراً‪ ،‬فيما عدا المركبات التي لها الصيغتين ‪ AB4E2 ، AB2E3‬فهي‬
‫مركبات غير قطبية ألن محصلة عزوم اإلزدواج للروابط فيها يساوي صفر ( راجع األشكال الهندسية لمثل‬
‫هذه المركبات)‪.‬‬
‫مثال ‪:‬أكتب تركيب لويس لجزيء األمونيا(‪ ،)NH3‬موضحا الترتيب الفراغي ألزواج اإللكترونات حول‬
‫الذرة المركزية‪ ،‬وتنبأ بالشكل الهندسي للجزيء مع رسم أسهم تدل على قطبية الروابط ‪ ،‬موضحا هل‬
‫الجزيء قطبي أم ال‪ ،‬ولماذا‪ .‬مع ذكر قيمة الزاوية ‪.HNH‬‬
‫‪ ##‬مجموع اإللكترونات في مستويات التكافؤ للذرات = ( ‪8 e- = ) 5 × 1 ( + ) 1 × 3‬‬
‫مثال ‪:‬أكتب تركيب لويس لجزيء رابع فلوريد الزينون (‪ ،)XeF4‬موضحا الترتيب الفراغي ألزواج‬
‫اإللكترونات حول الذرة المركزية‪ ،‬وتنبأ بالشكل الهندسي للجزيء ‪ ،‬موضحا هل الجزيء قطبي أم ال‪،‬‬
‫ولماذا‪ ،‬مع ذكر قيمة الزاوية ‪.FXeF‬‬
‫‪ ##‬مجموع اإللكترونات في مستويات التكافؤ للذرات = ( ‪36 e- = ) 8 × 1 ( + ) 7 × 4‬‬
‫تركيب لويس‬
‫‪..F . .‬‬
‫‪F :. ...Xe :F‬‬
‫‪F‬‬
‫بما أنه حسب تركيب لويس يوجد ‪ 6‬أزواج ( مجموعات) ( ‪ 4‬أزواج مرتبطة ‪ 2 +‬زوج حر) من‬
‫اإللكترونات حول الذرة المركزية‪ ،‬إذا ً حسب نظرية (‪ )VSEPR‬تترتب أزواج اإللكترونات حول الذرة‬
‫المركزية في شكل ثماني السطوح‪.‬‬
‫ولكن بسبب وجود ‪ 2‬زوج حر من اإللكترونات‪ ،‬فإن الشكل الهندسي للجزيء مربع مستو‬
‫وحيث أن الذرات المرتبطة األربعة ( ‪ ) F‬تقع في نفس المستوى‪ ،‬إذا ً محصلة‬
‫عزوم اإلزدواج للمركب تساوي صفرا ً ‪ ،‬وبالتالي فإن الجزيء غير قطبي‪ ،‬والزاوية‬
‫‪ FXeF‬تساوي ‪90 º‬‬
‫تمرين ‪:‬‬
‫أكتب تراكيب لويس للجزيئات واأليونات التالية‪ ،‬ثم استعن بنظرية (‪ )VSEPR‬في التنبؤ بالشكل‬
‫الهندسي لكل منها ثم حدد ما إذا كان الناتج قطبيا أم ال موضحا إجابتك بوضع متجه يمثل القطبية على كل‬
‫رابطة في كل شكل منها‪.‬‬
‫د‪BF3 -‬‬
‫ج‪AlCl4- -‬‬
‫ب‪OF2 -‬‬
‫أ – ‪PH3‬‬
‫ص‪BeCl2 -‬‬
‫س‪NF3 -‬‬
‫ز‪CHF3 -‬‬
‫ر‪CH3Cl -‬‬
‫ذ‪CH2Cl2 -‬‬
‫ف‪AsH3 -‬‬
‫غ‪PCl5 -‬‬
‫ع‪BCl3 -‬‬
‫ل‪AlCl63- -‬‬
‫ك‪SeCl4 -‬‬
‫ك‪C2H4 -‬‬
‫ق‪AlCl4- -‬‬
‫أ‬
‫نظرية الرابطة التساهمية وتهجين الفالك‬
‫‪Valence bond theory and hybridization of atomic orbitals‬‬
‫تعتبر نظرية ( نموذج) تنافر أزواج إلكترونات مستوى التكافؤ (‪ )VSEPR‬والتي تعتمد‬
‫على نموذج تراكيب لويس من النظريات ( النماذج) البسيطة التي يمكن االستعانة بها في تحديد الشكل‬
‫الهندسي للجزيء أو األيون بسهولة‪ ،‬لكن كال النموذجين لم يستطيعا تفسير الطريقة التي تتكون بها‬
‫الروابط الكيميائية ولماذا تتكون الروابط‪.‬‬
‫لهذا وضعت بعض النظريات التي تفسر طريقة تكوين الروابط ‪ ،‬منها " نظرية الرابطة‬
‫التساهمية " وحسب هذه النظرية فإنه عندما توجد الذرة في حالة منفصلة (‪ ، )... O ، H‬فإن‬
‫إلكتروناتها تشغل أفالكا خاصة لها أشكال محددة تعرف باألفالك الذرية ( ‪،)Atomic orbitals‬‬
‫فمثال تحت المستوى ‪ s‬يحتوي على فلك ذري واحد يشغل حيزا كروي الشكل حول النواة‪ ،‬بينما‬
‫يحتوي تحت المستوي ‪ p‬على ثالثة أفالك ذرية يتكون كل منها من فصين وتتعامد األفالك الثالث‬
‫الموجودة في نفس تحت المستوى على بعضها البعض حول النواة ويرمز لها بالرموز‬
‫‪ ،Pz ،Py ،Px‬كما في الشكل‪.‬‬
‫وتفترض هذه النظرية أنه عندما توجد الذرات في صورة منفصلة‪ ،‬فإن طاقة وضعهما تكون كبيرة وتختلف‬
‫قيمتها على حسب المسافة بينها‪ ،‬وعندما تقترب أي ذرتين من بعضهما البعض لتكوين رابطة بينهما يحدث‬
‫تجاذب بين إلكترونات كل ذرة مع نواة الذرة األخرى‪ ،‬وفي نفس الوقت يحدث تنافر بين إلكترونات الذرتين‬
‫مع بعضهما البعض‪ ،‬وكذلك بين أنويتهما الموجبة‪ ،‬ولكن في البداية تكون قوة التجاذب أكبر من قوة التنافر‬
‫مما يؤدي إلى اقتراب أفالك الذرتين وتداخلهما (‪ )Overlap‬معاً‪ ،‬ويستمر هذا التداخل إلى أن نصل إلى‬
‫نقطة تتساوى عندها محصلة التجاذب مع‬
‫التنافر وعندها تكون طاقة الوضع أقل ما يمكن فيتوقف التداخل‪ ،‬وفي هذه الحالة فإن المنطقة المشتركة‬
‫بين الذرتين ( منطقة التداخل أو االتحاد) تمثل الرابطة بينهما‪ ،‬كما أن المسافة بين نواتي الذرتين تمثل‬
‫طول الرابطة بينهما‪.‬‬
‫كما أن هذه النظرية تفترض أن تداخل األفالك لتكوين الرابطة التساهمية ال يحدث إال بين األفالك التي‬
‫تحتوي على إلكترونات مفردة ‪ ،‬مثل ما هو موجود في الفلك ‪1s‬في ذرة الهيدروجين‪.‬‬
‫والشكل التالي يمثل ما يحدث عندما تقترب ذرتي هيدروجين ( يتكون كل منها من فلك ‪ 1s‬به إلكترون‬
‫مفرد) من بعضهما البعض لتكوين جزيء ‪ ،H2‬والمنحنى البياني المجاور يوضح التغير في طاقة الوضع‬
‫عند اقتراب الذرتين من بعضهما‪ ،‬ومن هذا المنحنى يمكن قياس طول الرابطة في جزيء الهيدروجين‬
‫(‪ )H2‬وهي تساوي المسافة بين النقطة التي تكون عندها طاقة الوضع أقل ما يمكن وبين المحور (ص) و‬
‫تساوي ‪ 74‬أنجستروم* ( ‪ ، )74 A‬كما يمكن معرفة مقدار الطاقة المنطلقة عند تكوين الرابطة في‬
‫الجزيء أي طاقة تكوين الرابطة في جزيء ‪ ،H2‬وهي تساوي (‪ ،)– 436 kJ/ mol‬وبالتالي فإن طاقة‬
‫تفكيك الرابطة في جزيء الهيدروجين تساوي (‪.)+ 436 kJ/ mol‬‬
‫‪ H‬ذرتي‬
‫منفصلتان‬
‫‪kJ 0‬‬
‫‪kJ 436 -‬‬
‫‪A 0.74‬‬
‫‪ 2H‬جزيء‬
‫طاقة تكوين‬
‫الرابطة‬
‫‪ 2H‬طول الرابطة في جزيء‬
‫ولقد أمكن تطبيق هذه النظرية على الجزيئات البسيطة مثل‪ ، , HF F2 , Cl2‬حيث توجد بكل منها أفالك‬
‫بها إلكترونات مفردة تكفي لتكوين الروابط التي تحتاجها هذه الذرات للوصول إلى حالة االستقرار لكل منها‪.‬‬
‫كما يمكن قبولها بالنسبة لتكوين جزيء الماء أو األمونيا‪ ،‬لكن ال يمكن تطبيقها على جزيء مثل‬
‫الميثان ‪ ، CH4‬لماذا ؟‬
‫لمعرفة السبب في ذلك نكتب التوزيع اإللكتروني لذرة الكربون في حالة االستقرار‪ ،‬وهو ‪ 1s2 2s22p2‬ثم‬
‫نوزع إلكترونات مستوي التكافؤ في األفالك الذرية لذرة الكربون كما يلي‪:‬‬
‫‪2p2‬‬
‫‪2s2‬‬
‫من هذا التوزيع نالحظ أن ذرة الكربون في حالة االستقرار لديها فلكين فقط في تحت المستوى ‪ 2p‬بكل‬
‫منها إلكترون مفرد‪ ،‬بالتالي فإنهما يجب أن يتحدا مع ذرتي هيدروجين لتكوين المركب ‪ ،CH2‬إال أن مثل‬
‫هذا الجزيء غير ثابت وغير معروف‪ ،‬بينما المركب ‪CH4‬ثابت وموجود في الطبيعة‪ .‬ولتكوين هذا المركب‬
‫يجب أن يكون لدي ذرة الكربون‬
‫* األنجستروم (‪ )A‬وحدة صغيرة جدا لقياس األطوال ‪ ،‬وكل ‪ 1‬أنجستروم يساوي ‪ 1 × 10-8‬من المتر‪.‬‬
‫أربعة إلكترونات مفردة في مستوى التكافؤ‪ ،‬ويمكن أن يتم ذلك بإعطاء الذرة طاقة لتنشيط أحد إلكتروني تحت‬
‫المستوي ‪ 2s‬ونقله إلى الفلك الفارغ في تحت المستوي ‪ ،2p‬حيث يصبح التوزيع اإللكتروني‬
‫لذرة الكربون كما يلي‪:‬‬
‫‪2p3‬‬
‫‪2s1‬‬
‫إال أن األفالك الناتجة تظل أيضا مختلفة ألن ثالث منها تقع في تحت المستوى ‪ 2p‬وفلك واحد في ‪ ،2s‬معنى‬
‫ذلك أنه سوف يوجد في الجزيء ‪CH4‬ثالث روابط متشابهة تتكون من التداخل بين أفالك تحت المستوى ‪2p‬‬
‫في ذرة الكربون‪ ،‬وأفالك تحت المستوى ‪ 1s‬في ثالث ذرات من الهيدروجين‪ ،‬أما الرابطة الرابعة فسوف تتكون‬
‫من تداخل الفلك ‪ 2s‬من ذرة الكربون مع فلك ‪ 1s‬من ذرة الهيدروجين‪ .‬لكن وجد عمليا أن جميع الروابط في‬
‫جزيء الميثان ‪ CH4‬متشابهة تماما‪ ،‬وتختلف في طريقة ارتباطها وتوزيعا في الفراغ عن الروابط السابق‬
‫شرحها‪ ،‬ولتفسير ذلك تم التوصل إلى نظرية (نموذج ) جديد لألفالك تستخدمه الذرة عند تكوين الروابط ويسمى‬
‫هذا النموذج باألفالك المهجنة‪.‬‬
‫األفالك المهجنة ‪Hybrid orbitals‬‬
‫حسب نظرية األفالك المهجنة‪ ،‬عندما ترتبط الذرات مع بعضها البعض‪ ،‬فإنها تستخدم مجموعة من األفالك االفتراضية‬
‫تختلف في شكلها وطريقة توزيعها في الفراغ حول النواة عن تلك التي تستخدمها الذرات عندما تكون منفصلة عن‬
‫بعضها البعض‪ .‬وسميت هذه األفالك " األفالك المهجنة" ‪ ،‬وهي " األفالك التي تنتج من اختالط أو اندماج األفالك‬
‫الذرية لتكوين مجموعة جديدة من األفالك المتماثلة تماما في الشكل والخواص‪ ،‬والتي تساوي عدديا األفالك المشاركة‬
‫في عملية التهجين" ‪ ،‬وتسمى عملية االختالط هذه بعملية " التهجين ‪ " Hybridization‬وهي " عملية اختالط‬
‫أو اندماج مجموعة من األفالك الذرية لتكوين مجموعة جديدة من األفالك المهجنة‪ ،‬والتي تستخدم لتكوين الروابط" ‪.‬‬
‫فلك مهجن‬
‫ومن خواص األفالك المهجنة‪:‬‬
‫‪ -1‬يختلف شكل الفلك المهجن تماما عن أشكال األفالك غير المهجنة‪ ،‬حيث يتكون الفلك المهجن من فصين أحدهما كبير‬
‫يشبه قطرة الماء‪ ،‬واآلخر صغير جدا بحيث يمكن إهماله‪.‬‬
‫‪ -2‬يمتد الفص األكبر بعيدا عن النواة ‪ ،‬لهذا يستطيع أن يتداخل (‪ )Overlap‬بدرجة أكبر عند تكوين الرابطة ويتم‬
‫التداخل من اتجاه الفص األكبر فقط‪ ،‬لهذا فإن الروابط الناتجة عن األفالك المهجنة تكون أقوى وأكثر ثباتا من تلك‬
‫الناتجة من أفالك غير المهجنة‪.‬‬
‫وعملية التهجين تتم لجميع أفالك مستوي التكافؤ التي تحتوي على إلكترونات سواء كانت إلكترونات مفردة أو مزدوجة‪،‬‬
‫وما يدخل منها في تكوين الروابط‪ ،‬أي تكوين األزواج المرتبطة (‪ )Bonding pairs‬هي األفالك التي تحتوي على‬
‫اإللكترونات المفردة فقط ‪ ،‬وعددها يساوي ‪ Bx‬دائما‪ ،‬أما األفالك التي تحتوي على أزواج اإللكترونات الحرة ( ‪Lone‬‬
‫‪ ،)Ey()pairs‬فإنها ال تدخل في تكوين الروابط‪.‬‬
‫‪ -3‬يدخل في تكوين األفالك المهجنة أفالك تحت المستويات ‪ ،ns‬وبعض أو كل أفالك ‪ ،np‬باإلضافة إلى إمكانية مشاركة‬
‫بعض أفالك تحت المستوى ‪ nd‬بالنسبة لعناصر الدورة الثالثة وما يليها‪.‬‬
‫‪ -4‬عملية التهجين قد تتضمن نقل إلكترون من تحت مستوى به أزواج من اإللكترونات إلى األفالك الفارغة التي تليها‬
‫مباشرة حتى يصبح لدى الذرة المركزية عدد من األفالك التي تحتوي على إلكترونات مفردة مساويا تماما لعدد الذرات‬
‫المحيطة ( ‪ )B‬والتي سوف ترتبط بالذرة المركزية‪.‬‬
‫‪ -5‬تسمى األفالك المهجنة بوضع رمز تحت المستوى مرفوعا ألس يساوي عدد األفالك ( وليس عدد اإللكترونات)‬
‫المشاركة في التهجين‪ ،‬فعند اشتراك فلك ‪ s‬مع فلكين من ‪ p‬مثال تنتج ثالث أفالك مهجنة متماثلة تماما‪ ،‬ويسمى كل فلك‬
‫منها ‪ sp2‬وعند اشتراك فلك ‪ s‬مع ثالث أفالك ‪ ، p‬مع فلكين من تحت المستوى ‪ d‬يسمى كل فلك من األفالك المهجنة‬
‫الناتجة ‪.sp3d2‬‬
‫‪ -6‬األفالك المهجنة تترتب في الفراغ حول الذرة المركزية بناء على نظرية (‪ )VSEPR‬بحيث يكون لها نفس األشكال‬
‫الرئيسية الخمسة السابقة ونفس الزوايا بين كل فلكين كما في األشكال الرئيسية‪ .‬وسوف نكتفي في هذا الجزء بتطبيق‬
‫التهجين على أفالك الذرة المركزية فقط‪ .‬والجدول التالي يوضح أنواع التهجين التي تستخدمها الذرات المركزية والترتيب‬
‫الفراغي لألفالك المهجنة ‪ ،‬والزوايا بينها‪.‬‬
‫أ‬
‫أ‬
‫ملخص لنواع الفالك المهجنة التي تستخدمها الذرات المركزية‬
‫الزوايا بين كل‬
‫فلكين من األفالك‬
‫المهجنة‬
‫الترتيب الفراغي‬
‫لألفالك المهجنة حول‬
‫الذرة المركزية‬
‫نوع التهجين الذي‬
‫تستخدمه الذرة‬
‫المركزية‬
‫عدد مجموعات‬
‫اإللكترونات حول الذرة‬
‫المركزية‬
‫‪180 º‬‬
‫خطي‬
‫‪sp‬‬
‫‪2‬‬
‫‪1‬‬
‫‪120 º‬‬
‫مثلث مستو‬
‫‪sp2‬‬
‫‪3‬‬
‫‪2‬‬
‫‪109.5 º‬‬
‫رباعي السطوح‬
‫‪sp3‬‬
‫‪4‬‬
‫‪3‬‬
‫‪120 º , 90 º‬‬
‫ثنائي الهرمية المثلثي‬
‫‪sp3d‬‬
‫‪5‬‬
‫‪4‬‬
‫‪90 º‬‬
‫ثماني السطوح‬
‫‪sp3d2‬‬
‫‪6‬‬
‫‪5‬‬
‫مسلسل‬
‫كيف يتم تحديد نوع التهجين الذي تستخدمه الذرة المركزية عند تكوين الروابط‪:‬‬
‫يتم تحديد مجموعة األفالك المهجنة التي تستخدمها الذرة المركزية عند تكوين الروابط كما يلي‪:‬‬
‫‪ -1‬نرسم تركيب لويس للجزيء أو األيون‪.‬‬
‫‪ -2‬نحسب عدد أزواج (مجموعات) اإللكترونات ( ‪ ) x + y‬المحيطة بالذرة المركزية‪ ،‬وهذا العدد يساوي دائما‬
‫عدد أزواج (مجموعات) اإللكترونات المحيطة بالذرة المركزية‪ ،‬و يساوي كذلك عدد األفالك المشاركة في‬
‫عملية التهجين وبمعرفة هذا العدد نحدد نوع التهجين الذي تستخدمه الذرة المركزية حسب ما هو موضح‬
‫بالجدول السابق‪.‬‬
‫‪ -3‬بمعرفة نوع التهجين الذي تستخدمه الذرة المركزية‪ ،‬يمكن التنبؤ بالترتيب الهندسي ( الفراغي) لألفالك‬
‫المهجنة حول الذرة المركزية‪ ،‬والزوايا بينها‪.‬‬
‫مثال ‪:12‬‬
‫ارسم تركيب لويس لجزيء رابع كلوريد الكربون ‪ ، CCl4‬ثم حدد نوع التهجين الذي تستخدمه الذرة المركزية‪،‬‬
‫والترتيب الفراغي لألفالك المهجنة والزاوية بين كل فلكين منهما‪.‬‬
‫عدد اإللكترونات في مستويات التكافؤ للذرات = ( ‪32 e- = ) 7 × 4 ( + ) 4 × 1‬‬
‫تركيب لويس لهذا المركب هو‬
‫‪H‬‬
‫‪H‬‬
‫‪C‬‬
‫‪H‬‬
‫‪H‬‬
‫عدد أزواج (مجموعات) اإللكترونات حول الذرة المركزية = ‪4 = 0 + 4‬‬
‫إذا ً عدد األفالك المهجنة التي تحتاجها هذه الذرة لتكوين الروابط = ‪ 4‬أفالك‬
‫إذا ً التهجين الذي تستخدمه هذه الذرة هو ‪ ، sp3‬وبالتالي فإن الترتيب الفراغي لهذه األفالك يكون رباعي السطوح‬
‫بزاوية قدرها ‪ 109.5 º‬بين كل فلكين منهم‪.‬‬
‫مثال ‪:13‬‬
‫ارسم تركيب لويس لجزيء رابع فلوريد الزينون ‪ ، XeF4‬ثم حدد نوع التهجين الذي تستخدمه الذرة‬
‫المركزية‪ ،‬والترتيب الفراغي لألفالك المهجنة والزاوية بين كل فلكين منهم‪.‬‬
‫عدد اإللكترونات في مستويات التكافؤ للذرات = ( ‪36 e- = ) 7 × 4 ( + ) 8 × 1‬‬
‫تركيب لويس لهذا المركب هو‬
‫‪F F‬‬
‫‪F‬‬
‫‪S‬‬
‫‪F‬‬
‫‪F‬‬
‫‪F‬‬
‫عدد أزواج (مجموعات) اإللكترونات حول الذرة المركزية = ‪6 = 2 + 4‬‬
‫إذا ً عدد األفالك المهجنة التي تحتاجها الذرة المركزية لتكوين الروابط = ‪ 6‬أفالك‬
‫إذا ً التهجين الذي تستخدمه هذه الذرة هو ‪ ، sp3d2‬وبالتالي فإن الترتيب الفراغي لهذه األفالك يكون‬
‫ثماني السطوح‬
‫بزاوية قدرها ‪ 90 º‬بين كل فلكين منهم‪.‬‬