تعريف ومثال هيكل لويس

تحمل هياكل لويس العديد من الأسماء ، بما في ذلك هياكل نقاط لويس الإلكترونية والرسوم البيانية للنقاط لويس وهياكل نقاط الإلكترون. تشير جميع هذه الأسماء إلى نفس النوع من الرسم البياني ، الذي يهدف إلى إظهار مواقع الروابط وأزواج الإلكترونات.

الوجبات الجاهزة الرئيسية: هيكل لويس

بنية لويس هي تمثيل هيكلي لجزيء تستخدم فيه النقاط للعرض إلكترون مواقف حول ذرات وتمثل الخطوط أو الأزواج النقطية سندات تساهمية بين الذرات. الغرض من رسم بنية نقطة لويس هو تحديد أزواج الإلكترونات الوحيدة في جزيئات للمساعدة في تحديد تكوين الروابط الكيميائية. يمكن صنع هياكل لويس للجزيئات التي تحتوي على روابط تساهمية ول مركبات التنسيق. والسبب هو أن الإلكترونات مشتركة في رابطة تساهمية. في الرابطة الأيونيةإنه أشبه بذرة واحدة تتبرع بإلكترون لذرة أخرى.

سميت هياكل لويس باسم جيلبرت ن. لويس ، الذي قدم الفكرة في مقال "الذرة والجزيء" في عام 1916.

معروف أيضًا باسم: تسمى هياكل لويس أيضًا مخططات لويس النقطية أو مخططات النقط الإلكترونية أو صيغ النقط لويس أو صيغ النقط الإلكترونية. من الناحية الفنية ، تختلف هياكل لويس وهياكل النقاط الإلكترونية لأن هياكل النقاط الإلكترونية عرض جميع الإلكترونات كنقاط ، في حين تشير هياكل لويس إلى أزواج مشتركة في رابطة كيميائية عن طريق رسم أ خط.

ويستند هيكل لويس على مفهوم قاعدة الثمانيحيث تشترك الذرات في الإلكترونات بحيث تحتوي كل ذرة على ثمانية إلكترونات في غلافها الخارجي. كمثال ، تحتوي ذرة الأكسجين على ستة إلكترونات في غلافها الخارجي. في هيكل لويس ، يتم ترتيب هذه النقاط الست بحيث تحتوي الذرة على زوجين منفصلين وإلكترونين منفصلين. سيكون الزوجان متقابلين حول رمز O ويكون الإلكترونان المفردان على جانبي الذرة الآخرين ، مقابل بعضهما البعض.

بشكل عام ، تتم كتابة الإلكترونات المفردة على جانب رمز العنصر. يكون الموضع غير الصحيح (على سبيل المثال) ، أربعة إلكترونات على جانب واحد من الذرة واثنان على الجانب الآخر. عندما يرتبط الأكسجين بذرتي هيدروجين لتكوين الماء ، يكون لكل ذرة هيدروجين نقطة واحدة لإلكترونها الوحيد. يُظهر هيكل نقطة الإلكترون للمياه الإلكترونات المفردة لمساحة مشاركة الأكسجين مع الإلكترونات المفردة من الهيدروجين. تمتلئ البقع الثمانية للنقاط حول الأكسجين ، وبالتالي فإن الجزيء له ثُمانيَة ثابتة.

لجزيء محايد ، اتبع هذه الخطوات:

1. حدد عدد إلكترونات التكافؤ لكل ذرة في الجزيء. مثل ثاني أكسيد الكربون ، يحتوي كل كربون على أربعة إلكترونات تكافؤ. الأكسجين لديه ستة إلكترونات تكافؤ.
2. إذا كان الجزيء يحتوي على أكثر من نوع واحد من الذرات ، فإن الذرات الأكثر معدنية أو الأقل كهربيًا تذهب في المركز. إذا كنت لا تعرف كهرسلبيةتذكر أن الاتجاه هو أن الكهروسالبية تنخفض عندما تبتعد عن الفلور في الجدول الدوري.
3. رتب الإلكترونات بحيث تساهم كل ذرة بإلكترون واحد لتشكيل رابطة واحدة بين كل ذرة.
4. أخيرًا ، احسب الإلكترونات حول كل ذرة. إذا كان لكل منها ثماني أو ثمانيات ، فإن الثماني تكتمل. إذا لم يكن كذلك، انتقل إلى الخطوة التالية.
5. إذا كانت لديك ذرة تفتقر إلى نقاط ، فأعد رسم الهيكل لتكوين إلكترونات معينة لتكوين أزواج للحصول على الرقم في كل ذرة إلى ثمانية. على سبيل المثال ، مع ثاني أكسيد الكربون ، يحتوي الهيكل الأولي على سبعة إلكترونات مرتبطة بكل ذرة أكسجين وستة إلكترونات لذرة الكربون. يضع الهيكل النهائي زوجين (مجموعتان من نقطتين) على كل ذرة أكسجين ، ونقطتي إلكترون أكسجين تواجه ذرة الكربون ، ومجموعتين من نقاط الكربون (إلكترونان على كل جانب). هناك أربعة إلكترونات بين كل أكسجين وكربون ، يتم رسمها كروابط مزدوجة.

• لويس ، ج. "الذرة والجزيء," مجلة الجمعية الكيميائية الأمريكية.
• Weinhold ، Frank and Landis ، Clark R. "التكافؤ والترابط: منظور السندات المدارية الطبيعية - المتقبل والمقبل." صحافة جامعة كامبرج.
• Zumdahl، S. "المبادئ الكيميائية"هوتون-ميفلين.