محتویات:
قواعد رسم ساختار لوییس بر مبنای قاعدهی اکتت
مواردی که از قاعدهی اکتت تبعیت نمیکنند
برای پرش به مطلب مربوط به هر عنوان، بر روی آن عنوان در قسمت بالا کلیک کنید.
بر مبنای قاعدهی اکتت اتمها با تشکیل ترکیب تمایل دارند به آرایش اکتت یا هشتایی یا همان آرایش گاز نجیب برسند. این قاعده هم در ترکیبات با پیوندهای یونی و هم در ترکیبات با پیوندهای کووالانسی کاربرد دارد.
آرایش گاز نجیب برای هیدروژن و لیتیم آرایش دوتایی گاز هلیم است و بنابراین هیدروژن و لیتیم استثنائاً به آرایش دو تایی میرسند. با وجود اینکه بسیاری از ترکیبات از قاعدهی اکتت تبعیت می کنند، ترکیبات فراوانی هم داریم که از این قاعده تبعیت نمی کنند و بعدهابا آنها آشنا می شویم. در ادامه با قواعد رسم ساختار لوییس بر مبنای قاعدهی اکتت آشنا میشویم.
قواعد رسم ساختار لوییس بر مبنای قاعدهی اکتت
برای رسم ساختار لوییس به کمک قاعدهی اکتت، میتوان مجموعه مراحل زیر را در نظر گرفت:
1) تعیین تعداد الکترونهای لایهی والانس یا nv:nv از مجموع تعداد الکترونهای لایهی والانس همهی اتمهای تشکیلدهندهی مولکول بهدست میآید که بار مولکول نیز در این مجموع بایستی لحاظ شود. به تعداد بار مثبت کم و به تعداد بار منفی به مجموع فوق میافزاییم. برای عناصر اصلی تعداد الکترونهای والانس با شماره گروه عنصر برابر است.
2) تعیین تعداد الکترونهای لازم برای آرایش هشتایی یا noct:noct با در نظر گرفتن هشت الکترون برای اتمهای غیرهیدروژن و دو الکترون برای هیدروژنها بهدست میآید. بعبارتی noct برابر مجموع تعداد اتمهای هیدروژن ضربدر دو و تعداد اتمهای غیرهیدروژن ترکیب ضربدر هشت است.
3) تعیین تعداد الکترونهای پیوندی یا nb: از اختلاف noct و nv بهدست میآید.
4) رسم یک چهارچوب اولیه برای مولکول: در چهارچوب اولیه تنها نحوهی اتصال اتمها به هم با پیوندهای سیگما نمایش داده میشود. برای رسم چهارچوب اولیه از راهنماییهای مسئله یا اطلاعات شخصی یا حدس زدن استفاده میکنیم. به عنوان مثال برای مولکولهای به فرم ABx، یک چهارچوب اولیهی متداول در نظر گرفتن x اتم یا گروه B به عنوان لیگاند در اطراف اتم مرکزی A است.
5) تعیین تعداد الکترونهای پیوندی سیگما: با شمردن تعداد پیوندهای سیگما در چهارچوب اولیه و در نظر گرفتن دو الکترون برای هر پیوند سیگما بهدست میآید. برای بدست آوردن آن، همچنین می توان از این نکته استفاده کرد که تعداد پیوندهای سیگما در هر مولکول برابر مجموع تعداد اتمها و تعداد حلقه های حاضر در آن منهای یک است.
6) تعیین تعداد الکترونهای پیوندی پای: تعداد الکترونهای پیوندی پای از اختلاف تعداد الکترونهای پیوندی و تعداد الکترونهای پیوندی سیگما بهدست میآید.
7) تعیین تعداد الکترونهای غیرپیوندی: تعداد الکترونهای غیرپیوندی از اختلاف nv و nb بهدست میآید.
8) توزیع الکترونهای پای و غیرپیوندی به نحوی که همهی اتمها از هشتایی تبعیت کنند.
دقت داشته باشید که الکترونهای والانس یا پیوندی و یا غیرپیوندی هستند بهمین جهت مجموع تعداد الکترونهای پیوندی و غیرپیوندی برابر nv است که این نکته در مرحله 6 استفاده شده است. همچنین الکترونهای پیوندی یا سیگما و یا پای هستند بهمین جهت مجموع الکترونهای پیوندی سیگما و پای برابر nb است که این نکته در مرحله 7 استفاده شده است.
طی کردن مرحله به مرحله این مجموعه مراحل برای رسم ساختار لوییس ضروری نیست. در حقیقت این مجموعه مراحل وقتگیر هستند و برای شروع کار و آشنایی اولیه با نحوه رسم ساختار لوییس مناسبند. بعد از این آشنایی و حل چند مثال بهتر است سعی شود ساختار لوویس بصورت ذهنی بدست آید.
در ادامه با بار قراردادی آشنا می شویم که در بحث رسم ساختار لوویس همانطور که خواهیم دید، می تواند مفید واقع شود.
پیوندهای کووالانسی را به دو شکل میتوان شکست. در یک نوع شکستن که گسست جور یا همولیز یا شکستن مساوی نامیده می شود، الکترونهای پیوندی به صورت مساوی بین دو اتم تشکیلدهندهی پیوند تقسیم میشوند. در نوع دیگر شکستن که گسست ناجور یا هترولیز یا شکستن نامساوی نامیده می شود، الکترونهای پیوندی به صورت نامساوی بین دو اتم تشکیلدهندهی پیوند تقسیم میشوند و کلیه الکترونهای پیوندی به یک اتم (معمولا اتم با تمایل بیشتر برای الکترون) تعلق می گیرند.
بار قراردادی بار فرضی است که یک اتم در مولکول میگیرد با فرض اینکه تمام پیوندهای آن را به صورت مساوی بشکنیم و در واقع برابر تعداد الکترونهای لایهی والانس اتم در حالت آزاد منهای تعداد الکترونهای اتم در مولکول با فرض شکستگی مساوی پیوندها است. برای تعیین تعداد الکترونهای اتم در مولکول با فرض شکستگی مساوی پیوندها می توان از این مطلب هم استفاده کرد که موقع شکستن مساوی پیوندها، اتم باندازه نصف تعداد الکترونهای پیوندی موجود در دور اتم (برابر با تعداد پیوندهای دور اتم) بعلاوه کلیه الکترونهای غیرپیوندی موجود بر روی اتم الکترون میگیرد.
بار قراردادی را با عدد و علامت بعلاوه یک دایره حول آنها نمایش میدهیم، به استثنای صفر که آن را به فارسی مینویسیم. مجموع بار قراردادی کلیهی اتمها در یک مولکول برابر با بار مولکول است. از این نکته معمولاً میتوان برای چک کردن درستی بارهای قراردادی بدست آمده استفاده کرد.
مواردی که از قاعدهی اکتت تبعیت نمیکنند
بهطور کلی سه دسته از ترکیبات از قاعدهی اکتت تبعیت نمیکنند:
1) ترکیباتی که کمبود الکترون دارند مانند BeF2، BF3، SnCl2، AlCl3 و . . .
2) ترکیباتی که تعداد الکترونهای والانس آنها عددی فرد است مانند NO،NO2 و . . .
3) ترکیباتی که از لایهی والانس گسترش یافته استفاده میکنند مانند SF4، SF6، IF7، . . .
در ادامه به بررسی این سه دسته می پردازیم.
ترکیبات دستهی اول
این ترکیبات اتمهایی مثل بریلیم، بور، آلومینیوم و . . . دارند که موقع تشکیل ترکیب ممکن است تعداد الکترونهایشان کمتر از هشت باشد. بعنوان مثال در BF3 هر اتم بور از سه الکترون والانس خود برای تشکیل سه پیوند کووالانسی با سه اتم فلوئور واقع در مجاور آن استفاده می کند و دور بور شش الکترون و نه هشت الکترون داریم.
ترکیبهای این دسته از قاعدهی اکتت تبعیت نمیکنند و معمولا واکنشهایی میدهند تا ترکیباتی تشکیل دهند که از قاعدهی اکتت تبعیت می کنند. بعنوان مثال BF3 براحتی با NH3 واکنش افزایشی انجام می دهد تا اتم بور از اتم نیتروژن داتیو بگیرد و به هشتایی برسد. بعنوان مثال دیگر دو AlBr3 با هم ترکیب می شوند و دیمر بوجود می آورند تا یک اتم هالوژن از یک مولکول به اتم آلومینیوم از مولکول دیگر داتیو بدهد و اتمهای آلومینیوم به هشتایی برسند.
لازم بذکر است که مر به معنی واحد سازنده است. در صورتیکه واحد سازنده ما A باشد و بتواند با ترکیب شدن با یکدیگر A2،A3،A4،A5 و ... را بوجود آورد، A2،A3،A4،A5 و ... به ترتیب دیمر، تریمر، تترامر، پنتامر و ... A محسوب می شوند و A مونومر آنها محسوب می شود. بعنوان مثال Al2Cl6 دیمر AlCl3 و AlCl3 مونومر Al2Cl6 محسوب می شود. در صورتیکه تعداد زیادی A با هم ترکیب شوند و An را بوجود آورند که n عدد بزرگی است، An پلیمر A محسوب می شود. پیشوند پلی به معنی خیلی یا زیاد است. ساختار پلیمرها با نمایش تکه دلخواهی از پلیمر یا نمایش واحد تکرار شونده نشان داده می شود.
ترکیبات دستهی دوم
ترکیباتی که مجموع الکترونهای والانس آنها عددی فرد میباشد، در ساختار لوییسشان نهایتاً یک الکترون به صورت جفت نشده باقی خواهد ماند. به چنین ترکیباتی «رادیکال» یا «رادیکال آزاد» گفته میشود. رادیکالها عموماً ترکیباتی فوقالعاده ناپایدارند و تنها به عنوان حد واسط در برخی واکنشهای شیمیایی مشاهده میشوند. رادیکالهای نسبتاً پایدار که به صورت عادی در طبیعت وجود دارند NO، NO2، O3، یون سوپراکسید و یون اوزونید میباشند.این ترکیبات نیز واکنشهایی میدهند تا ترکیباتی تشکیل دهند که نهایتاً از قاعدهی اکتت تبعیت کنند.
ترکیبات دستهی سوم
عناصر تناوب سوم و به بعد که اوربیتال d دارند میتوانند لایهی والانس خود را گسترش دهند و از این اوربیتالها نیز در تشکیل پیوند استفاده کنند. در صورت گسترش لایهی والانس تعداد الکترونهای حول اتم بیشتر از هشت میشود و ترکیب از اکتت تبعیت نمیکند. برخلاف ترکیبات دستهی اول و دوم، ترکیبات دستهی سوم هم فراوانند و هم عموماً پایدارند. بعنوان مثال ساخت تخیلی مولکولهای PF3 و PF5 را می توان در نظر گرفت. اتم فسفر در حالت عادی سه اوربیتال حاوی تک الکترون دارد و درصورتیکه از هر اوربیتال حاوی تک الکترون برای همپوشانی با اوربیتال حاوی تک الکترون یک اتم فلوئور استفاده کند، مولکول فسفر تری فلوئورید را بوجود می آورد. مولکول فسفر تری فلوئورید از قاعدهی اکتت پیروی میکند و از d در ساخت این مولکول استفاده نشده است. از طرفی با صرف انرژی می توان یک الکترون 3s اتم فسفر را به اوربیتال 3d آن برد و پنج اوربیتال حاوی تک الکترون بدست آورد و درصورتیکه اتم فسفر از هر اوربیتال حاوی تک الکترون برای همپوشانی با اوربیتال حاوی تک الکترون یک اتم فلوئور استفاده کند، مولکول فسفر پنتا فلوئورید را بوجود می آورد. مولکول فسفر پنتا فلوئورید از قاعدهی اکتت پیروی نمیکند و از d در ساخت این مولکول استفاده شده است.
دقت داشته باشید که عناصر تناوب دوم اوربیتال d ندارند و نمی توانند لایه والانس خود را گسترش دهند، بنابراین دور اتمهای عناصر تناوب دوم بیش از هشت الکترون امکان پذیر نیست. بهمین جهت است که مثلا هم PF3 و هم PF5 داریم، در حالیکه NF3 داریم اما NF5 نداریم؛ یا مثلا هم SF2 ، هم SF4 و هم SF6 داریم، درحالیکه OF2 داریم اما OF4 و OF6 نداریم.
مفهوم ظرفیت در تعیین فرمول و ساختار این ترکیبات و همچنین ترکیبات قبلی که آشنا شدیم، می تواند مفید واقع شد. ظرفیت یک عنصر تعداد اتمهای هیدروژنی است که با یک اتم آن عنصر ترکیب می شود یا تعداد اتمهای هیدروژنی است که بوسیله یک اتم آن عنصر می تواند در ترکیبات جابه جا یا جایگزین شود. مثلا با توجه به اینکه نیتروژن با هیدروژن ترکیب NH3 را بوجود می آورد یا می توان سه اتم هیدروژن در ترکیب CH4 را با یک اتم نیتروژن جایگزین کرد و ترکیب HCN را بدست آورد، ظرفیت نیتروژن برابر سه فرض می شود. بر مبنای تعریف ظرفیت می توان نتیجه گرفت که یک اتم یک عنصر تک ظرفیتی با یک اتم یک عنصر تک ظرفیتی دیگر واکنش می دهد یا یک اتم یک عنصر سه ظرفیتی با سه اتم یک عنصر تک ظرفیتی دیگر واکنش می دهد و ... . در حالت کلی اتمهای عناصر مختلف به شکلی با هم واکنش می دهند و در کنار یکدیگر قرار می گیرند که ظرفیت آنها رعایت شده باشد. مثلا اتمهای عناصر A و B با ظرفیت های به ترتیب برابر n و m با همدیگر ترکیب AmBn را بوجود می آورند.
در صورتیکه اتم نافلز در ترکیب با عناصر دیگر از قاعده اکتت بدون گرفتن بار قراردادی تبعیت کند، ظرفیت برابر هشت منهای شماره گروه خواهد بود. در صورتیکه اتم نافلز در ترکیب با عناصر دیگر از قاعده اکتت همراه با گرفتن بار قراردادی تبعیت کند، ظرفیت برابر هشت منهای شماره گروه بعلاوه بار قراردادی خواهد بود. بعنوان مثال اتم نیتروژن با بار قرادادی صفر با سه اتم هیدروژن، با بار قرادادی مثبت یک با چهار اتم هیدروژن و با بار قرادادی منفی یک با دو اتم هیدروژن ترکیب می شود و ترکیبات NH3 ، NH4 یک مثبت و NH2 یک منفی را بوجود می آورد. در صورت وجود امکان تخطی از قاعده اکتت و با فرض غیر رادیکال بودن ترکیبات یک عنصر، ظرفیت های مختلف آن عنصر می تواند با اضافه کردن مضارب حسابی عدد دو به هشت منهای شماره گروه بعلاوه بار قراردادی اتم عنصر بدست آید به شرطی که ظرفیت از شماره گروه منهای بارقراردادی بیشتر نشود. بعنوان مثال گوگرد با بار قراردادی صفر ظرفیت های 2، 4 و 6 دارد و با فلوئور تک ظرفیتی ترکیبات SF2، SF4 و SF6 را بوجود می آورد. بعنوان مثال دیگر گوگرد با بارقراردادی مثبت یک ظرفیت های 3 و 5 دارد و با فلوئور تک ظرفیتی ترکیبات SF3 یک مثبت و SF5 یک مثبت را بوجود می آورد. با توجه به تعریف ظرفیت می توان ادعا نمود که یک عنصر به اندازه ظرفیتش الکترونهای پیوندی از طرف سایر عناصر قبول خواهد کرد. بنابراین مجموع تعداد پیوندهای کووالانسی برابر ظرفیت بکار رفته توسط عنصر در ترکیب خواهد بود. بعنوان مثال اکسیژن با بار قراردادی صفر در ترکیبات دو پیوند دوگانه یا یک پیوند دوگانه تشکیل می دهد و اکسیژن با بار قراردادی منفی یک در ترکیبات یک پیوند یگانه تشکیل می دهد.
مطالب قبلی در مورد ظرفیت در رسم ساختار اغلب ترکیبات می تواند مفید واقع شود. فرض کنید مثلا علاقه مندیم ساختار لوویس PCl4 یک مثبت را رسم نماییم. می دانیم اتم کلر با بار قراردادی صفر ظرفیت برابر یک و اتم فسفر با بار قراردادی مثبت یک ظرفیت برابر چهار دارد، بنابراین بار مثبت یک ترکیب را به اتم فسفر می دهیم و سپس یک اتم فسفر چهارظرفیتی را با چهار اتم کلر تک ظرفیتی ترکیب می کنیم.
در نهایت ذکر این نکته مفید خواهد بود که ترکیباتی که تعداد اتمها و مجموع تعداد الکترونهای لایه والانسشان یکسان است، معمولا ساختارهای یکسان یا مشابهی دارند. مثلا تمام ترکیبات CO2 و NO2 یک مثبت و OCN یک منفی سه اتم و مجموع تعداد الکترونهای والانس برابر 16 دارند و ساختارهای آنها یکسان یا مشابه هستند.
در بحث رسم ساختار لوویس خوب است به مسئله ایزومری هم که در ادامه بحث می شود، توجه داشته باشیم.
ایزومرها مولکولهایی با فرمول مولکولی یکسان اما ساختار شیمیائی متفاوت هستند. بعبارتی ایزومرها تعداد یکسانی از اتمهای هر عنصر دارند، اما آرایش اتمهای آنها متفاوت است. ایزومرها را می توان به دو دسته اصلی ایزومرهای ساختاری (Structural Isomers or Constitutional Isomers) و ایزومرهای استریو یا فضایی (Stereoisomers or Spatial Isomers) طبقه بندی نمود. ایزومرهای استریو یا فضایی در گروههای متنوعی قرار می گیرند که بحث کامل در مورد آنها از حوصله این بحث خارج است. در ایزومرهای ساختاری ساختار پیوندی یا نحوه پیوند دادن اتمها با هم متفاوت است، در حالیکه در ایزومرهای استریو یا فضایی ساختار پیوندی یا نحوه پیوند دادن اتمها با هم یکسان است اما نحوه قرارگیری اتمها در فضا نسبت بهم متفاوت است.
بعنوان مثال برای N2O3 ایزومرهای ساختاری O2NNO و ONONO را می توان در نظر گرفت. همانطور که بوضوح قابل تشخیص است، دو ساختار یاد شده فرمول مولکولی یکسانی دارند، اما از نظر ساختار پیوندی یا نحوه پیوند دادن اتمها با هم متفاوت هستند. مثلا در ساختار ONONO پیوند NN نداریم در حالیکه در ساختار O2NNO داریم.
ایزومرهای ساختاری از نظر خواص فیزیکی و شیمیائی تفاوت قابل توجهی با هم دارند و معمولا جداسازی کامل ایزومرهای ساختاری پایدار بدون تبدیلشان بهم مقدور است. مثلا ایزومرهای ساختاری C2H4F2 را می توان بصورت جداگانه در اختیار داشت. گاهی اوقات هم تنها یک ایزومر پایدار است و مابقی ایزومرهای ساختاری ناپایدارند و به سرعت به ایزومر پایدارتر یا مواد دیگر تبدیل می شوند. در اینصورت معمولا وجود ایزومرهای ساختاری ناپایدار بحث و بررسی نمی شود.