CHO- هيكل لويس ، الخصائص: 13 يجب أن تعرف الحقائق


CHO- هي وظيفة الكربونيل للكيمياء العضوية ، وبشكل أكثر تحديدًا مجموعة الألدهيد. دعونا نناقش -CHO بالتفصيل في المقالة التالية.

C في CHO- جزء هو sp2 مهجن. CHO- هي وظيفة ألدهيد لها C = O ، ولهذا السبب ، يكون مركز الكربون محبوبًا للكهرباء. لأن كل كثافة الإلكترون من مركز الكربون يتم سحبها بعيدًا نحو موقع الأكسجين. لذا ، -CHO عرضة للهجوم النووي.

CHO- هي مجموعة محددة من وظائف الكربونيل. تعتبر الألدهيدات أكثر تفاعلًا بسبب التأثيرات الإلكترونية والفراغية. لا يوجد سوى ذرة H متصلة بثاني أكسيد الكربون ، لذلك لن تكون هناك فرصة لتشتت كثافة الإلكترون ، مرة أخرى نظرًا لصغر حجم H يمكن للمجموعات الأكثر ضخامة الهجوم هنا. الآن نستكشف المزيد حول -CHO في القسم التالي.

1. كيفية رسم هيكل CHO- لويس؟

هيكل لويس can give us a clear idea about the shape, valence electrons, and bond angle of the CHO-. Now we see how to draw the CHO- lewis structure في بضع خطوات.

حساب إلكترونات التكافؤ

إجمالي إلكترونات التكافؤ لـ CHO- هي 4 + 6 + 1 + 1 = 12. هذا هو مجموع كل إلكترونات التكافؤ للذرات الفردية الموجودة في الجزيء. إلكترونات التكافؤ لـ C و O و H هي 4,6،1 و XNUMX لأنها مجموعة عناصر IVA و VIA و IA. سيتم إضافة إلكترون واحد إضافي لشحنة سالبة واحدة.

اختيار الذرة المركزية

علينا أن نختار ذرة واحدة لتكون ذرة مركزية لأنه حول الذرة المركزية جميع الذرات متصلة عبر رابطة تساهمية وسيتم التنبؤ بالهندسة. بناءً على الحجم والإيجابية الكهربية ، نختار C كالذرة المركزية هنا. حجم C أكبر من ذرات H و O وهو أكثر حساسية للكهرباء من كليهما.

إرضاء الثماني

كل ذرة فردية في CHO- يجب أن تكون راضية عن الثماني بتات الخاصة بها لتحقيق غلاف التكافؤ الخاص بها. التكوين الإلكتروني لـ C و O و H هو [He] 2s22p2، [هو] 2 ثانية22p4و 1 ثانية1. لذلك ، يحتاج C و O إلى 8 إلكترونات لأنها عناصر كتلة p. إذن ، إجمالي الإلكترونات المطلوبة وفقًا للثمانية ، 8 + 8 + 2 = 18.

إرضاء تكافؤ كل ذرة

C هو رباعي التكافؤ ، في حين أن O هو di و H أحادي التكافؤ وفقًا للإلكترونات في غلاف التكافؤ الخاص بهما. وفقًا للثمانية ، فإن الإلكترونات المطلوبة هي 18 بينما إجمالي إلكترونات التكافؤ هي 12. لذا ، نحتاج إلى 18-12 = 6 إلكترونات أو 6/2 = 3 روابط لتلبية تكافؤ كل ذرة.

عيّن الأزواج المنفردة

بعد تلبية الثماني وكذلك التكافؤ لكل ذرة موجودة في الجزيء ، يجب علينا تعيين الإلكترونات غير المرتبطة لكل ذرة على حدة. بعد تكوين السندات ، يكون لدى O أربعة إلكترونات غير مرتبطة ، والتي توجد كأزواج وحيدة فوق ذرة O. لا يوجد أزواج منفردة في C و H.

2. CHO- شكل هيكل لويس

يعتمد شكل كل جزيء على الذرات الموجودة بداخله وهو مسؤول أيضًا عن أي نوع من التنافر. دعونا نناقش شكل CHO- بالتفصيل.

شكل CHO- مستو ثلاثي الزوايا. تفضل هذه الهندسة أيضًا قيمة تهجين الذرة المركزية ، وهي sp2. CHO- هو AX2 نوع الجزيء ووفقًا لنظرية VSEPR (تنافر زوج الإلكترونات من Valence Shell) ، فإن هندسة AX2 هو مستو ثلاثي الزوايا إذا لم يكن هناك أزواج وحيدة فوق الذرة المركزية.

CHO- الشكل الجزيئي

إذا كان هناك أي مجموعة كبيرة الحجم ستكون موجودة في الموقع الشاغر لـ C ، فهناك فرصة للتنافر الفاصل بين تلك المجموعة الضخمة والذرة H. على الرغم من أن H صغير جدًا في الحجم ، نظرًا لهذا التنافر الفراغي ، ربما لن تكون الهندسة مستوية ثلاثية الزوايا وتنحرف أيضًا عن الشكل المثالي.

3. CHO- إلكترونات التكافؤ

إلكترونات التكافؤ هي تلك الإلكترونات الموجودة في المدار الخارجي لكل ذرة في الجزيء. الآن احسب العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ لجزيء C H O.

إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ لـ CHO- هو 12. التكوين الإلكتروني لـ C و O و H هو [He] 2s22p2، [هو] 2 ثانية22p4و 1 ثانية1. لذلك ، C و O و H لها 4 و 6 و 1 إلكترونات تكافؤ في مدار التكافؤ الخاص بها. بالنسبة إلى C و O ، تكون مدارات التكافؤ 2s و 2 p و H تكون 1 ثانية.

  • الآن احسب إجمالي إلكترونات التكافؤ لـ CHO-
  • إلكترونات التكافؤ لـ C هي 4
  • إلكترونات التكافؤ لـ O هي 6
  • إلكترون التكافؤ لـ H هو 1
  • للرسوم السالبة الإضافية هي 1
  • إذن ، إجمالي إلكترونات التكافؤ لـ CHO- هي 4 + 6 + 1 + 1 = 12.

4. CHO- أزواج هيكل لويس الوحيد

الأزواج الوحيدة هي إلكترونات غير مرتبطة موجودة فوق المدار الخارجي ولكنها لا تشارك في تكوين الرابطة. الآن نرى أي ذرة لها أزواج وحيدة.

يحتوي O فقط على أزواج وحيدة في جزيء C H O. من التكوين الإلكتروني O ، من الواضح أن هناك ستة إلكترونات في المدار الأبعد لـ O. ولكن هنا تنشئ O رابطتين مع C من خلال مشاركة إلكترونين ، لذلك توجد بقية الإلكترونات الأربعة كزوجين من أزواج منفردة .

  • يتم حساب الأزواج المنفردة بالصيغة ، الأزواج الوحيدة = إلكترونات التكافؤ - الإلكترونات المرتبطة.
  • الأزواج الوحيدة فوق ذرة C هي 4-4 = 0
  • الأزواج الوحيدة فوق O هي 6-2 = 4
  • الأزواج الوحيدة فوق ذرة H هي ، 1-1 = 0
  • لذلك ، من الحساب أعلاه ، يمكننا القول أن ذرة O فقط تحمل 4 أزواج منفردة مما يعني وجود زوجين من الأزواج المنفردة فوق ذرة O فقط.

5. CHO- زاوية هيكل لويس

زاوية الرابطة هي الزاوية التي تصنعها الذرات في الجزيء من أجل المحاذاة المثالية للذرات لتجنب أي تنافر. دعونا نتوقع زاوية رابطة جزيء CHO.

زاوية رابطة CHO- هي 1200. تظهر زاوية الرابطة هذه في الجزيء المستوي ثلاثي الزوايا. CHO- هو جزيء مستو ثلاثي الزوايا وبالتالي فإن زاوية الرابطة حول مركز C هي 1200. وفقًا لنظرية VSEPR ، زاوية الرابطة لـ AX2 نوع الجزيء هو دائمًا 1200 إذا لم يكن هناك عامل انحراف.

CHO- زاوية السندات

لا يوجد ازدحام فاصل داخل الألدهيد ، لذا فإن زاوية الرابطة مثالية 1200 حسب الهندسة المستوية مثلثية. إذا كانت أي مجموعة ضخمة موجودة في الألدهيد كجزء ألكيل ، فستكون هناك فرصة للتنافر الفاصل بالإضافة إلى تغيير زاوية الرابطة أيضًا.

6. CHO- lewis هيكل المسؤول الرسمي

الشحنة الرسمية هي مفهوم افتراضي ، وبذلك يمكننا التنبؤ بالشحنة التي تظهر على الجزيء. دعونا نحسب الرسوم الرسمية في القسم التالي.

الشحنة الرسمية لـ CHO- ليست صفراً لأن هناك شحنة سالبة واحدة موجودة بالفعل داخل الجزيء. الآن علينا التحقق من الشحنة الرسمية الفردية لكل ذرة موجودة في CHO-. علينا أن نفترض أن هناك نفس الكهربية لجميع الذرات الموجودة في CHO- لشحنة رسمية.

  • الصيغة المستخدمة في الرسم الرسمي هي FC = Nv - نليرة لبنانية. -1/2 نبي بي
  • الشحنة الرسمية على C هي 5-0-6 = -1
  • الرسوم الرسمية على O هي 6-4- (4/2) = 0
  • الشحنة الرسمية على H هي ، 1-0- (2/2) = 0
  • لذلك ، من الحساب أعلاه ، من الواضح أن CHO- يحمل شحنة واحدة والشحنة موجودة على ذرة C والشحنة سالبة.

7. CHO- لويس هيكل الثماني حكم

ستمتثل كل ذرة في الجزيء لقاعدة الثمانيات من خلال الوفاء بمدارها الخارجي وقبول عدد مناسب من الإلكترونات. الآن نرى كيف يتبع CHO- قاعدة الثمانيات.

لإكمال قاعدة الثمانيات تشارك C و O الإلكترونات في غلاف التكافؤ. إنها عناصر كتلة p لذا فهي تحتاج إلى ثمانية إلكترونات ، بينما H تحتاج إلى اثنين في مدار تكافؤها لأنها عنصر كتلة s. يصنع C أربعة روابط من خلال مشاركة ثمانية إلكترونات بينما ينشئ O رابطة مزدوجة لإكمال ثماني بتات.

من التكوين الإلكتروني لكل ذرة ، يمكننا أن نرى أن عنصر الكتلة p يحتاج إلى ثمانية إلكترونات (اثنان في s وستة في مدارات p). مرة أخرى ، يحتاج عنصر الكتلة s إلى إلكترونين. من خلال مشاركة الروابط ، تحقق جميع الذرات مدار التكافؤ الخاص بها وتطيع قاعدة الثمانيات.

8. CHO- لويس هيكل الرنين

الرنين هو عدم تمركز السحب الإلكترونية بين الأشكال الهيكلية المختلفة للجزيء. تعرف الآن على CHO- الرنين باختصار في القسم التالي.

هناك أعداد مختلفة من الهياكل الرنانة التي تحدث في جزيء CHO.

  • هناك عدد كافٍ من الغيوم الإلكترونية التي يمكن تحديدها داخل الجزيء في أشكال هيكلية مختلفة.
  • هناك رابطة مزدوجة موجودة بين C و O كما توجد أيضًا شحنة سالبة.
CHO- هيكل الرنين

كلا الهيكلين الأول والثاني هما هياكل الرنين لـ CHO-. من بين كلا الهيكلين الوحيدين ، أنا أكثر استقرارًا من الهيكل الثاني لأن البنية لدي رابطة تساهمية أكثر. يحتوي الهيكل II على عدد أقل من الروابط التساهمية ولكن السالب موجود أيضًا على ذرة O الكهربية.

9. CHO- التهجين

التهجين هو خلط المدارات لتشكيل مدار هجين جديد من الطاقة المكافئة لتكوين رابطة تساهمية. الآن ناقش تهجين CHO- في الموجز.

من الجدول أدناه تبين أن تهجين C المركزي في CHO- هو sp2 مهجن.

الهيكلية     قيمة التهجينحالة تهجين الذرة المركزية                  زاوية السندات
خطي 2sp / sd / pd    1800
مخطط ثلاثي الزوايا   3sp2      1200
رباعي السطوح  4sd3/ س3     109.50
ثلاثي الزوايا ثنائي الهرمية5sp3د / دسب3          900 (محوري) ، 1200(استوائي)
ثماني السطوح  6sp3d2/ د2sp3     900
خماسي ثنائي الهرمي   7sp3d3/d3sp3          900، 720
جدول التهجين

المدار s و p لـ C متورطان في التهجين. يمكننا حساب التهجين بواسطة صيغة الاصطلاح ، H = 0.5 (V + M-C + A) ، حيث H = قيمة التهجين ، V هي عدد إلكترونات التكافؤ في الذرة المركزية ، و M = الذرات أحادية التكافؤ المحاطة.

10. CHO- الذوبان

CHO هي وظيفة عضوية ، لذا فهي قابلة للذوبان في مذيب عضوي. دعونا نناقش حل C H O- الذوبان.

قائمة الحلول التي يمكن أن تكون CHO قابلة للذوبان فيها ،

  • البنزين
  • التولوين
  • لجنة علم المناخ4
  • الكلوروفورم
  • الميثانول
  • الإيثانول

لماذا وكيف يكون CHO- قابل للذوبان في المحلول أعلاه؟

الجزيء العضوي غير قطبي أو قطبي قليلاً ، لذا فإن قابلية ذوبانه منخفضة في المذيب القطبي.

CHO- قابل للذوبان في المحلول أعلاه لأنه يحتوي على قابلية ذوبان أكبر. لكن قابلية ذوبانه أقل من جزيء الماء ، مع زيادة درجة الحرارة ، ستزداد قابلية الذوبان. المذيب العضوي لا يصنع أي رابطة H لذا فإن قابلية الذوبان ستكون أقل.

11. هل CHO- أيوني؟

وفقًا لقاعدة فاجان ، لا يوجد جزيء تساهمي أو أيوني بنسبة 100٪ ، فهو يعتمد على الإمكانات الأيونية وطبيعة الرابطة. دعونا نرى ما إذا كان CHO أيوني أم تساهمي.

CHO- ليس جزيئًا أيونيًا بالأحرى. تشترك في الإلكترونات بين الذرات. C H O هو جزيء عضوي وجميع الجزيئات العضوية تساهمية لأن جزيء الهيدروكربون يتكون عن طريق مشاركة الإلكترون بين ذرات C و H.

لماذا وكيف CHO- تساهمية؟

سيكون هناك تقاسم للإلكترون بين الروابط بين جزيء CHO مما يجعل التساهمية.

CHO- تساهمية لأن الإمكانات الأيونية لـ C منخفضة جدًا وقابلية الاستقطاب لـ O صغيرة جدًا أيضًا. لذلك ، لا توجد فرصة لهذا الجزيء لتكوين أيوني. CHO- هو جزيء عضوي ويشترك في الإلكترونات بين ذرات C و O. مشاركة الإلكترونات تجعل الرابطة تساهمية.

مركز C محب للكهرباء بسبب سحب الإلكترونات بعيدًا نحو موقع O.

12. هل CHO- حامضي أم أساسي؟

يعتمد الحمض أو الطبيعة الأساسية للجزيء على قدرة إطلاق البروتون وكذلك OH-. دعونا نرى ما إذا كان CHO- حمضي أم أساسي.

C H O- حمضي قليلاً. إنه أكثر حمضية من الكيتون أو أي وظيفة عضوية محايدة أخرى. يعتمد ذلك على التأثير الضعيف للتبرع بالإلكترون للألدهيد والقيمة المنخفضة لـ pka تجعل الجزيء حمضيًا.

لماذا وكيف يكون CHO- حامضي؟

تعتمد الطبيعة الحمضية لأي جزيء على القدرة على التبرع بـ H+ الأيونات وفقًا لنظرية أرهينيوس.

CHO- حمضي قليلاً لأن البروتون غير متصل بأي ذرة كهرسلبية ، والتي يمكنها سحب كثافة الإلكترون نحوها. ولكن هناك O مزدوج الترابط موجود مع ذرة C حيث يتم توصيل H. يتم سحب كثافة الإلكترون لـ C بواسطة O مما يجعل H حمضية قليلاً.

أيضًا ، من البيانات التجريبية ، يمكننا أن نرى أن قيمة pka للألدهيد أقل جدًا. في حالة وجود مجموعة Alkyl -I التي تحتوي على موجودة ، فإنها تزيد من حموضة الجزيء. مرة أخرى ، تقلل المجموعة المحتوية على + R الحموضة أيضًا.

13. هل CHO- قطبي أم غير قطبي؟

تعتمد قطبية الجزيء فقط على قيمة العزم ثنائي القطب للجزيء. انظر الآن ما إذا كان CHO قطبي أم لا.

CHO- هو جزيء قطبي. السبب الرئيسي وراء قطبيته هو أن هناك لحظة ثنائية القطب دائمة موجودة في الجزيء ، ومرة ​​أخرى ، فإن فرق الكهربية بين C و O يكفي لخلق عزم ثنائي القطب ناتج. لذلك ، يمكن أن يذوب في الماء لقطبته.

لماذا وكيف CHO- هي القطبية؟

العزم ثنائي القطب الناتج الدائم يجعل CHO- قطبي. الآن ناقش قطبيتها بإيجاز في القسم التالي.

CHO- هو قطبي لأن تعمل العزم ثنائي القطب من C الكهربية الموجبة إلى ذرة O الكهربية عبر روابط سيجما و. لا توجد عزم ثنائي القطب آخر يمكن أن يعمل ، لذلك لا توجد فرصة لإلغاء العزم ثنائي القطب السابق ولهذا السبب ، ستتم ملاحظة عزم ثنائي القطب ناتج دائم.

بسبب قطبية هذه الرابطة ، فإن رابطة ثاني أكسيد الكربون قطبية أيضًا ولهذا السبب ، يمكن أن تكون قابلة للذوبان في المذيبات القطبية مثل الماء ، DMSO ، إلخ. قل أيضًا أن رابطة ثاني أكسيد الكربون لها طابع أيوني جزئي من رابطة CH.

14. هل CHO- رباعي السطوح أم لينار؟

شكل الجزيء يعتمد على نظرية VSEPR ووجود الذرات المحيطة. دعونا نناقش ما إذا كان CHO- رباعي السطوح أم لا.

هندسة CHO- ليست رباعي السطوح بل مستو ثلاثي الزوايا. لأنه AX2 نوع الجزيء ووفقًا لنظرية VSEPR AX2 يعتمد الجزيء دائمًا على شكل مستو ثلاثي الزوايا. فقط AX3 نوع الجزيء يعتمد هندسة رباعية السطوح.

لماذا وكيف لا يكون CHO- رباعي السطوح أو خطي؟

لا يمكن أن يكون جزيء الهندسة المستوية على شكل رباعي السطوح. ناقش الآن كيف يتبنى CHO- شكل مستو ثلاثي الزوايا.

CHO- ليس رباعي السطوح حيث يتخذ الجزيء شكل مستو ثلاثي الزوايا عندما يحتوي على ثلاث ذرات محيطة. في CHO- هناك ذرتان محاطتان ، وفقًا لنظرية VSEPR. يوجد أيضًا رابطة مزدوجة موجودة بين C و O. لذلك ، فهي تعتمد على شكل مستو ثلاثي الزوايا.

مرة أخرى ، من قيمة التهجين ، يمكننا القول أن sp2 تعتمد الجزيئات المهجنة دائمًا الهندسة المستوية المثلثية. للجزيء المهجن sp يعتمد الخطي و sp3 يتخذ شكل رباعي السطوح إذا لم يكن هناك عامل انحراف.

في الختام

C H O- هو جزيء مستو ثلاثي الزوايا مع sp2 مهجن من الذرة المركزية. إنه جزيء محايد ولكن مركز C هو أكثر نقصًا في الإلكترون وعرضة للهجوم النوكليوفيلي بسرعة. رابطة C-O قطبية ولهذا القطبية ، يمكن أن تذوب في المذيب القطبي على الرغم من أنها جزيء عضوي.

بيسواروب شاندرا داي

الكيمياء لا تتعلق فقط بالقراءة سطرًا بسطر والحفظ ، إنه مفهوم يجب فهمه بطريقة سهلة ، وهنا أشارككم مفهوم الكيمياء الذي أتعلمه لأن المعرفة تستحق مشاركتها.

آخر المقالات