21 حقائق عن النحاس ، Cu2 + هيكل لويس ، الخصائص


إن بنية Cu2 + Lewis هي حقيقة محفزة للغاية لتوضيح النظرة الكيميائية على عنصر النحاس. هناك بعض الحقائق المطلعة التي تدعم رسم تخطيطي لهيكل لويس بدلاً من التكوين الإلكتروني للنحاس.

الحقائق التي سيتم مناقشتها في هذا المقال هي:

رسم هيكل كو لويس

يتضمن رسم هيكل لويس خطوات قليلة لكل عنصر في الجدول الدوري. هذه الخطوات تجعل رسم العناصر مكثفًا ومحددًا مع الأمور الداخلية يحدث من خلال التكوين الإلكتروني للعنصر.

هيكل Cu Lewis من ويكيبيديا

أثناء إظهار الخطوة الأولى لتحديد عدد إلكترون التكافؤ في النحاس ، يمكن التعرف على ذلك من التكوين الإلكتروني الخاص بالنحاس وهو 1s22s22p63s23p64s23d104s1. هذا يعني أن عدد إلكترون التكافؤ في النحاس هو 9.

الخطوة التالية هي وضع النقاط كتدوين للإلكترونات حول Cu والتي هي 9 نقاط. تكمل هذه الخطوة بنية لويس البسيطة للنحاس والتي تكون مقارِنة بشكل كبير وفقًا لهيكل لويس لـ Cu.

رسم هيكل Cu2 + Lewis

يمكن بدء الدراسة حول الكاتيون القوي Cu2 + في الكيمياء وأهميته من خلال الرسم الأولي لهيكل لويس لهذا الأيون. يسمى Cu2 + أيون نحاسي في الدراسة الكيميائية.

يعد إدخال إلكترون التكافؤ كنقاط حول النحاس بعد ترك إلكترونين من غلاف التكافؤ هو المنظور الرئيسي الذي يتقاسمه لويس بنية النحاس. يشير هيكل لويس للأيون النحاسي إلى حقيقة نقص الإلكترون في النحاس.

صدى هيكل Cu2 + لويس

الرنين يعني تغيير الروابط بواسطة الإلكترونات. الرنين هو آلية توضح أهمية وجود رابطة pi في الهيكل. في الرنين ، يتم استبدال رابطة pi بشحنة سالبة لأي ذرة واحدة من العناصر المعنية. لذلك ، من الواضح أن وجود رابطة pi هو أكثر ميزة مطلوبة للرنين.

Cu2 + هو بالتأكيد أيون موجب الشحنة ولكنه يدل على نقص إلكترونين في بنيته الإلكترونية. لذلك ، بعد إنشاء bon d مع عناصر أخرى ، لا يمكنها بدء الرنين. الرنين هو آلية غير ذات صلة للمضي قدمًا في عملية أيون نحاسي.

Cu2 + شكل هيكل لويس

الشكل مهم لتحديده من بنية لويس لعناصر t أو أيونات. تمثل بنية لويس الإلكترونية ذات الصلة شكل أو هندسة المركبات أو العناصر الدورية.

في Cu2 + عدد تغيرات الإلكترون ويتكون على شكل ثماني السطوح المشوه أو المربع الهرمي للأيون النحاسي. تلعب بنية لويس دورًا مهمًا في تحديد هذا التغيير في شكل هذا الأيون من خلال العرض الكيميائي.

شحنة رسمية لهيكل Cu2 + Lewis

يمكن تحديد الشحنة الرسمية لأي مركب عن طريق حساب عدد الإلكترونات الرابطة وغير الملزمة في كل عنصر من العناصر التي تشارك في تكوين المركب.

في حالة وجود عنصر معين من أيون ، يصبح من المهم ملاحظة عدد الإلكترونات التي يطلقها من غلاف التكافؤ الذي يحدد الشحنة الرسمية الكاملة للأيون. بالنسبة إلى الأيونات النحاسية ، تكون الرسوم الرسمية بدقة شديدة 2+.

Cu2 + زاوية هيكل لويس

تعتبر بنية لويس مسؤولة عن التعبير عن الأبعاد الزاويّة للمركبات التي تخلق رابطة تساهمية أيونية عن طريق مشاركة الإلكترون. تعتمد زاوية المركبات على العديد من الميزات مثل أنواع الروابط ووجود أزواج وحيدة.

Cu2 + هو أيون ليس له ارتباط ويتكون من عنصر دوري زاوية وهو النحاس. لذلك ، زاوية هذا العنصر غير معرفة.

Cu2 + Lewis بنية قاعدة الثمانية

تشير قاعدة الثمانية إلى القواعد الكيميائية ، التي تدفع العناصر الدورية للوصول إلى ثمانية إلكترونات في غلاف التكافؤ للحصول على الاستقرار النهائي. إنها القواعد التي تبدأ عملية الترابط في الكيمياء لجعل العناصر مستقرة من خلال الحصول على تكوين إلكتروني مماثل مثل أقرب غاز نبيل.

هيكل Cu2 + Lewis
التكوين الإلكتروني لـ CU2 و Cu2 + لتحديد بنية Cu2 + Lewis من ويكيبيديا

بالنسبة للنحاس ، فإن أقرب غاز نبيل له في الجدول الدوري هو الأرجون الذي يحتوي على تكوين إلكتروني مثل 3s23p6. يميل أيون النحاسي إلى اكتساب إلكترونين لاستعادة بنية النحاس. إنه يقلل من حالة الأكسدة الخاصة به وهذه هي الطريقة التي يحصل بها على الاستقرار دون إعطاء الأولوية لقاعدة الثمانيات كثيرًا. 

بخلاف ذلك ، يمكن للنحاس الحصول على ثمانية إلكترونات في آخر مستوى للطاقة لتحقيق قاعدة الثمانيات ولكن Cu3 + غير ممكن بسبب كسب الاستقرار الشديد من خلال تحقيق gd المداري. إن مدار النحاس ثلاثي الأبعاد يجعله مختلفًا عن تثبيت الثماني.

أزواج وحيدة بنية Cu2 + Lewis

تم الكشف عن وجود أزواج الفصوص بواسطة هيكل Leis الإلكتروني للعناصر. يعد وجود الأزواج المنفردة وعددها مهمين لمعرفة تأثيرها على عملية تبادل الإلكترون.

Cu2 + هو أيون معقد وأيونات معقدة يستخدم لامتلاك عدد نشط من الأزواج المنفردة عند مستوى الطاقة الخارجي. عندما يتحد Cu2 + مع العناصر الأخرى ذات التغييرات السلبية ، فإنه يبرز رقم التنسيق الخاص به بدلاً من تقديم أزواج منفردة. ومع ذلك ، فإن الأيون يحمل إلكترونًا واحدًا غير زوجي في مدار 4 ثوانٍ.

إلكترونات التكافؤ Cu2 +

يعد تحديد التكافؤ الإلكتروني أهم وظيفة يجب القيام بها قبل رسم بنية لويس لأي عنصر ، ويمكن الحصول على عدد إلكترونات التكافؤ في النحاس كـ 2.

بعد إزالة إلكترونين ، يصبح العنصر أيونًا معقدًا يتجاوز إلكترونين التكافؤ أيضًا. تحتوي الأيونات المسماة أيون نحاسي على إلكترون واحد تكافؤ في غلاف الطاقة الأخير.

تهجين Cu2 +

التهجين هو حقيقة بسيطة أخرى حول العناصر التي يتم تحديدها من وجود الإلكترونات في المدارات. بعد إنشاء روابط مع عناصر أخرى ، تحدث هذه المدارات فوق الحلقات والتحول الإلكتروني وسط المدارات ، والتي تدل عليها بنية لويس.

يحتوي Cu2 + على 9 إلكترونات في مدارات d والتي تمتلئ تقريبًا بنقص إلكترون واحد. ومع ذلك ، يُلاحظ أن الأيون يشكل تهجينًا sp1 بعد الارتباط بـ NH3 الذي يتبرع بزوج وحيد إلى أيون نحاسي.

ذوبان النحاس +2

الذوبان هو الماء أو غيرها من الحلول التي تعتمد على شحنة العناصر. العناصر الأيونية القوية للمركبات لها طاقة تذويب أقل في الماء.

أيون النحاسي غير قابل للذوبان في الماء ولكنه يذوب في حمض الهيدروكلوريك القوي. في حمض الهيدروكلوريك يصبح تكوين أيون معقد أسهل.

Cu2 + أيوني

إن شحنات القوة هي الحقيقة المؤكدة فيما يتعلق بتعريف عنصر ما على أنه أيوني أو تساهمي.

Cu2 + هي الحالة الأيونية لمعدن النحاس. بعد إطلاق إلكترونين من غلاف التكافؤ ، يتشكل المعدن أيون نحاسي مشحون إيجابياً.

Cu2 + حمضي أو قاعدي

يشير حمض لويس إلى تلك العناصر ، التي تقبل الإلكترون ذات الطبيعة الممكنة ، وقاعدة لويس هي تلك العناصر التي تمنح الإلكترونات بشكل أفضل للعناصر المحتاجة.

لقد حدد Cu2 + بن بأنه متقبل قوي للإلكترون. لذلك ، يعتبر هذا العنصر من حامض لويس القوي المتسلسل.

Cu2 + قطبي أو غير قطبي

تعتمد القطبية على قدرة الترابط بين العناصر. رسوم الحمل التي أدت إلى حدوث قطبية في العناصر الدورية.

Cu2 + عبارة عن أيون موجب الشحنة ، وتعطي الشحنة مساحة سطحها الطبوغرافية القطبية. قيمة هذا النوع من القطبية في Cu2 + هي 0 Ų.

Cu2 + رباعي السطوح

شكل رباعي السطوح شائع هو عنصر sp3 المهجن من المركبات.

شكل هرمي مربع من Cu2 + من ويكيبيديا

Cu2 + له شكل ثماني السطوح مشوه مع نقص إلكترونين. بخلاف ذلك ، يمكن تعريف شكل Cu2 + على أنه هرمي مربع أيضًا. أوراق هندسة ثماني السطوح بسبب وجود إلكترونات غير زوجية. كما هو الحال مع Cu2 + ، يمتلك إلكترون واحد غير مزدوج في هندسته الإلكترونية هذا النوع من الشكل.

Cu2 + خطي

تشير الأشكال ثماني السطوح إلى التركيب غير الخطي للمركبات ، والبنية المعقدة للغاية تشير إلى الحاضر في المدارات غير الخطية.

Cu2 + هو أيون معقد له شكل ثماني السطوح مشوه. لذلك ، من الواضح أنه ليس له بنية خطية. ومع ذلك ، فإن العنصر غير خطي في الكيمياء.

Cu2 + متماثل أو غير متماثل

يتم الاحتفاظ بالبنية المتماثلة بواسطة العناصر ، والتي تتطابق من كل جانب بينما يشير الهيكل غير المتماثل إلى أن العناصر لا تبدو متشابهة من كل جانب.

يحتفظ Cu2 + بهندسة متماثلة حيث يُقال عن هيكله على أنه هيكل مخطط مربع.

Cu2 + مغناطيسي أو مغناطيسي

إن وجود إلكترونات غير مقترنة في عنصر ما يحدد التركيب المغناطيسي لهذا العنصر على أنه مغناطيسي. تعريف النفاث المغنطيسي هو العكس بالعكس ، عندما يتم إقران جميع الإلكترونات في عنصر ما ، فإنه يسمى بالمغناطيسية.

يحتوي أيون نحاسي على انتخابات واحدة غير متزاوجة ، لذا فهو على وجه التحديد عنصر مغناطيسي. من الواضح أنه لا يمكن تسميته بالمغناطيسية على الإطلاق.

Cu2 + اللون

يعتبر انتقال الإلكترونات من مستوى طاقة إلى مستوى طاقة آخر هو الآلية الرئيسية التي تشير إلى التغيير في لون العناصر. إلى جانب ذلك ، فإن وجود إلكترونات غير مقترنة هو أيضًا عامل مؤثر لتمثيل لون العناصر.

بعد إطلاق إلكترون واحد ، يصبح Cu Cu مع مداري d ممتلئ أي d10 ؛ إنه عديم اللون. عندما يطلق Cu + إلكترونًا واحدًا ، يصبح ملونًا بسبب وجود إلكترون واحد غير مزدوج يجعل الانتقال ممكنًا. Cu2 + أزرق اللون.

Cu2 + عامل مختزل

يشير عامل الاختزال إلى تلك العناصر التي يمكنها التبرع بالإلكترونات لعناصر محتاجة أخرى. لذلك ، فإن الاختزال ممكن فقط بين الذين لديهم إلكترونات زائدة في غلاف التكافؤ.

من الواضح أن أيون نحاسي يعاني من نقص في إلكترونين ؛ لا يمكن أن يكون مانحًا للإلكترون. إلى جانب ذلك ، يمكن لهذا الأيون أن يتبنى الإلكترونات بسهولة من خلال ربط سلسلة مع عناصر أخرى مثل الأمونيا.

Cu2 + عامل مؤكسد

حالة أكسدة أيون نحاسي هي حقيقة ملحوظة ، والتي تصف ثباتها. بعد اختزال إلكترونين من غلاف التكافؤ ، ينتج النحاس هذا الأيون المعقد الذي يفرض حالة أكسدة ذات صلة لخلق التنسيق مع العناصر الدورية الأخرى.

حالة الأكسدة والاختزال للنحاس من ويكيبيديا

يعتبر Cu2 + أحد أقوى العوامل المؤكسدة. الألومنيوم عامل مؤكسد قوي آخر ولكنه ليس أقوى من أيون نحاسي. لذلك يمكن لأيون نحاسي أن يؤكسد Al ولكن لا يمكن لـ Al أن يؤكسده. تكون حالة الأكسدة 2+ التي يحتفظ بها الأيون أكثر استقرارًا في المواد الكيميائية من 1+. لذلك ، يعتبر Cu2 + عامل مؤكسد قوي ومستقر.

استقرار Cu2 +

يمكن تحديد استقرار الأيونات من خلال فحص القدرة على عمل روابط مع جزيئات الماء. بلغة أبسط ، تحدد طاقة ترطيب الأيونات استقرار الأيونات.

أيون النحاسي هو أيون قوي ذو كثافة شحنة عالية يطلق كمية هائلة من الطاقة ويصنع روابط خيطية مع عناصر أخرى. لذلك ، يعتبر هذا الأيون أيونًا مستقرًا في الكيمياء.

في الختام

لقد أوضحت هذه المقالة الحقائق الأكثر من كافية فيما يتعلق بأيون النحاس +2 المعقد والذي تم تسميته بأيون نحاسي في الكيمياء. بعد إزالة إلكترونين من غلاف التكافؤ ، يؤكد النحاس على تكوين هذا الأيون.

سارنالي موخيرجي

مرحبًا ..... أنا سارنالي موخيرجي ، خريج جامعة كلكتا. احب تعليم وتبادل المعرفة حول الكيمياء. لقد اكتسبت اهتمامًا تدريجيًا بكتابة المقالات منذ عام مضى. أرغب في اكتساب المزيد من المعرفة حول موضوعي في المستقبل. دعنا نتواصل عبر LinkedIn: https://www.linkedin.com/in/sarnali-mukherjee-921b59231

آخر المقالات