هيكل نقطة الأكسجين لويس: الرسم ، عدة مركبات وشرح تفصيلي

يمكن استخدام الهياكل النقطية للأكسجين لويس مع نفسه وعناصر أخرى لتحديد تكوين الرابطة الكيميائية. تتناول هذه المقالة مختلف هياكل الأكسجين لويس النقطية بشكل تخطيطي جنبًا إلى جنب مع شرحها المتعمق.

العدد الذري للأكسجين هو 8 وتكوينه الإلكتروني هو 2,6،2,8. هذا يعني أن ذرة الأكسجين تحتوي على ستة إلكترونات في غلافها الخارجي وتسمى أيضًا غلاف التكافؤ ، ولتحقيق تكوين الغاز النبيل XNUMX (الثماني) من النيون ، فإنها تحتاج إلى إلكترونين آخرين. لذلك لتحقيق هذا الاستقرار ، تشارك ذرة أكسجين إلكترونين مع إلكترونين من ذرة أكسجين أخرى لتشكيل رابطة مزدوجة بين ذرتين من الأكسجين.

نظرًا لأن هذه الرابطة المزدوجة تتشكل بسبب مشاركة أزواج من إلكترونين ، فإنها تسمى ضعف الرابطة التساهمية. تسمى الإلكترونات الخارجية المشاركة في المشاركة أزواجًا مشتركة من الإلكترونات وتسمى الإلكترونات الخارجية غير المشاركة في المشاركة أزواجًا وحيدة من الإلكترونات. ومن ثم جزيء أكسجين مستقر بالصيغة O₂ لقد تكون.

أسهل طريقة لفهم التمثيل الهيكلي ونقطة لويس الهيكل الذي يعمل على أي ذرة وجزيء ومركب يرد أدناه:

• احسب العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ (12 إلكترونًا في حالة جزيء الأكسجين ، 6 من كل ذرة أكسجين).
• احسب الإلكترونات المطلوبة (وفقًا لقاعدة الثمانيات ، تكون 8 في ذرة الأكسجين و 16 في جزيء الأكسجين.
• حساب الإلكترونات الرابطة (عدد الإلكترونات الرابطة = الإلكترونات المطلوبة - إلكترونات التكافؤ ، 16-12 = 4 في حالة جزيء الأكسجين)
• احسب عدد الإلكترونات غير المترابطة (عدد الإلكترونات غير المترابطة = إلكترونات التكافؤ - إلكترونات الترابط ، 12-4 = 8 في حالة جزيء الأكسجين)

مؤكدا على هذه الخطوات الأربع ، ثم لا. من الإلكترونات الرابطة يخبرك عن وجود رابطة مزدوجة في الحالة المذكورة أعلاه. يشير عدد الإلكترونات غير المترابطة إلى وجود إلكترونات زوج وحيد. في الحالة المذكورة أعلاه ، هناك 8 أزواج من الإلكترونات وحيدة والتي عند القسمة على 2 تعطي عدد الإلكترونات لكل ذرة أكسجين (4). ومن ثم هناك زوجان وحيدان من الإلكترونات.

مثيرة للاهتمام حقيقة حول جزيء O2 هو أنها مغناطيسية بسبب وجود إلكترونات غير متزاوجة. على الرغم من أن هذه الحقيقة لا يمكن تفسيرها بالأكسجين هيكل لويس النقطي ويتطلب مخططًا مداريًا جزيئيًا لـ O2 وهو معقد للغاية. الآن دعونا نناقش الأكسجين هيكل لويس دوت بعناصر مختلفة موضحة كالتالي:

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس (أيون)

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس (ذرة)

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الهيدروجين

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الليثيوم

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع البريليوم

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الكربون

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الفلور (OF₂)

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الصوديوم

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع المغنيسيوم

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الألومنيوم

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع السيليكون

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع Chloشطف (OCl₂)

·       أكسجين لويس بنية نقطية مع البوتاسيوم

·       هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الكالسيوم

هيكل نقطة الأكسجين لويس (أيون)

يتم تمثيل أيون الأكسجين على أنه O^2-. لها شحنة سالبة مزدوجة يتم الحصول عليها عن طريق الحصول على إلكترونين. يمكن تفسير ذلك بسهولة بواسطة هيكل لويس النقطي. وفقًا للجدول الدوري ، ينتمي الأكسجين (العدد الذري = 8 والتكوين الإلكتروني = 2,6،16) إلى XNUMX^th المجموعة بحيث تحتوي ذرة الأكسجين على 6 إلكترونات في غلاف التكافؤ. لذلك لتحقيق الاستقرار وفقًا لقاعدة الثمانيات ، يجب أن تكتسب إلكترونين وتتحول إلى أنيون بدلاً من شكلها الأولي. يؤكد هذا أيضًا على أن ذرات الأكسجين لا يمكنها فقط مشاركة الإلكترونات بل اكتسابها أيضًا لتحقيق الاستقرار.

هيكل نقطة الأكسجين لويس (ذرة)

• هيكل لويس من السهل نسبيًا إظهار ذرة الأكسجين لأنها لا تنطوي على أي مشاركة أو نقل للإلكترونات. يوضح الرسم البياني لذرة الأكسجين إلكترون التكافؤ للعنصر. نظرًا لأن ذرة الأكسجين (العدد الذري = 8 والتكوين الإلكتروني = 2,6،16) تنتمي إلى المجموعة 6 في الجدول الدوري ، فستكون محاطة بـ XNUMX إلكترونات تكافؤ. لكن اقتران إلكترونات التكافؤ حول ذرة الأكسجين له أهمية. عادة ، يحتوي كل زوج من الإلكترونات على الجانبين وبقية الجانبين له إلكترونات غير مقترنة.

 

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الهيدروجين

• هيكل لويس النقطي ينتج عن الهيدروجين والأكسجين تكوين الماء (H2O). تحتوي ذرة الهيدروجين (العدد الذري = 1 والتكوين الإلكتروني = 1) على إلكترون واحد في غلاف التكافؤ. لذلك يتطلب الأمر إلكترونًا واحدًا فقط للوصول إلى التكوين المستقر الأقرب إلى الغاز النبيل هيليوم. وبالمثل ، ذرة الأكسجين (العدد الذري = 8 والتكوين الإلكتروني = 2,6،2) نادرة من 2 إلكترون للوصول إلى الثماني المستهدفة الأقرب لتكوين الغاز النبيل نيون. لذلك في هذه الحالة ، يتم مشاركة كل إلكترون من ذرتين هيدروجين بشكل متبادل مع إلكترونين تكافؤين من ذرة أكسجين واحدة لتكوين جزيء من الماء.

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الليثيوم

• لويس دوت يظهر تمثيل الليثيوم والأكسجين تكوين أكسيد الليثيوم (Li2O). يمكن تفسيره بصريًا بطريقة أفضل. تفقد كل ذرة من الليثيوم (العدد الذري = 3 والتكوين الإلكتروني = 2,1،1) إلكترونًا تكافؤًا واحدًا تكتسبه ذرة الأكسجين في نفس الوقت. هذا يؤدي إلى أن الليثيوم أيون له شحنة +2 لكل منها وهو الأقرب لتكوين الهيليوم للغازات النبيلة. الشحنات على الليثيوم كـ XNUMX [Li⁺] وعلى الأكسجين مثل [O^2-] ناتجة عن فقدان الإلكترون وكسب الإلكترون على التوالي.

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع البريليوم

• هيكل لويس النقطي البريليوم والأكسجين بسيط نسبيًا. البريليوم (العدد الذري = 4 والتكوين الإلكتروني = 2,2،2) ينتمي إلى XNUMX^nd مجموعة الجدول الدوري ولها 2 إلكترون تكافؤ. الأكسجين ينتمي إلى 16^th مجموعة الجدول الدوري ولها 6 إلكترونات تكافؤ. لتحقيق الاستقرار وفقًا لقاعدة الثمانيات ، يفقد البريليوم إلكترونين يكتسبهما الأكسجين. وبالمثل ، يتغير البريليوم إلى Be²⁺ يتغير الكاتيون ، والأكسجين إلى O^2- أنيون يشكل بذلك أكسيد البريليوم (BeO).

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الكربون

مع الكربون والأكسجين ، اثنان هياكل لويس النقطية يمكن تشكيلها وفقًا للمشاركة بين الإلكترونات لتحقيق الاستقرار. هذه الهياكل هي ثاني أكسيد الكربون (CO₂) وأول أكسيد الكربون (CO).

التأكيد على ثاني أكسيد الكربون بعد ذلك لإكمال ذرة الكربون الفردية الثماني (العدد الذري = 6 والتكوين الإلكتروني = 2,4،2) يجب أن يرتبط مع ذرتين من الأكسجين. تحتوي الكربونات على 4 إلكترونات تكافؤ وتتطلب 4 إلكترونات أخرى والأكسجين يحتوي على 6 إلكترونات تكافؤ ويتطلب إلكترونين آخرين لتحقيق الاستقرار. لذلك هناك مشاركة للإلكترونات بين ذرتين من الأكسجين وذرة كربون والتي يتم تمثيلها على شكل رابطة تساهمية مزدوجة.

في حالة أول أكسيد الكربون لاكتساب الاستقرار ، يلزم إكمال الثماني بين ذرة الكربون المفردة وذرة الأكسجين. يوجد هنا مشاركة لزوجين من الإلكترونات بين ذرات الكربون والأكسجين. لإكمال استقرار الثماني بتات ، تبرع الأكسجين بزوج من الإلكترون إلى الكربون لتكوين رابطة تنسيق بين الكربون والأكسجين. ينتج عن هذا تكوين رابطة تساهمية ثلاثية.

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الفلور (OF₂)

يمثل تمثيل Lewis dot لـ₂ ليس معقدًا كثيرًا لأنه يتضمن رابطًا واحدًا. ذرة الأكسجين في المجموعة 16 مع 6 إلكترونات تكافؤ وذرة الفلور (العدد الذري = 9 والتكوين الإلكتروني = 2,7،17) في المجموعة 7 مع 2 إلكترونات تكافؤ. الأكسجين هو الأقل كهرسلبية سيكون موجودًا في مركز ذرتين من الفلور. لذلك سيكون هناك مشاركة 2 إلكترون من ذرة الأكسجين مع إلكترون واحد لكل ذرة فلور على كلا الجانبين. إكمال الثمانية لكل عنصر.

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الصوديوم

الصوديوم (العدد الذري = 11 والتكوين الإلكتروني = 2,8,11،1،XNUMX) ينتمي إلى XNUMX^st المجموعة في الجدول الدوري وتحتاج إلى فقد إلكترون واحد لتكوين Na⁺ والحصول على تكوين مستقر للغازات النبيلة. على الجانب الآخر ، ينتمي الأكسجين إلى المجموعة 16 ويحتاج إلى الحصول على إلكترونين لإكمال الاستقرار الثماني. لذلك تفقد كل ذرة صوديوم إلكترونًا يكتسبه الأكسجين وينتج عنه تكوين Na₂O. هنا 2 [Na⁺] و [س^2-] بواسطة قوى كهروستاتيكية قوية.

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع المغنيسيوم

ينتمي المغنيسيوم (العدد الذري = 12 والتكوين الإلكتروني = 2,8,2،2،XNUMX) إلى XNUMX^nd المجموعة في الجدول الدوري وتحتاج إلى فقد إلكترونين لتحقيق الاستقرار. على الجانب الآخر ، يكتسب الأكسجين هذين الإلكترونين لإكمال الثماني. لذلك Mg²⁺ و يا^2- كونها مشحونة بشكل متساوٍ ومعاكس تنجذب إلى بعضها البعض وتشكل MgO الذي يتم تثبيته معًا بواسطة قوى كهروستاتيكية قوية.

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الألومنيوم

يتكون الهيكل المكون من الألومنيوم (العدد الذري = 13 والتكوين الإلكتروني = 2,8,3،XNUMX،XNUMX) والأكسجين هو أكسيد الألومنيوم (Al₂O₃). آل₂O₃ هو مركب أيوني مما يعني أن هناك انتقال للإلكترونات بين الألمنيوم والأكسجين. لذا ينتمي الألومنيوم إلى المجموعة 13 في الجدول الدوري ويحتوي على 3 إلكترونات تكافؤ وينتمي الأكسجين إلى المجموعة 16 ويحتوي على 6 إلكترونات. كون الألمنيوم أقل كهرسلبية سوف يتبرع بإلكتروناته الثلاثة وسيكسبه الأكسجين لكونه أكثر كهرسلبية. ومن ثم سوف تتحول ذرتا الألومنيوم إلى 3 [Al³⁺} الكاتيون و 3 ذرات أكسجين سوف تتحول إلى 3 [O^2-] الأنيونات.

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع السيليكون

ينتج عنه تكوين SiO₂. يحتوي السيليكون (العدد الذري = 14 والتكوين الإلكتروني = 2,8,4،4،6) على 2 إلكترونات تكافؤ والأكسجين يحتوي على XNUMX إلكترونات تكافؤ. لذلك لإكمال ذرات الأكسجين الثماني الثماني ستشارك إلكتروناتها مع ذرة سيليكون واحدة. سيكون هناك تكوين رابطة تساهمية مزدوجة.

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الكلور (OCl₂)

الكلور (العدد الذري = 17 والتكوين الإلكتروني = 2,8,7،17،1) ينتمي إلى المجموعة 16 من الجدول الدوري ويحتاج إلى إلكترون واحد لإكمال تكوين الغاز النبيل المستقر. من ناحية أخرى ، ينتمي الأكسجين إلى المجموعة 2 وهو نادر من إلكترونين لتحقيق تكوين الغاز النبيل. لذلك سيصبح الأكسجين الذرة المركزية وسيشترك في كل إلكترون من ذرتين من الكلور. هذا يؤدي إلى تكوين OCl2 حيث يكون واحد يوجد تكوين الرابطة التساهمية بين الذرات المشاركة

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع البوتاسيوم

• هيكل لويس نقطة البوتاسيوم (العدد الذري 19 والتكوين الإلكتروني = 2,8,8,1،1،1،2) على نفس خط الصوديوم والأكسجين. ينتمي البوتاسيوم إلى المجموعة 1 من الجدول الدوري ولتحقيق الاستقرار ، يجب أن يفقد إلكترونًا واحدًا. من ناحية أخرى ، يحتاج الأكسجين إلى الحصول على إلكترونين لإكمال ثباته. لذلك تتبرع كل ذرة بوتاسيوم بإلكترون واحد للأكسجين وينتج عنه المركب الأيوني K2O والأيونات مرتبطة ببعضها البعض بواسطة قوى كهروستاتيكية قوية.

هيكل نقطة الأكسجين لويس مع الكالسيوم

يفقد الكالسيوم (العدد الذري = 20 والتكوين الإلكتروني = 2,8,8,2،2،2،XNUMX) إلكترونين لتحقيق الاستقرار والأكسجين كما ذكرنا عدة مرات يحتاجون إلى الحصول على إلكترونين لتحقيق الاستقرار. الآن بسبب هذا التحول للإلكترونات ، سيصبح الكالسيوم والأكسجين مشحونين عكسيا ويشكلان مركبًا أيونيًا CaO

هيكل نقطة الأكسجين لويس (أسئلة وأجوبة ذات صلة)

وأوضح الخصائص من خلال هيكل نقطة الأكسجين لويس

هيكل أوكسجين لويس متماثل تمامًا وغير قطبي. أيضًا ، عادةً ما تكون الجزيئات غير القطبية غازات في الطبيعة ، وبالتالي لا يوجد فرق كبير في جزيء ثنائي الأكسجين وغاز الأكسجين

دور الإلكترونات الخارجية في هيكل نقطة الأكسجين لويس

تسمى الإلكترونات الخارجية بإلكترونات التكافؤ. هم مسؤولون عن تكوين الروابط الكيميائية ورد الفعل لأنها مرتبطة بشكل غير محكم بالنواة. نظرًا لقوة الربط النووية الأقل ، يمكنهم بسهولة المشاركة في مشاركة ونقل الإلكترونات. من ناحية أخرى ، بينما ننتقل من إلكترونات التكافؤ إلى الإلكترونات الداخلية ، يزداد الارتباط النووي مما يجعل من الصعب عليهم المشاركة في أي تكوين وتفاعل للرابطة.

الفرق في بنية لويس النقطية والتركيب الجزيئي

هياكل لويس تمثل حركة ووجود الإلكترونات في مركب وفقًا لعامل ثباته. يُظهر عدد الذرات وإلكترونات التكافؤ والروابط بسهولة. ومع ذلك ، تتأثر الأشكال الجزيئية للمركبات بقوى مختلفة بين الذرات وتعتمد على زوايا الروابط وأطوال الروابط