عد الإلكترونات
في الكيمياء ، يُعدّ عدّ الإلكترونات أسلوبًا رياضيًا لتحديد عدد إلكترونات التكافؤ لكل ذرة في الجزيء. ويُستخدم لتصنيف المركبات وشرح أو التنبؤ ببنيتها الإلكترونية وروابطها . [ 1 ] وتعتمد العديد من قواعد الكيمياء على عدّ الإلكترونات.
- تُستخدم قاعدة الثمانية مع هياكل لويس لعناصر المجموعة الرئيسية ، وخاصة العناصر الأخف مثل الكربون والنيتروجين والأكسجين .
- قاعدة 18 إلكترون [ 2 ] في الكيمياء غير العضوية والكيمياء العضوية المعدنية للمعادن الانتقالية ،
- قاعدة هوكل للإلكترونات π للمركبات العطرية ،
- نظرية أزواج الإلكترون الهيكلية متعددة السطوح لمركبات العنقود متعددة السطوح ، بما في ذلك المعادن الانتقالية وعناصر المجموعة الرئيسية ومخاليطها، مثل البوران .
تُسمى الذرات " فقيرة بالإلكترونات " عندما يكون لديها عدد أقل من الإلكترونات مقارنةً بقواعدها، أو " مفرطة التكافؤ " عندما يكون لديها عدد أكبر من الإلكترونات. ولأن هذه المركبات تميل إلى أن تكون أكثر تفاعلاً من المركبات التي تتبع قواعدها، فإن حساب الإلكترونات يُعد أداةً مهمةً لتحديد تفاعلية الجزيئات. وبينما يأخذ أسلوب الحساب في الاعتبار كل ذرة على حدة، فإن هذه الذرات الفردية (مع شحنتها المفترضة) لا توجد عادةً كجزيئات حرة .
قواعد العد
هناك طريقتان لحساب الإلكترونات، وهما "الحساب المحايد" و"الحساب الأيوني". تعطي كلتا الطريقتين نفس النتيجة (وبالتالي يمكن استخدامهما للتحقق من صحة الحساب).
- يفترض أسلوب العد المحايد أن الجزيء أو الجزء المدروس يتكون من روابط تساهمية بحتة . وقد شاع استخدامه بفضل مالكولم غرين إلى جانب ترميز الرابطة L و X. [ 3 ] ويُعتبر عادةً أسهل، خاصةً بالنسبة للمعادن الانتقالية منخفضة التكافؤ. [ 4 ]
- يفترض نهج "العد الأيوني" وجود روابط أيونية بحتة بين الذرات.
ومع ذلك، من المهم أن ندرك أن معظم الأنواع الكيميائية تقع بين طرفي النقيض التساهمي والأيوني.
العد المحايد
- يفترض الحساب المحايد أن كل رابطة مقسمة بالتساوي بين ذرتين.
- تبدأ هذه الطريقة بتحديد موقع الذرة المركزية في الجدول الدوري وتحديد عدد إلكترونات التكافؤ الخاصة بها. ويتم حساب إلكترونات التكافؤ لعناصر المجموعة الرئيسية بشكل مختلف عن الفلزات الانتقالية، التي تستخدم عدد إلكترونات d .
- على سبيل المثال في الدورة 2: B و C و N و O و F لديها 3 و 4 و 5 و 6 و 7 إلكترونات تكافؤ على التوالي.
- على سبيل المثال في الدورة الرابعة: K، Ca، Sc، Ti، V، Cr، Fe، Ni لديها 1، 2، 3، 4، 5، 6، 8، 10 إلكترونات تكافؤ على التوالي.
- تتم إضافة واحد لكل هاليد أو ربيطة أنيونية أخرى ترتبط بالذرة المركزية من خلال رابطة سيجما.
- يُضاف اثنان لكل زوج إلكتروني حر يرتبط بالفلز (على سبيل المثال، ترتبط كل قاعدة لويس بزوج إلكتروني حر). تُعتبر الهيدروكربونات غير المشبعة، مثل الألكينات والألكاينات، قواعد لويس . وبالمثل، لا تُساهم أحماض لويس وبرونستيد (البروتونات) بأي شيء.
- يُضاف واحد لكل رابطة بين عنصرين متماثلين.
- يتم إضافة واحد لكل شحنة سالبة، ويتم طرح واحد لكل شحنة موجبة.
العد الأيوني
- يفترض الحساب الأيوني عدم تساوي مشاركة الإلكترونات في الرابطة. فالذرة الأكثر كهرسلبية في الرابطة تكتسب إلكتروناً فقدته الذرة الأقل كهرسلبية.
- تبدأ هذه الطريقة بحساب عدد الإلكترونات للعنصر، بافتراض حالة الأكسدة .
- على سبيل المثال، يحتوي أيون الحديد الثنائي (Fe²⁺ ) على 6 إلكترونات
- أيون الكبريت (S 2−) يحتوي على 8 إلكترونات
- تتم إضافة اثنين لكل هاليد أو ربيطة أنيونية أخرى ترتبط بالمعدن من خلال رابطة سيجما .
- يُضاف زوجان إلكترونيان لكل زوج إلكتروني حر يرتبط بالفلز (على سبيل المثال، يمكن لكل ربيطة فوسفين أن ترتبط بزوج إلكتروني حر). وبالمثل، لا تُساهم أحماض لويس وبرونستيد (البروتونات) بأي شيء.
- بالنسبة للروابط غير المشبعة مثل الألكينات، تتم إضافة إلكترون واحد لكل ذرة كربون مرتبطة بالفلز.
الإلكترونات المتبرع بها من الشظايا المشتركة
| الليجاند | الإلكترونات المساهمة (العد المحايد) | الإلكترونات المساهمة (العد الأيوني) | المكافئ الأيوني |
|---|---|---|---|
| X | 1 | 2 | X − ; X = F, Cl, Br, I |
| ح | 1 | 2 | H − |
| ح | 1 | 0 | H + |
| يا | 2 | 4 | O 2− |
| شمال | 3 | 6 | N 3− |
| CO | 2 | 2 | CO |
| رقم 3 | 2 | 2 | NR 3 ؛ R = H، ألكيل، أريل |
| CR 2 | 2 | 4 | CR 2− 2 |
| الإيثيلين | 2 | 2 | C 2 H 4 |
| سيكلوبنتادينيل | 5 | 6 | C 5 H − 5 |
| البنزين | 6 | 6 | C 6 H 6 |
"حالات خاصة"
يعتمد عدد الإلكترونات "المتبرع بها" من بعض الروابط على هندسة مجموعة الفلز-الرابط. ومن الأمثلة على هذا التعقيد وحدة M– NO . فعندما تكون هذه المجموعة خطية، يُعتبر رابط NO رابطًا ثلاثي الإلكترونات. أما عندما تكون وحدة M–NO منحنية بشدة عند ذرة النيتروجين، يُعامل NO كشبه هاليد، وبالتالي يُعتبر رابطًا أحادي الإلكترون (في طريقة حساب الإلكترونات المتعادلة). ولا يختلف الوضع كثيرًا عن الفرق بين رابطة الأليل η³ ورابطة الأليل η¹ . ومن الروابط غير المألوفة الأخرى من منظور حساب الإلكترونات ثاني أكسيد الكبريت .
أمثلة
بالنسبة لجزيء الماء (H 2 O)، فإن استخدام كل من العد المحايد والعد الأيوني ينتج عنه ما مجموعه 8 إلكترونات.
| الذرة | ساهمت الإلكترونات | عدد الإلكترونات |
|---|---|---|
| ح . | إلكترون واحد × 2 | إلكترونان |
| يا | 6 إلكترونات | 6 إلكترونات |
| المجموع = 8 إلكترونات |
تعتمد طريقة العد المحايد على افتراض أن كل رابطة OH تنقسم بالتساوي (تحصل كل ذرة على إلكترون واحد من الرابطة). وبالتالي، فإن ذرتي الهيدروجين تمتلكان إلكترونًا واحدًا. أما ذرة الأكسجين فلديها 6 إلكترونات تكافؤ. إذن، العدد الإجمالي للإلكترونات هو 8، وهو ما يتوافق مع قاعدة الثمانية.
| الذرة | ساهمت الإلكترونات | عدد الإلكترونات |
|---|---|---|
| H + | لا أحد | 0 إلكترون |
| O 2− | 8 إلكترونات | 8 إلكترونات |
| المجموع = 8 إلكترونات |
باستخدام طريقة العد الأيوني، ستكتسب ذرة الأكسجين الأكثر كهرسلبية إلكترونات من ذرتي الهيدروجين في رابطتي OH لتصبح O²⁻ . وبذلك، يصبح لديها 8 إلكترونات تكافؤ إجمالية، وهو ما يتوافق مع قاعدة الثمانية.
- CH 4 ، للذرة المركزية C
- حساب الإلكترونات المحايدة: تساهم ذرة الكربون بأربعة إلكترونات، ويساهم كل جذر هيدروجين بإلكترون واحد: 4 + 4 × 1 = 8 إلكترونات تكافؤ
- الحساب الأيوني: يساهم C 4− بـ 8 إلكترونات، ويساهم كل بروتون بـ 0 إلكترون: 8 + 4 × 0 = 8 إلكترونات.
- وينطبق الأمر نفسه على H:
- الحساب المحايد: يساهم الهيدروجين بإلكترون واحد، ويساهم الكربون بإلكترون واحد (الإلكترونات الثلاثة الأخرى للكربون مخصصة للهيدروجينات الثلاثة الأخرى في الجزيء): 1 + 1 × 1 = 2 إلكترونات تكافؤ.
- حساب الأيونات: يساهم الهيدروجين بصفر إلكترونات (H + )، ويساهم C 4− بإلكترونين (لكل ذرة هيدروجين)، 0 + 1 × 2 = 2 إلكترون تكافؤ.
- الخلاصة: يتبع الميثان قاعدة الثمانية للكربون، وقاعدة الثنائية للهيدروجين، وبالتالي من المتوقع أن يكون جزيئًا مستقرًا (كما نرى من الحياة اليومية).
- H 2 S ، بالنسبة للكبريت المركزي
- الحساب المحايد: يساهم الكبريت بـ 6 إلكترونات، ويساهم كل جذر هيدروجين بإلكترون واحد: 6 + 2 × 1 = 8 إلكترونات تكافؤ
- حساب الأيونات: يساهم أيون الكبريتيد S 2− بـ 8 إلكترونات، بينما يساهم كل بروتون بـ 0: 8 + 2 × 0 = 8 إلكترونات تكافؤ
- الاستنتاج: مع وجود ثمانية إلكترونات (على الكبريت)، يمكننا أن نتوقع أن يكون H2S شبه رباعي الأوجه إذا أخذنا في الاعتبار الزوجين الوحيدين.
- SCl 2 ، للكبريت المركزي
- حساب الإلكترونات المحايدة: يساهم الكبريت بـ 6 إلكترونات، ويساهم كل جذر كلور بإلكترون واحد: 6 + 2 × 1 = 8 إلكترونات تكافؤ
- حساب الأيونات: يساهم أيون الكبريتيد (S 2+) بأربعة إلكترونات، ويساهم كل أيون كلوريد باثنين: 4 + 2 × 2 = 8 إلكترونات تكافؤ
- الخلاصة: انظر المناقشة المتعلقة بـ H₂S أعلاه . يتبع كل من SCl₂ و H₂S قاعدة الثمانية، إلا أن سلوك هذه الجزيئات يختلف تمامًا.
- SF 6 ، للمنطقة الجنوبية المركزية
- الحساب المحايد: يساهم الكبريت بـ 6 إلكترونات، ويساهم كل جذر فلور بإلكترون واحد: 6 + 6 × 1 = 12 إلكترون تكافؤ
- حساب الأيونات: يساهم أيون الكبريت S 6+ بصفر إلكترونات، ويساهم كل أنيون فلوريد باثنين: 0 + 6 × 2 = 12 إلكترون تكافؤ
- الخلاصة: تشير حسابات الأيونات إلى أن الجزيء يفتقر إلى أزواج الإلكترونات الحرة، وبالتالي سيكون تركيبه ثماني الأوجه، كما تنبأت به نظرية تنافر أزواج إلكترونات غلاف التكافؤ (VSEPR ). قد يظن البعض أن هذا الجزيء شديد التفاعل، لكن العكس هو الصحيح: سادس فلوريد الكبريت (SF6) خامل ، ويُستخدم على نطاق واسع في الصناعة لهذه الخاصية.
RuCl 2 (bpy) 2 هو مركب معدني ثماني السطوح مع اثنين من روابط 2,2′-bipyridine (bpy) ثنائية السن واثنين من روابط الكلوريد.
| معدن / رابطة | ساهمت الإلكترونات | عدد الإلكترونات |
|---|---|---|
| Ru(0) | d 8 (8 إلكترونات d) | 8 إلكترونات |
| bpy | 4 إلكترونات × 2 | 8 إلكترونات |
| Cl· | إلكترون واحد × 2 | إلكترونان |
| المجموع = 18 إلكترونًا |
في طريقة العد المحايد، يُعامل الروثينيوم في المركب على أنه Ru(0). يمتلك 8 إلكترونات d تُساهم في عدد الإلكترونات. أما ربيطتا bpy فهما ربيطتان متعادلتان من النوع L ، وبالتالي تُساهم كل منهما بإلكترونين. وربيطتا الكلوريد هما هاليدات، وبالتالي مانحتان لإلكترون واحد، تُساهم كل منهما بإلكترون واحد في عدد الإلكترونات. وبذلك، يكون العدد الإجمالي للإلكترونات في RuCl₂ ( bpy) ₂ هو 18.
| معدن / رابطة | ساهمت الإلكترونات | عدد الإلكترونات |
|---|---|---|
| Ru(II) | d 6 (6 إلكترونات d) | 6 إلكترونات |
| bpy | 4 إلكترونات × 2 | 8 إلكترونات |
| Cl − | إلكترونان × 2 | 4 إلكترونات |
| المجموع = 18 إلكترونًا |
في طريقة العد الأيوني، يُعامل الروثينيوم في المركب على أنه Ru(II). يمتلك 6 إلكترونات d تُساهم في عدد الإلكترونات. أما ربيطتا bpy فهما ربيطتان متعادلتان من النوع L ، وبالتالي تُساهم كل منهما بإلكترونين. بينما ربيطتا الكلوريد فهما ربيطتان أنيونيتان، وبالتالي تُساهم كل منهما بإلكترونين في عدد الإلكترونات. وبذلك، يبلغ إجمالي عدد الإلكترونات في RuCl₂ ( bpy) ₂ ثمانية عشر إلكترونًا، وهو ما يتوافق مع نتيجة العد المتعادل.
- TiCl 4 ، لذرة التيتانيوم المركزية
- حساب الإلكترونات المحايدة: يساهم التيتانيوم بـ 4 إلكترونات، ويساهم كل جذر كلور بإلكترون واحد: 4 + 4 × 1 = 8 إلكترونات تكافؤ
- حساب الأيونات: يساهم أيون التيتانيوم رباعي التكافؤ (Ti 4+) بصفر إلكترونات، بينما يساهم كل أيون كلوريد بإلكترونين: 0 + 4 × 2 = 8 إلكترونات تكافؤ
- الخلاصة: بما أن مركب TiCl₄ يحتوي على 8 إلكترونات فقط (مقابل 18 إلكترونًا ممكنًا)، يمكننا أن نتوقع أنه سيكون حمض لويس جيدًا. وبالفعل، يتفاعل (بعنف في بعض الحالات) مع الماء والكحولات والإيثرات والأمينات.
- حساب الإلكترونات المتعادلة: يساهم الحديد بـ 8 إلكترونات، ويساهم كل جزيء من الكربونيل بإلكترونين: 8 + 2 × 5 = 18 إلكترون تكافؤ
- حساب الأيونات: يساهم Fe(0) بـ 8 إلكترونات، ويساهم كل CO بـ 2 إلكترون: 8 + 2 × 5 = 18 إلكترون تكافؤ
- الاستنتاجات: هذه حالة خاصة، حيث يكون عدّ الأيونات مماثلاً لعدّ الجزيئات المتعادلة، إذ تكون جميع الأجزاء متعادلة. وبما أن هذا المركب يحتوي على 18 إلكترونًا، فمن المتوقع أن يكون قابلاً للعزل.
- الفيروسين، (C 5 H 5 ) 2 Fe ، للحديد المركزي:
- الحساب المحايد: يساهم الحديد بـ 8 إلكترونات، وتساهم حلقتان السيكلوبنتادينيل بـ 5 إلكترونات لكل منهما: 8 + 2 × 5 = 18 إلكترونًا
- الحساب الأيوني: يساهم Fe 2+ بـ 6 إلكترونات، وتساهم حلقتان سيكلوبنتادينيل العطريتان بـ 6 إلكترونات لكل منهما: 6 + 2 × 6 = 18 إلكترون تكافؤ على الحديد.
- الخلاصة: من المتوقع أن يكون الفيروسين مركباً قابلاً للعزل.
انظر أيضاً
مراجع
- ↑ باركين، جيرارد (2006). "التكافؤ، ورقم التأكسد، والشحنة الرسمية: ثلاثة مفاهيم مترابطة ولكنها مختلفة جوهريًا" . مجلة التعليم الكيميائي . 83 (5): 791. Bibcode : 2006JChEd..83..791P . doi : 10.1021/ed083p791 . ISSN 0021-9584 . تاريخ الاسترجاع: 10 نوفمبر 2009 .
- ↑ راسموسن، سيث سي. (مارس 2015). "قاعدة الثمانية عشر إلكترونًا وحساب الإلكترونات في مركبات الفلزات الانتقالية: النظرية والتطبيق" . ChemTexts . 1 (1) 10. Bibcode : 2015ChTxt...1...10R . doi : 10.1007/s40828-015-0010-4 . ISSN 2199-3793 .
- ↑ غرين، إم إل إتش (20 سبتمبر 1995). "نهج جديد للتصنيف الرسمي للمركبات التساهمية للعناصر". مجلة الكيمياء العضوية الفلزية . 500 ( 1-2 ): 127-148 . doi : 10.1016/0022-328X(95)00508-N . ISSN 0022-328X .
- ↑ غرين، إم إل إتش (20 سبتمبر 1995). "نهج جديد للتصنيف الرسمي للمركبات التساهمية للعناصر" . مجلة الكيمياء العضوية الفلزية . 500 (1): 127-148 . doi : 10.1016/0022-328X(95)00508-N . ISSN 0022-328X .
- الكيمياء غير العضوية
- الروابط الكيميائية