بنية لويس

تُعرف تراكيب لويس - والتي تُسمى أيضًا صيغ لويس النقطية ، أو تراكيب لويس النقطية ، أو تراكيب النقاط الإلكترونية ، أو تراكيب لويس النقطية الإلكترونية ( LEDs ) - بأنها مخططات توضح الروابط بين ذرات الجزيء ، بالإضافة إلى أزواج الإلكترونات الحرة التي قد توجد فيه. ^{[ 1 ] [ 2 ] [ 3 ]} وقد قدمها جيلبرت ن. لويس في مقالته "الذرة والجزيء" عام 1916 ، ويمكن رسم تركيب لويس لأي جزيء مرتبط بروابط تساهمية ، وكذلك المركبات التناسقية . ^{[ 4 ]} وتُوسع تراكيب لويس مفهوم مخطط النقاط الإلكترونية بإضافة خطوط بين الذرات لتمثيل الأزواج المشتركة في الرابطة الكيميائية.  

تُظهر هياكل لويس كل ذرة وموقعها في بنية الجزيء باستخدام رمزها الكيميائي. تُرسَم خطوط بين الذرات المرتبطة ببعضها (يمكن استخدام أزواج من النقاط بدلاً من الخطوط). تُمثَّل الإلكترونات الزائدة التي تُشكِّل أزواجًا حرة بأزواج من النقاط، وتُوضع بجوار الذرات.

على الرغم من أن عناصر المجموعة الرئيسية في الدورة الثانية وما بعدها تتفاعل عادة عن طريق اكتساب أو فقدان أو مشاركة الإلكترونات حتى تصل إلى تكوين إلكتروني لغلاف التكافؤ مع ثمانية إلكترونات كاملة، فإن الهيدروجين بدلاً من ذلك يتبع قاعدة الثنائية ، حيث يشكل رابطة واحدة لغلاف تكافؤ كامل مكون من إلكترونين.

بالنسبة للجزيء المتعادل، فإن العدد الإجمالي للإلكترونات الممثلة في بنية لويس يساوي مجموع عدد إلكترونات التكافؤ على كل ذرة على حدة، وليس الحد الأقصى الممكن. أما الإلكترونات غير التكافؤية فلا تُمثَّل في بنى لويس لأنها لا تُكوِّن روابط.

بمجرد تحديد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ، يتم وضعها في التركيب وفقًا لهذه الخطوات:

1. في البداية، يتم رسم خط واحد (يمثل رابطة واحدة) بين كل زوج من الذرات المتصلة.
2. تتكون كل رابطة من زوج من الإلكترونات، فإذا كان t هو العدد الإجمالي للإلكترونات المطلوب وضعها، و n هو عدد الروابط الأحادية المرسومة، يتبقى t - 2n إلكترونًا لوضعها. تُرسَم هذه الإلكترونات مؤقتًا على شكل نقاط، نقطة واحدة لكل إلكترون، بحد أقصى ثماني نقاط لكل ذرة (نقطتان في حالة الهيدروجين)، مطروحًا منها نقطتان لكل رابطة.
3. يتم توزيع الإلكترونات أولاً على الذرات الخارجية ثم على الذرات الأخرى، حتى لا يتبقى المزيد ليتم وضعه.
4. أخيرًا، تُعالج كل ذرة (باستثناء الهيدروجين) محاطة بأقل من ثمانية إلكترونات (مع احتساب كل رابطة على أنها رابطتان) على النحو التالي: لكل إلكترونين مطلوبين، تُحذف نقطتان من ذرة مجاورة ويُرسم خط إضافي بين الذرتين. يُمثل هذا تحويل زوج إلكتروني حر إلى زوج رابط، مما يُضيف إلكترونين إلى غلاف التكافؤ للذرة الأولى مع الحفاظ على عدد إلكترونات الذرة الثانية دون تغيير.
5. في الخطوات السابقة، إذا لم يكن هناك عدد كافٍ من الإلكترونات لملء أغلفة التكافؤ لجميع الذرات، فإن الأفضلية تُعطى لتلك الذرات التي تكون كهرسلبية أعلى.

يمكن رسم تراكيب لويس للأيونات متعددة الذرات بنفس الطريقة. مع ذلك، عند حساب الإلكترونات، يجب أن تحتوي الأيونات السالبة على إلكترونات إضافية في تراكيب لويس الخاصة بها، بينما تحتوي الأيونات الموجبة على عدد أقل من الإلكترونات مقارنةً بالجزيء غير المشحون. عند كتابة تركيب لويس لأيون، يُوضع التركيب بأكمله بين قوسين، وتُكتب الشحنة كرقم مرفوع في الزاوية العلوية اليمنى، خارج القوسين.

تم اقتراح طريقة أبسط لبناء هياكل لويس، مما يلغي الحاجة إلى عد الإلكترونات: يتم رسم الذرات مع إظهار إلكترونات التكافؤ؛ ثم تتشكل الروابط عن طريق اقتران إلكترونات التكافؤ للذرات المشاركة في عملية تكوين الرابطة، وتتشكل الأنيونات والكاتيونات عن طريق إضافة أو إزالة الإلكترونات من/إلى الذرات المناسبة. ^{[ 5 ]}

تتمثل إحدى الحيل في حساب عدد إلكترونات التكافؤ، ثم حساب عدد الإلكترونات اللازمة لإكمال قاعدة الثمانية (أو إلكترونين فقط في حالة الهيدروجين)، ثم حساب الفرق بين هذين العددين. والناتج هو عدد الإلكترونات التي تُكوّن الروابط. أما الإلكترونات المتبقية فتُستخدم لملء غلاف الثمانية لجميع الذرات الأخرى.

تم اقتراح طريقة الرافعة، وهي إجراء بسيط وعام آخر لكتابة هياكل لويس وأشكال الرنين. ^{[ 6 ]}

يعمل هذا النظام في جميع الحالات تقريبًا، إلا أنه لا يعمل في ثلاث حالات . هذه الاستثناءات موضحة في الجدول أدناه.

فيما يتعلق ببنية لويس، تُستخدم الشحنة الرسمية في وصف ومقارنة وتقييم البنى الطوبولوجية والرنينية المحتملة ^{[ 7 ]،} وذلك بتحديد الشحنة الإلكترونية الظاهرية لكل ذرة داخلها، بناءً على بنية توزيع الإلكترونات النقطية، بافتراض وجود روابط تساهمية حصرية أو روابط غير قطبية . ولها استخدامات في تحديد إعادة توزيع الإلكترونات المحتملة عند الإشارة إلى آليات التفاعل ، وغالبًا ما تكون إشارتها مماثلة لإشارة الشحنة الجزئية للذرة، مع وجود استثناءات. بشكل عام، يمكن حساب الشحنة الرسمية للذرة باستخدام الصيغة التالية، بافتراض تعريفات غير قياسية للعلامات المستخدمة: $${\displaystyle C_{\text{f}}=N_{\text{v}}-U_{\text{e}}-{\frac {B_{\text{n}}}{2}},}$$ أين

${\displaystyle C_{\text{f}}}$هذه هي التهمة الرسمية،

${\displaystyle N_{\text{v}}}$يمثل عدد إلكترونات التكافؤ في ذرة حرة من العنصر،

${\displaystyle U_{\text{e}}}$يمثل عدد الإلكترونات غير المشتركة على الذرة،

${\displaystyle B_{\text{n}}}$يمثل العدد الإجمالي للإلكترونات في الروابط التي تربط الذرة بذرة أخرى.

تُحسب الشحنة الرسمية للذرة على أنها الفرق بين عدد إلكترونات التكافؤ التي تمتلكها الذرة المتعادلة وعدد الإلكترونات التي تنتمي إليها في بنية لويس. تتوزع الإلكترونات في الروابط التساهمية بالتساوي بين الذرات المشاركة في الرابطة. يجب أن يكون مجموع الشحنات الرسمية على الأيون مساويًا لشحنة الأيون، ويجب أن يكون مجموع الشحنات الرسمية على الجزيء المتعادل مساويًا للصفر.

بالنسبة لبعض الجزيئات والأيونات، يصعب تحديد أزواج الإلكترونات الحرة التي يجب نقلها لتكوين روابط ثنائية أو ثلاثية، وقد يُكتب شكلان أو أكثر من أشكال الرنين المختلفة لنفس الجزيء أو الأيون. في مثل هذه الحالات، يُكتب عادةً جميعها بأسهم ثنائية الاتجاه بينها . يحدث هذا أحيانًا عندما تُحيط ذرات متعددة من النوع نفسه بالذرة المركزية، وهو شائع بشكل خاص في الأيونات متعددة الذرات.

عند حدوث هذه الحالة، يُقال إن بنية لويس للجزيء هي بنية رنينية ، ويوجد الجزيء على شكل هجين رنيني. تتراكب كل الاحتمالات المختلفة على بعضها البعض، ويُعتبر أن للجزيء بنية لويس مكافئة لمزيج من هذه الحالات.

على سبيل المثال، يجب أن يُكوّن أيون النترات ( NO₃⁻ ) رابطة ثنائية بين النيتروجين وإحدى ذرات الأكسجين لتحقيق قاعدة الثمانية للنيتروجين. مع ذلك، ولأن الجزيء متناظر، فلا يهم أي من ذرات الأكسجين تُكوّن الرابطة الثنائية. في هذه الحالة، توجد ثلاثة تراكيب رنينية مُحتملة. يُمكن التعبير عن الرنين عند رسم تراكيب لويس إما برسم كل شكل من أشكال الرنين المُحتملة ووضع أسهم مزدوجة الرأس بينها، أو باستخدام خطوط مُتقطعة لتمثيل الروابط الجزئية (مع أن الأخيرة تُمثل تمثيلاً جيداً للرنين الهجين الذي لا يُعد، من الناحية الرسمية، تركيب لويس).

عند مقارنة البنى الرنينية لنفس الجزيء، عادةً ما تُساهم البنى ذات الشحنات الرسمية الأقل في الرنين الهجين الكلي بشكل أكبر. وعندما تكون الشحنات الرسمية ضرورية، تُفضّل البنى الرنينية التي تحتوي على شحنات سالبة على العناصر الأكثر كهرسلبية وشحنات موجبة على العناصر الأقل كهرسلبية.

يمكن أيضًا تحريك الروابط الأحادية بنفس الطريقة لإنشاء هياكل رنين للجزيئات فائقة التكافؤ مثل سداسي فلوريد الكبريت ، وهو الوصف الصحيح وفقًا لحسابات الكيمياء الكمية بدلاً من نموذج الثمانية الموسع الشائع.

لا ينبغي تفسير بنية الرنين على أنها تشير إلى أن الجزيء يتحول بين الأشكال، ولكن الجزيء يعمل كمتوسط ​​لأشكال متعددة.

الصيغة الكيميائية لأيون النتريت هي NO − 2 .

1. النيتروجين هو أقل الذرات كهرسلبية من بين الاثنين، لذا فهو الذرة المركزية وفقًا لمعايير متعددة.
2. احسب إلكترونات التكافؤ. يحتوي النيتروجين على 5 إلكترونات تكافؤ؛ ويحتوي كل أكسجين على 6 إلكترونات، ليصبح المجموع (6 × 2) + 5 = 17. الأيون يحمل شحنة -1، مما يشير إلى وجود إلكترون إضافي، لذا فإن العدد الإجمالي للإلكترونات هو 18.
3. قم بتوصيل الذرات بروابط أحادية. يجب أن ترتبط كل ذرة أكسجين بذرة النيتروجين، التي تستخدم أربعة إلكترونات - اثنان في كل رابطة.
4. ضع أزواج الإلكترونات غير الرابطة. يجب وضع الإلكترونات الـ 14 المتبقية مبدئيًا على شكل 7 أزواج غير رابطة. يمكن لكل ذرة أكسجين أن تحمل 3 أزواج غير رابطة كحد أقصى، مما يمنح كل ذرة أكسجين 8 إلكترونات، بما في ذلك زوج الإلكترونات الرابط. يجب وضع الزوج غير الرابط السابع على ذرة النيتروجين.
5. تحقق قاعدة الثمانية. تحتوي ذرتا الأكسجين حاليًا على 8 إلكترونات. أما ذرة النيتروجين فتحتوي على 6 إلكترونات فقط. يجب أن يشكل أحد الزوجين الإلكترونيين غير الرابطين على ذرة الأكسجين رابطة ثنائية، ولكن أيًا من الذرتين ستؤدي الغرض نفسه. لذلك، يوجد تركيب رنيني.
6. أكمل الخطوات المتبقية. ارسم بنيتين لويس: في كل بنية، ترتبط إحدى ذرتي الأكسجين برابطة ثنائية مع ذرة النيتروجين. أما ذرة الأكسجين الأخرى في كل بنية، فترتبط برابطة أحادية مع ذرة النيتروجين. ضع أقواسًا حول كل بنية، وأضف الشحنة السالبة (-) في الزاوية العلوية اليمنى خارج الأقواس. ارسم سهمًا مزدوج الرأس بين شكلي الرنين.

${\displaystyle {\begin{matrix}{\ce {CH3-CH2-CH2-CH3}}\\{\ce {CH3CH2CH2CH3}}\end{matrix}}}$

نوعان من الصيغة البنائية المكثفة، وكلاهما يُظهر البيوتان

يمكن كتابة الصيغ الكيميائية بأشكال أكثر اختصارًا، خاصةً عند تمثيل الجزيئات العضوية . في الصيغ البنائية المكثفة، قد تُحذف العديد من الروابط التساهمية أو حتى جميعها، مع استخدام أرقام سفلية تشير إلى عدد المجموعات المتطابقة المرتبطة بذرة معينة. وهناك شكل بنائي مختصر آخر هو الصيغة الهيكلية (المعروفة أيضًا بصيغة خط الرابطة أو مخطط الهيكل الكربوني). في الصيغة الهيكلية، لا يُرمز لذرات الكربون بالرمز C، بل برؤوس الخطوط . لا تُعرض ذرات الهيدروجين المرتبطة بالكربون، ولكن يمكن استنتاجها من خلال عدّ عدد الروابط مع ذرة كربون معينة، حيث يُفترض أن لكل ذرة كربون أربع روابط إجمالًا، وبالتالي فإن أي روابط غير معروضة تُشير ضمنيًا إلى ذرات الهيدروجين.

قد تكون المخططات الأخرى أكثر تعقيدًا من هياكل لويس، حيث تُظهر الروابط في ثلاثة أبعاد باستخدام أشكال مختلفة مثل مخططات ملء الفراغ .

على الرغم من بساطتها وتطورها في أوائل القرن العشرين، حين كان فهم الروابط الكيميائية لا يزال بدائيًا، فإنّ هياكل لويس تُجسّد العديد من السمات الرئيسية للبنية الإلكترونية لمجموعة واسعة من الأنظمة الجزيئية، بما في ذلك تلك ذات الصلة بالتفاعلية الكيميائية. ولذلك، لا تزال تحظى باستخدام واسع النطاق من قِبل الكيميائيين ومعلمي الكيمياء. وينطبق هذا بشكل خاص على مجال الكيمياء العضوية ، حيث لا يزال نموذج رابطة التكافؤ التقليدي مهيمنًا، وغالبًا ما تُفهم الآليات من خلال ترميز السهم المنحني المُضاف إلى الصيغ الهيكلية ، وهي اختصارات لهياكل لويس. ونظرًا للتنوع الكبير في مخططات الروابط في الكيمياء غير العضوية والعضوية الفلزية ، فإنّ العديد من الجزيئات تتطلب استخدام مدارات جزيئية غير متمركزة بالكامل لوصف روابطها بدقة، مما يجعل هياكل لويس أقل أهمية نسبيًا (مع أنها لا تزال شائعة).

توجد أنظمة جزيئية بسيطة ونموذجية يكون وصفها باستخدام نموذج لويس، على الأقل في صورته الأصلية، مضللاً أو غير دقيق. ومن الجدير بالذكر أن الرسم البسيط لبنية لويس للجزيئات المعروفة تجريبياً باحتوائها على إلكترونات غير مزدوجة (مثل O₂ _و NO وClO₂ ₎ يؤدي إلى استنتاجات خاطئة حول رتبة الروابط وأطوالها و/أو الخصائص المغناطيسية. كما أن نموذج لويس البسيط لا يفسر ظاهرة العطرية . فعلى سبيل المثال، لا تقدم بنية لويس تفسيراً لسبب تمتع البنزين الحلقي (C₆H₆ ₎ باستقرار خاص يتجاوز تأثيرات عدم التمركز العادية، بينما يعاني سيكلوبوتاديين ( _{C₄H₄ ) من} عدم استقرار خاص . ^[ _٨ ^] توفر نظرية المدارات الجزيئية التفسير ^الأبسط لهذه الظواهر.

• نظرية تنافر أزواج الإلكترونات في غلاف التكافؤ
• الهندسة الجزيئية
• الصيغة البنائية
• المدار الرابط الطبيعي

• مخططات لويس النقطية لعناصر مختارة
• هياكل لويس لجميع المركبات