أحدث الموضوعات

الشكل الهندسي للجزيء والزاوية بين الروابط Molecular geometry and Bond angles

.



بعد أن تمكنا من معرفة بنية لويس لأي مركب وفقاً للقواعد التي ذكرناها في الدرس السابق (بنية لويس - تركيب لويس) نستطيع الآن أن نحدد الزاوية بين الروابط وأيضاً نتوقع الشكل الهندسي للجزئ وذلك باستخدام نظرية تنافر زوج الإلكترونات لغلاف التكافؤ  Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR) وهي تتلخص في أن أزواج الإلكترونات المحيطة بالذرة المركزية تتنافر نظراً لكونها إلكترونات تحمل شحنات سالبة ومن ثم تحاول أن تبتعد عن بعضها ما أمكن ذلك. والشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بعد بين أزواج هذه الإلكترونات ، هو الذي يحدد الشكل الهندسي للجزئ.

نظرية تنافر الأزواج الإلكترونية لغلاف التكافؤ  Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR)

هي عبارة قاعدة أساسية لفهم تصور زوايا الربط في الجزئيات العضوية ولقد أعطت إمكانية التنبؤ بترتيب الذرات أو المجموعات في الجزيئات وبالتالي وصف الشكل الهندسي لها.

1- الذرة المركزية Central atom: هي تلك الذرة المرتبطة تساهمياً مع ذرتين أو أكثر.

2- كل أزواج إلكترونات التكافؤ في الذرة المركزية التي تشترك في الرابطة التساهمية تسمى بإزواج رابطة Bonding والتي لا تشترك في الرابطة تسمى أزواج غير رابطة nonbonding

3- تتنافر الأزواج الإلكترونية في غلاف التكافؤ أقصى ما يمكن فيما بينها حتى تصل إلى الشكل الهندسي الأكثر استقرار (أقل طاقة وأقل تنافر).

4- التنافر الأكبر يكون بين الأزواج الإلكترونية غير الرابطة Lone pair لأنها تكون تحت تأثير نواة واحدة فقط فتأخذ حجم زاوي أكبر من حجم الأزواج الإلكترونية الرابطة bond pair

5- تتخذ الروابط الزوجية فراغا أكبر من الروابط الأحادية.

6- عند وصف الشكل العام لجزيء ما لابد من حساب كل الأزواج الرابطة وغير الرابطة.

7- عند وصف ا لشكل الخاص لجزيء ما يتم الرجوع فقط لمواقع الأنوية مع إهمال أزواج الإلكترون غير الرابطة.

8- تعامل إلكترونات الروابط المتعددة وكأنها وحدة واحدة.

وبتطبيق هذه النظرية على بعض المركبات نستطيع أن نعلم الشكل الهندسي للجزئ ومن ثم الزاوية بين الروابط.

1- النوع : AB2 


مثال: جزئ كلوريد البريليوم BeCl2 (زوجي الإلكترونات حول الذرة المركزية)
عدد الإلكترونات الخارجية المكونة لروابط الجزئ = 7+7+2 = 16 إلكترون
تكون الذرة المركزية البريليوم Be محاطة برابطتين تساهميتين والشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بعد بينهما نتيجة التنافر بين إلكتروناتها هو الشكل المستقيم وتكون الزاوية بين الروابط 180o ولذلك يكون الشكل الهندسي لجزئ BeCl2 خطاً مستقيماً Linear والزاوية بين الروابط 180o


وهذا يشكل أحد شواذ قاعدة لويس حيث الذرة المركزية محاطة بأربعة إلكترونات فقط بدلاً من ثمانية.

2- النوع : AB3 


مثال: ثلاثي كلوريد البورون BCl3 (ثلاثة أزواج من الإلكترونات حول الذرة المركزية)
عدد الإلكترونات الخارجية المكونة لروابط الجزيء = (7×3) + 5 = 26 إلكترون
بنية لويس لهذا المركب هي:


وتكون الذرة المركزية البورون B محاطة بثلاثة روابط تساهمية والشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بُعد بين هذه الروابط هو مثلث متساوي الأضلاع (Trigonal planar (triangular، تكون الذرة المركزية فى وسط المثلث، والذرات الثلاث الأخرى تقع عند رؤوس هذا المثلث وتكون والزاوية بين الروابط 120o

3النوع : AB4 




مثال: غاز الميثان CH4 (أربعة أزواج من الإلكترونات حول الذرة المركزية)
عدد الإلكترونات الخارجية المكونة لروابط الجزيء = (1×4) + 4 = 8 إلكترونات
وتكون الذرة المركزية الكربون C محاطة بأربعة روابط تساهمية أو أربعة أزواج من الإلكترونات. 


ونظراً لتنافر إلكترونات هذه الروابط فإن الشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بُعد بين هذه الروابط هو شكل رباعي السطوح  Tetrahedral، تكون الذرة المركزية في مركز الشكل الرباعي والذرات المحيطة بالذرة المركزية تقع عند رؤوس هذا الشكل ينطبق على المركبات الآتية أيضاً:
SeCl4 , SiCl4 , CCl4 , PH4+
 والزاوية بين الروابط هي زاوية الشكل الرباعي السطوح وهي  109.5o

4- النوع : AB5 


مثال: خامس كلوريد الفوسفور PCl5 (خمسة أزواج من الإلكترونات حول الذرة المركزية)
عدد الإلكترونات الخارجية المكونة لروابط الجزيء = (5×7) + 5 = 40 إلكترون
وتكون الذرة المركزية الفوسفور P محاطة بخمسة روابط تساهمية أو خمسة أزواج من الإلكترونات، ونظراً لتنافر إلكترونات هذه الروابط فإن الشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بُعد بين هذه الروابط هو ثنائي هرم (مثلثي) Trigonal Bipyramid.

5- النوع : AB6 


مثال: سداسي فلور الكبريت SF6 (ستة أزواج من الإلكترونات حول الذرة المركزية)
عدد الإلكترونات الخارجية المكونة لروابط الجزيء = (7×6) + 6 = 48 إلكترون
وتكون الذرة المركزية الكبريت S محاطة بستة روابط تساهمية أو ستة أزواج من الإلكترونات، ونظراً لتنافر إلكترونات هذه الروابط فإن الشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بُعد بين هذه الروابط هو شكل ثماني السطوح أو ثنائي هرم (رباعي السطوح) Octahedron


عموماً فإن الزاوية بين الروابط تتحدد بعدد الإلكترونات المحيطة بالذرة المركزية سواءا كانت تشارك في روابط أم لا، بينما يتحدد الشكل الهندسي بعدد الذرات المحيطة بالذرة المركزية.

6- الشكل الهندسي عندما توجد إلكترونات غير مشاركة في الروابط

أ) الحالة التي تكون فيها الذرة المركزية محاطة بأربعة أزواج من الإلكترونات، وزوج واحد منها لا يشارك في الرابطة


مثال ذلك: الأمونيا NH3
إن الشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بعد بين أزواج الإلكترونات الأربعة هو شكل رباعي السطوح وحيث أن أحد هذه الأزواج (lone pair) لا يشارك في رابطة ولابد له أن يشكل حجماً حول الذرة المركزية أكبر من الرابطة فهو لذلك يدفع الروابط إلى الداخل فتقل الزاوية بينهما عن 109.5o وقد وجد أنها تساوي 107o ويسمى الشكل الهندسي هرمي Pyramidal

ب) الحالة التي تكون فيها الذرة المركزية محاطة بأربعة أزواج من الإلكترونات، وزوجين منها لا يشاركان في الروابط:


مثال ذلك: الماء H2O
كان من المفترض أن يكون الشكل الهندسي الذي يسمح بأكبر بعد بين أزواج الإلكترونات الأربعة هو شكل رباعي السطوح ولكن يوجد زوجين من الإلكترونات لا يشاركان في الروابط حيث أنهما يدفعان الروابط إلى الداخل فتقل الزاوية بين الروابط من 109.5o إلى 104o ويسمى الشكل الهندسي في هذه الحالة غير خطي أو منحنياً هرمي or V-shaped Bent

ويمكن تلخيص ماسبق فى هذا الجدول كالتالي:



المراجع
- مبادئ الكيمياء العامة (نظري - مسائل محلولة). محي الدين البكوش - نوري بسيبسو - ياسر حورية - نبيل شيخ قروش، الطبعة الثانية (2003م) / شركة الجا للنشر العلمي - طرابلس.

.

ليست هناك تعليقات