رسم ساختار لویس/شیمی اول دبیرستان
رسم فرمولهاي الكترون نقطه‌اي
مقدمه
اما از آنجا که مواد در طبيعت در اثر وجود نيروهايي بين اتمي بندرت به صورت اتمي وجود دارند، لازم است با ماهيت اين نيروها و پيوندهايي که اتمها را در کنار يكديگر قرار مي‌دهند، آشنا شويم. يك ترکيب از دو يا چند اتم، تشکيل مي‌شود که با پيوندهاي شيميايي که ماهيت الکتريكي دارند به همديگر متصل شده‌اند. برحسب اختلاف تمايل اتمهاي تشکيل‌دهنده پيوند در جذب الکترون، انواع پيوند وجود دارد. هنگامي که پيوند بين دو اتم با اختلاف الکترونگاتيوي زياد (پيش از 1.7) برقرار مي‌شود مانند پيوند بين فلزات به ويژه فلزات گروه جدول تناوبي (فلزات قليايي) و غيرفلزات گروه (هالوژنها) به دليل انتقال الکترون در طي فرآيند تشکيل پيوند شيميايي گونه‌هاي تقريباً يوني تشکيل مي‌شوند. جاذبه الکترواستاتيک بين يونها آنها را در کنار همديگر قرار مي‌دهد. اين نوع پيوند را پيوند يوني مي‌نامند که در بخش قبل آن را مورد بررسي قرار داديم.
اما اگر اختلاف الکترونگاتيوي بين دو اتم وجود نداشته باشد يا کم باشد (کمتر از1.7) پيوند کوالانسي به وجود مي‌آيد که در حالت اول پيوند کوالانس غيرقطبي حاصل مي‌شود و در حالت دوم پيوند کوالانس از نوع قطبي مي‌باشد. اين نوع پيوند از اشتراک الکترون يا الکترونهاي دو اتم در فضاي بين آنها ناشي مي‌شود. اين نوع پيوند ماهيت الکترواستاتيک ندارد بلکه از برقراري تعادل بين انرژيهاي اتصال الکترونها و هسته‌ها و دافعه‌هاي مابين الکترونها و مابين هسته‌ها ناشي مي‌شود. در اينجا به بررسي اين نوع پيوند و خواص ساختاري و مولکولي حاصل از آن اختصاص دارد. البته نوع سومي از پيوند به نام پيوند فلزي وجود دارد که در اثر جاذبه بين يونهاي فلزي مثبت و درياي الکتروني حاصل از الکترونهاي لايه ظرفيت اتمهاي فلزي بوجود مي‌آيد.
نظريه‌هاي مختلفي براي توصيف و چگونگي تشکيل پيوند کوالانس ارائه شده است که از جمله مي‌توان به نظريه پيوند ظرفيت ( ) و نظريه اوربيتال مولکولي ( ) اشاره کرد. نظريه‌هاي هيبريد شدن اوربيتالهاي اتمي و رزونانس از جمله زيرمجموعه‌هاي نظريه پيوند ظرفيت هستند که اولي براي تفسير و توجيه ساختار فضايي مولکولها و دومي براي تفسير انرژي و مرتبه پيوند به کار مي روند. روش اوربيتال مولکولي اطلاعات نسبتاً دقيق و مفيدي درباره خواص مولکولها از جمله، طول و مرتبه پيوند، ساختار فضايي و خاصيت مغناطيسي مولکول ارائه مي‌دهد. نظريه ديگري که به ساختار مولکولي مي‌پردازد نظريه دافعه جفت الکترونهاي لايه ظرفيت مي‌باشد که ديدگاه ساده و در عين حال بسيار مفيدي در تعيين ساختار مولکولي است. اساس اين نظريه به حداقل رسيدن دافعه جفت الکترونهاي پيوندي و غيرپيوندي اتم مرکزي در يک ساختار معين فضايي است.
اما قبل از پرداختن به اين مباحث لازم است با روش تعيين ساختار پيوندي مولکولها با استفاده از قاعده هشتايي لوئيس که روشي بسيار ساده و در عين حال با نتايج بسيار مناسب است آشنا شويم. ساختارهايي که از اين روش بدست مي‌آيد را ساختارهاي لوئيس مي‌نامند.
ساختارهاي لوئيس
شيميدان مشهور امريکايي گيلبرت لوئيس در سال 1916 ميلادي نظريه پيوند کوالانس خود را در قالب قاعده هشتايي ارائه نمود. براساس اين روش تمايل اتمها به داشتن آرايش الکتروني گازهاي نجيب موجب تشکيل پيوند بين اتمها مي‌گردد. بنابراين به غير از هيدروژني که با تشکيل يک پيوند ساده به آرايش الکتروني هليم دو الکتروني مي‌رسد لايه ظرفيت اتمهاي ديگر هشت الکتروني مي‌شود (در اين موارد فقط اوربيتالهاي و در تشکيل پيوند شرکت مي‌کنند و اوربيتالهاي نقشي در ايجاد پيوند ندارند). در تشکيل پيوند کوالانس بين دو اتم هر اتم يک الکترون به اشتراک مي‌گذارد ولي براي بررسي قاعده هشتايي دو الکترون پيوندي براي هر دو اتم محسوب مي‌شود. در نتيجه يک اتم به ازاي تشکيل هر پيوند کوالانسي يک الکترون به آرايش گاز نجيب بعد از خود نزديکتر مي‌شود. بنابراين جهت تبعيت از قاعده هشتايي لوئيس عنصري از گروههاي ، ، و ، به ترتيب به چهار، سه، دو و يک پيوند کوالانسي نياز دارد. يعني بايد چهار، سه، دو و يک الکترون براي تشکيل پيوند کوالانس به اشتراک بگذارند که اين همان ظرفيت اتم مي‌باشد. به همين دليل فرمول مولکولي ترکيبات هيدروژن با عناصر کربن، نيتروژن، اکسيژن و فلوئور به ترتيب مي‌باشد. از طرفي مي‌دانيم در يون هيدرونيوم اکسيژن ظرفيت سه و در کاتيون آمونيوم نيتروژن ظرفيت چهار دارد، در حالي‌که ظرفيت آنها در و به ترتيب 2 و 3 است. چرا يک اتم معين در ترکيبات مختلف مي‌تواند ظرفيتهاي متفاوتي داشته باشد؟
قواعد تعيين ساختار لوئيس
اولين و يکي از اساسي‌ترين اطلاعات مورد نياز در تعيين ساختار لوئيس مولکولها و يونهاي چند اتمي آگاهي از آرايش اتمها نسبت به يکديگر است
آرايش صحيح اتمها را مي‌توان با استفاده از روشهاي تجربي (مانند روش پراش اشعه ) تعيين نمود. علاوه بر روشهاي تجربي، درک مفاهيم شيميايي مانند ظرفيت، بار قراردادي و پايداري برخي از ساختارها نسبت به ساختارهاي ممکن ديگر در پذيرش يا رد ساختار معيني کمک مي‌کند.
به طور کلي براي تعيين آرايش اتمها نسبت به هم در يک مولکول از قواعد زير استفاده مي‌شود:
1.معمولاً اتمهاي غيرفلز بزرگتر با الکترونگاتيوي کمتر و همچنين فلزات به عنوان اتم مرکزي عمل کرده و اتمهاي غيرفلز الکترونگاتيوتر و کوچکتر به صورت اتمهاي انتهايي آنها را احاطه مي‌کنند. براي مثال در اتم حجيم‌تر کلر با اتمهاي الکترونگاتيوتر و کوچکتر اکسيژن احاطه مي‌شوند.
2.غالباً اتمهاي اکسيژن، هيدروژن و هالوژن آرايش متقارني اطراف اتم مرکزي دارند.
3.اگر در ترکيبي بيش از يک اتم کربن وجود داشته باشد، اتمهاي کربن تمايل دارند با هم پيوند دهند.
4.اتمهاي اکسيژن تمايلي براي پيوند دادن با هم ندارند مگر در پروکسيدها و سوپراکسيدها.
5.در اغلب اکسي اسيدها مانند و بسياري از ترکيبات ديگر که حاوي اکسيژن و هيدروژن هستند غالباً اين دو اتم به يکديگر متصل هستند.
6.ساختارهاي لوئيس ناپايدار بايد از ساختارهاي ممکن حذف شوند. معرفي و بحث در مورد قواعد مربوط به پايداري ساختارهاي لوئيس را به مبحث رزونانس موکول مي‌کنيم.
پس از آشنايي با چگونگي تعيين آرايش اتمها نسبت به همديگر اينک در موقعيتي قرار داريم که مي‌توانيم از طريق مراحل زير ساختار لوئيس گونه‌هاي شيميايي را بدست آوريم. ضمن معرفي مراحل مختلف آنها را بر روي يون نيترات به عنوان يک نمونه مثال، اعمال مي‌کنيم:
1.مجموع تعداد الکترونهاي لايه ظرفيت تمام اتمها را حساب کرده، اگر گونه شيميايي يون باشد براي کاتيون به تعداد بار مثبت از مجموع الکترونها کم و اگر آنيون باشد به تعداد بار منفي به آن اضافه مي‌کنيم. بنابراين براي يون نيترات خواهيم داشت:
2.با توجه به قواعدي که قبلاً ذکر شد آرايش فضايي اتمها نسبت به همديگر را تعيين مي‌کنيم.
۳-بين دو اتم مجاور دو الکترون پيوندي به صورت يک خط قرار داده سپس الکترونهاي باقيمانده را مشخص مي‌کنيم
4.الکترونهاي باقيمانده را به صورت زوجهاي غيرپيوندي بر روي اتمها تا رسيدن به آرايش گاز نجيب اضافه مي‌کنيم. اگر تعداد الکترونهاي باقيمانده براي تکميل آرايش هشتايي کليه اتمها کافي نيست، ابتدا الکترونها را بر روي اتمهاي الکترونگاتيوتر قرار داده و بقيه الکترونها به اتم يا اتمهايي با الکترونگاتيوي کمتر داده مي‌شود
5.پس از توزيع تمام الکترونها، اگر همه اتمها از قاعده هشتايي تبعيت نمايند کار به پايان رسيده است. (يادآوري مي‌شود قاعده هشتايي براي هيدروژن و مولكولهاي با نقص الكتروني صادق نيست. براي هيدروژن قرار گرفتن دو الكترون اطراف آن كفايت مي‌كند و در مولكولها با نقص الكتروني اطراف اتم مركزي با كمتر از هشت الكترون وجود دارد، مانند و كه به ترتيب چهار و شش الكترون دارند. اين نوع كمبود الكتروني موجب خواص ويژه‌اي در اين تركيبات مي‌شود.) در غير اين صورت مي‌توان با تبديل جفتهاي غيرپيوندي به جفتهاي پيوندي به طريق مناسب آرايش هشتايي تمام اتمها را كامل نمود. در مثال سه اكسيژن الكترون كامل دارند در حالي كه نيتروژن شش الكتروني است، بنابراين به طريق زير مي‌توان لايه ظرفيت آن را هشت الكتروني نمود
مي‌كنيد آرايش هشتايي تمام اتمها كامل است. مجموع بارهاي قراردادي اتمها برابر با بار يون است و بار قراردادي مثبت بر روي اتم نيتروژن و بار قراردادي منفي بر روي اتم الكترونگاتيوتر اكسيژن قرار گرفته است. اكسيژن با بار قراردادي صفر دو ظرفيتي است (اكسيژن با پيوند دوگانه) و اكسيژنهاي با بار قراردادي-1 يك ظرفيتي هستند (اكسيژنها با يك پيوند ساده) و نيتروژن با بار قراردادي+1 چهار ظرفيتي است.
محمدايلچي نژاد،دانش آموز دبيرستان علوم پزشكي شيراز