التراكيب الجزيئية
4-3
التراكيب الجزيئية
Molecular Structures
الأهداف
- تطبق الخطوات الرئيسة لرسم تركيب لويس.
- تحدد الجزيئات التي تحدث فيها ظاهرة الرنين.
- تحدد ثلاث حالات لجزيئات تشذ عن القاعدة الثمانية، وتسمي هذه الجزيئات.
مراجعة المفردات
الرابطة الأيونية: قوة كهروستاتيكية تربط الجسيمات ذات الشحنات المختلفة بعضها مع بعض في المركب الأيوني.
المفردات الجديدة
- الصيغة البنائية
- الرنين
- الرابطة التساهمية التناسقية
الفكرة الرئيسية
تبين الصيغ البنائية المواقع النسبية للذرات في الجزيء، وطرائق ارتباطها معًا داخل الجزيء.
الربط مع الحياة
لعلك - عندما كنت صغيرًا - قد لعبت بقطع المكعبات التي تركب بطرائق محددة. إن شكل المجسم الذي بنيته يعتمد على طرائق تركيب هذه المكعبات. بطريقة مشابهة يتم بناء الجزيئات من ذراتها.
الصيغ البنائية
Structural Formulas
تخبرنا الصيغ الجزيئية للمركبات التساهمية عن أنواع ذرات العناصر وأعدادها في الجزيء فقط. ولمعرفة التراكيب الجزيئية للمركبات التساهمية تستعمل النماذج في تمثيل الجزيء.
ويبين الشكل 4-13 وجود أكثر من نموذج يمكن استعماله لتمثيل الجزيء. وقد تمثل ذرات كل عنصر في نموذج الكرة والعصا ونموذج ملء الفراغ الجزيئي بواسطة كرات ذات ألوان مختلفة. وتستعمل الألوان لتعرف الذرات إذا لم يكتب عليها الرمز الكيميائي للعنصر.
وأكثر النماذج الجزيئية فائدة نموذج الصيغة البنائية الذي يستعمل الرموز والروابط لبيان مواقع الذرات. ويمكنك توقع الصيغة البنائية من خلال رسم تركيب لويس؛ فقد سبق أن رأيت بعض الأمثلة البسيطة على تراكيب لويس، إلا أننا نحتاج إلى بناء أكثر من تركيب لتحديد أشكال الجزيئات.
الشكل 4-13
الصورة التابعة: صفحة131_الشكل_4_13_نماذج_الصيغ_البنائية_لثلاثي_هيدريد_الفوسفور.png
يمكن استخدام هذه النماذج جميعها لتوضيح أماكن الذرات والإلكترونات لجزيء ثلاثي هيدريد الفوسفور، الفوسفين.
قارن
قارن بين المعلومات المبينة في كل نموذج.
النماذج الظاهرة في الشكل
- PH₃: الصيغة الجزيئية.
- نموذج ملء الفراغ الجزيئي.
- تركيب لويس.
- الصيغة البنائية.
- نموذج لويس، نموذج الكرة والعصا.
تجربة عملية
الصورة التابعة: صفحة131_تجربة_عملية_الروابط_التساهمية_في_الأدوية.png
الروابط التساهمية في الأدوية.
ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية.
تراكيب لويس
على الرغم من سهولة رسم تراكيب لويس لمعظم المركبات المكونة من اللافلزات إلا أنه من المفيد أن تتبع خطوات منظمة لعمل ذلك؛ فكما أردت أن ترسم تركيب لويس اتبع الخطوات المبينة في استراتيجية حل المسألة.
استراتيجية حل المسألة
رسم تراكيب لويس
الصورة التابعة: صفحة132_استراتيجية_حل_المسألة_رسم_تراكيب_لويس.png
1. توقع موقع ذرات معينة
تكون الذرة التي لها أقل جذب للإلكترونات المشتركة هي الذرة المركزية في الجزيء. ويكون هذا العنصر أقرب إلى الجهة اليسرى من الجدول الدوري، وفي الغالب يكون مكان الذرة المركزية في مركز الجزيء، كما أنه يحيط بها أكبر عدد من الذرات في الجزيء. وعليه فإن باقي الذرات في الجزيء هي ذرات جانبية.
يكون الهيدروجين دائمًا ذرة جانبية؛ لأنه يشارك بإلكترون واحد من الإلكترونات، ويتصل بذرة واحدة فقط.
2. حدد عدد الإلكترونات المتوافرة لتكوين روابط
يساوي هذا العدد الكلي لإلكترونات تكافؤ الذرات الموجودة في الجزيء.
3. حدد عدد أزواج إلكترونات الربط
ولتحديد هذا العدد اقسم عدد الإلكترونات المتوافرة للربط على 2.
4. حدد أماكن أزواج الربط
ضع زوجًا رابطًا واحدًا، رابطة واحدة، بين الذرة المركزية وكل ذرة جانبية.
5. حدد عدد أزواج إلكترونات الترابط المتبقية
ولتحديد ذلك اطرح عدد الأزواج المستخدمة في الخطوة الرابعة من العدد الكلي للأزواج في الخطوة الثالثة. حيث تبين الأزواج المتبقية عدد الأزواج غير الرابطة والأزواج المستخدمة في الروابط الثنائية والثلاثية.
ضع الأزواج غير المترابطة حول كل ذرة جانبية، ما عدا الهيدروجين، مرتبطة مع الذرة المركزية لتحقق القاعدة الثمانية، ثم ضع أي أزواج إضافية على الذرة المركزية.
6. حدد ما إذا كانت الذرة المركزية تحقق القاعدة الثمانية
هل الذرة المركزية محاطة بأربعة أزواج من الإلكترونات؟ إذا كان الجواب لا فإنها لا تحقق القاعدة الثمانية. ولتحقيق القاعدة الثمانية حوّل زوجًا أو زوجين من الأزواج غير الرابطة في الذرات الجانبية إلى رابطة ثنائية أو ثلاثية بين الذرة الجانبية والذرة المركزية، فتبقى هذه الأزواج مرتبطة مع الذرة الجانبية، وكذلك مع الذرة المركزية.
تذكر أن الكربون والنيتروجين والأكسجين والكبريت عادة ما تكون روابط ثنائية وثلاثية.
طبق الاستراتيجية
ادرس الأمثلة 4-3 و4-4 لمعرفة كيف طبقت هذه الخطوات في حل المسائل.
مثال 4-3
تركيب لويس لمركب تساهمي له روابط أحادية
الصورة التابعة: صفحة133_مثال_4_3_تركيب_لويس_للأمونيا_NH3.png
تستخدم الأمونيا بوصفها خامًا لصناعة العديد من المواد الأخرى، ومنها مواد التنظيف والأسمدة والمتفجرات. ارسم تركيب لويس للأمونيا NH₃.
1. تحليل المسألة
يتكون جزيء الأمونيا من ذرة نيتروجين وثلاث ذرات هيدروجين، ولكون الهيدروجين ذرة جانبية فلا بد أن يكون النيتروجين الذرة المركزية.
2. حساب المطلوب
يجب أن نجد العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ المتوافرة للترابط.
5 إلكترونات تكافؤ / 1 atom N × 1 atom N
- 1 إلكترون تكافؤ / 1 atom H × 3 atom H
= 8 إلكترونات تكافؤ
إذن هناك 8 إلكترونات تكافؤ موجودة للترابط.
حدد عدد أزواج الترابط الكلي. وللقيام بذلك اقسم عدد الإلكترونات المتوافرة للربط على 2.
8 الإلكترونات / 2 إلكترون/زوج = 4 أزواج
يتوافر أربعة أزواج من الإلكترونات للترابط.
ضع زوجًا رابطًا من الإلكترونات بين ذرة النيتروجين المركزية وكل ذرة هيدروجين جانبية لتكوين رابطة أحادية.
حدد عدد الأزواج غير الرابطة المتبقية:
4 أزواج، المجموع الكلي، - 3 أزواج مستخدمة = زوج واحد غير رابط.
يكون الزوج المتبقي هو زوجًا غير رابط، ويجب أن يضاف إلى الذرة المركزية. ولأن ذرات الهيدروجين ذرات جانبية، ولأنها تقبل رابطة واحدة فقط، فإنها لا تستقبل زوجًا غير رابط من الإلكترونات.
ضع الزوج غير الرابط المتبقي على ذرة النيتروجين المركزية.
3. تقويم الإجابة
تشارك كل ذرة هيدروجين بزوج واحد من الإلكترونات. وتشارك ذرة النيتروجين المركزية ثلاثة أزواج من الإلكترونات، ولها زوج واحد غير رابط للحصول على حالة الثمانية المستقرة.
مسائل تدريبية
- ارسم تركيب لويس لجزيء BH₃.
- تحفيز: يحتوي جزيء ثلاثي فلوريد النيتروجين على عدد من الأزواج غير الرابطة. ارسم تركيب لويس للجزيء.
صفحة 134
مثال 4-4
تركيب لويس لمركب تساهمي يحتوي بروابط متعددة
الصورة التابعة: صفحة134_مثال_4_4_تركيب_لويس_لثاني_أكسيد_الكربون_CO2.png
ثاني أكسيد الكربون هو ناتج عملية تنفس الخلايا في الجسم. ارسم تركيب لويس لجزيء CO₂.
1. تحليل المسألة
يحتوي جزيء ثاني أكسيد الكربون على ذرة كربون وذرتي أكسجين. ولأن الكربون أقل جذبًا للإلكترونات المشتركة تصبح ذرة الكربون الذرة المركزية، وتصبح ذرتا الأكسجين ذرات جانبية.
2. حساب المطلوب
لإيجاد العدد الكلي لإلكترونات التكافؤ الموجودة:
6 إلكترونات تكافؤ / 1 atom O × 2 atom O
- 4 إلكترونات تكافؤ / 1 atom C × 1 atom C
= 16 إلكترون تكافؤ
لذا، فهناك 16 إلكترون تكافؤ متوافرة للترابط.
حدد عدد أزواج الترابط الكلي بقسمة عدد الإلكترونات المتوافرة على 2.
16 إلكترون / 2 إلكترون/زوج = 8 أزواج
هناك 8 أزواج من الإلكترونات متوافرة للترابط.
ضع زوجًا رابطًا، رابطة أحادية، بين ذرة الكربون المركزية وذرتي الأكسجين الجانبيتين:
O - C - O
لتحديد عدد أزواج الترابط المتبقية، اطرح عدد الأزواج المستخدمة في الروابط من المجموع الكلي لأزواج الإلكترونات غير الرابطة:
8 أزواج، المجموع الكلي، - زوجين مستخدمين = 6 أزواج غير رابطة.
أضف ثلاثة أزواج غير مرتبطة إلى كل ذرة أكسجين جانبية.
اطرح الأزواج غير المرتبطة من الأزواج المتوافرة المتبقية:
6 أزواج، المجموع الكلي، - 6 أزواج مستخدمة = 0 أزواج غير رابطة.
تفحص التركيب غير المكتمل، وبين مواقع الأزواج غير الرابطة. لاحظ أن ذرة الكربون ليس لها ثمانية إلكترونات، ولا توجد أزواج إلكترونات إضافية على ذرة الكربون للحصول على ثمانية الإلكترونات؛ يجب أن يكون الجزيء روابط ثنائية.
استخرج زوجًا غير مرتبط من كل ذرة أكسجين لتكوين رابطة ثنائية مع ذرة الكربون:
O = C = O
3. تقويم الإجابة
حقق كل من الكربون والأكسجين القاعدة الثمانية.
مسائل تدريبية
- ارسم تركيب لويس للإيثين C₂H₄.
- تحفيز: يحتوي جزيء ثاني كبريتيد الكربون على أزواج غير مرتبطة وأزواج مرتبطة متعددة. ارسم تركيب لويس للجزيء.
تركيب لويس للأيونات المتعددة الذرات
على الرغم من أن الأيون المتعدد الذرات يعامل كأنه أيون واحد إلا أن الذرات فيه تكون مرتبطة بروابط تساهمية. لذا تكون خطوات رسم تركيب لويس للأيونات المتعددة الذرات مشابهة لخطوات رسم المركبات التساهمية.
ويلخص الفرق الرئيس في إيجاد العدد الكلي لإلكترونات التكافؤ المتوافرة للترابط، وبالمقارنة مع عدد إلكترونات التكافؤ الموجودة في الذرات التي تكون الأيون، إذا كان الأيون مشحونًا بشحنة سالبة يكون هناك عدد أكبر من الإلكترونات، وإذا كان مشحونًا بشحنة موجبة يكون عدد الإلكترونات فيه أقل.
ولإيجاد العدد الكلي لإلكترونات التكافؤ تجد أولًا العدد المتوافر لدى الذرات الموجودة في الأيون، ثم تطرح شحنة الأيون إن كان موجبًا أو تجمع شحنته إن كان سالبًا.
مثال 4-5
تركيب لويس للأيون المتعدد الذرات
الصورة التابعة: صفحة135_مثال_4_5_تركيب_لويس_لأيون_الفوسفات_PO4.png
ارسم تركيب لويس الصحيح لأيون الفوسفات PO₄³⁻ المتعدد الذرات.
1. تحليل المسألة
تعلم أن أيون الفوسفات يحتوي على ذرة فوسفور وأربع ذرات أكسجين وشحنة ثلاثية سالبة -3. ولأن للفوسفور أقل قوة جذب للإلكترونات المشتركة تصبح ذرة الفوسفور هي الذرة المركزية، وذرات الأكسجين الأربع هي الذرات الجانبية.
2. حساب المطلوب
أوجد العدد الكلي لإلكترونات التكافؤ المتوافرة للترابط:
5 إلكترونات تكافؤ / 1 atom P × 1 atom P
- 6 إلكترونات تكافؤ / 1 atom O × 4 atom O
- 3 إلكترونات من الشحنة السالبة
= 32 إلكترون تكافؤ
حدد العدد الكلي لأزواج الترابط:
32 إلكترون تكافؤ / 2 إلكترون/زوج = 16 زوجًا
ارسم رابطة أحادية بين ذرة الفوسفور P المركزية وذرات الأكسجين O الجانبية.
اطرح الأزواج المستخدمة من العدد الكلي لأزواج الإلكترونات المتوافرة:
16 زوجًا، المجموع الكلي، - 4 أزواج مستخدمة = 12 زوجًا غير رابط.
ضع ثلاثة أزواج غير رابطة لكل ذرة أكسجين جانبية:
12 زوجًا غير رابط - 12 زوجًا مستخدمة = 0
تبين عملية طرح الأزواج غير المرتبطة المستخدمة من الأزواج المتوافرة عدم وجود إلكترونات متوافرة لذرة الفوسفور.
يوضح الشكل الجانبي تركيب لويس لأيون الفوسفات.
3. تقويم الإجابة
حققت الذرات حالة الثمانية الإلكترونات، والشحنة الكلية للمجموعة هي -3.
مسائل تدريبية
- ارسم تركيب لويس لأيون NH₄⁺.
- تحفيز: يحتوي أيون ClO₄⁻ على عدد من الأزواج غير المرتبطة. ارسم تركيب لويس له.
الشكل 4-14
أشكال الرنين لأيون النترات NO₃⁻
الصورة التابعة: صفحة136_الشكل_4_14_أشكال_الرنين_لأيون_النترات_NO3.png
a. يتحقق الرنين عندما تتغير مواقع الرابطة الثنائية فقط، ولا تتغير أماكن ذرات النيتروجين والأكسجين.
b. يكون أيون النترات الحقيقي هو متوسط أشكال الرنين الثلاثة في a.
تبين الخطوط المتقطعة أماكن محتملة للرابطة الثنائية.
أشكال الرنين
Resonance Structures
يمكن باستخدام مجموعة الذرات نفسها الحصول على أكثر من تركيب لويس صحيح، وذلك حينما يكون للجزيء أو الأيون المتعدد الذرات روابط أحادية وثنائية في الوقت نفسه. ولأيون النترات المتعدد الذرات المبين في الشكل 4-14a ثلاثة أشكال متكافئة يمكن استعمالها لتمثيل هذا الأيون.
الرنين: حالة تحدث عندما يكون هناك احتمال لرسم أكثر من تركيب لويس للشكل الجزيئي أو الأيون. ويشار إلى تركيب لويس الصحيح، الذي يمثل الجزيء الحقيقي، أو الأيون بأشكال الرنين.
وتختلف أشكال الرنين في مكان وجود أزواج الإلكترونات فقط، لا في مكان وجود الذرة. لذا تختلف أماكن الأزواج غير الرابطة وأزواج الروابط في الأشكال. وجزيئات O₃ والأيونات المتعددة الذرات NO₃⁻ ،NO₂⁻ ،SO₃²⁻ ،CO₃²⁻ لها أشكال رنين.
ومن المهم معرفة أن لكل جزيء أو أيون له رنين خاص به يظهر كما لو أنه بناء واحد فقط. انظر الشكل 4-14b. فأطوال الروابط داخل الجزيء الحقيقي متساوية، وتكون الروابط أقصر من الروابط الأحادية، ولكنها أطول من الروابط الثنائية. وقد وجد أن الطول الحقيقي للرابطة هو المتوسط الحسابي لأطوال الروابط في أشكال الرنين.
مسائل تدريبية
الصورة التابعة: صفحة136_مسائل_تدريبية_أشكال_الرنين.png
ارسم أشكال الرنين للجزيئات الآتية:
- NO₂⁻
- SO₂
- O₃
- تحفيز: ارسم أشكال رنين لويس للأيون SO₃²⁻.
استثناءات القاعدة الثمانية
Exceptions to the Octet Rule
عادة ما تحصل الذرات على ثمانية الإلكترونات عندما تتحد بذرات أخرى، ولكن بعض الأيونات والجزيئات لا تتبع القاعدة الثمانية. وهناك بعض الأسباب لهذه الاستثناءات.
العدد الفردي من إلكترونات التكافؤ
يمكن أن يكون لمجموعة صغيرة من الجزيئات أعداد فردية لإلكترونات التكافؤ، ولا تستطيع أن تكون ثمانية إلكترونات حول كل ذرة.
فمثلًا: NO₂ له سبعة إلكترونات تكافؤ من النيتروجين و12 من الأكسجين؛ أي أن المجموع 17 إلكترون تكافؤ، لذا لا يمكن تكوين عدد صحيح من أزواج الإلكترونات. انظر الشكل 4-15.
وتعد NO وClO₂ أمثلة أخرى على جزيئات ذات إلكترونات تكافؤ فردية العدد.
الشكل 4-15
الصورة التابعة: صفحة136_الشكل_4_15_استثناء_القاعدة_الثمانية_NO2.png
لا تحقق ذرة النيتروجين المركزية في جزيء NO₂ القاعدة الثمانية، فهي تحتوي على سبعة إلكترونات فقط في مستوى الطاقة الخارجي.
الشكل 4-16
الصورة التابعة: صفحة137_الشكل_4_16_الرابطة_التساهمية_التناسقية_بين_البورون_والأمونيا.png
يتفاعل ثلاثي هيدريد البورون والأمونيا. تقدم ذرة النيتروجين في جزيء النشادر زوجًا من الإلكترونات لتكون رابطة تساهمية تناسقية.
فسر
هل تحقق الرابطة التساهمية التناسقية في هذا الجزيء القاعدة الثمانية؟
حالات الاستقرار بأقل من ثمانية الإلكترونات والرابطة التساهمية التناسقية
تعزى الحالات الاستثنائية الأخرى للقاعدة الثمانية إلى وصول بعض المركبات إلى التركيب المستقر بأقل من ثمانية الإلكترونات حول الذرة. وهذه المجموعة نادرة الوجود، ومن الأمثلة عليها BH₃، حيث إن البورون في المجموعة 13 وعنصر شبه فلزي، ويكون ثلاث روابط تساهمية مع ذرات لافلزية أخرى.
تشارك ذرة البورون بستة إلكترونات فقط؛ أي لا تتبع القاعدة الثمانية. وتكون مثل هذه المركبات في الغالب قابلة للتفاعل، لأن لها القابلية لاستقبال زوج من الإلكترونات من ذرة أخرى.
تكون الرابطة التساهمية التناسقية عندما تقدم إحدى الذرات الإلكترونين لتشارك بهما ذرة أخرى أو أيون آخر بحاجة إلى إلكترونين ليكون ترتيبه الإلكتروني مستقرًا بأقل طاقة.
ويوضح الشكل 4-16 كيف ساعدت مشاركة ذرة النيتروجين إلكترونيها غير الرابطة على تكوين رابطة تساهمية تناسقية مع ذرات أو أيونات تحتاج إلى إلكترونات إضافية.
تجربة عملية
الصورة التابعة: صفحة137_تجربة_عملية_المركبات_التساهمية.png
المركبات التساهمية.
ارجع إلى دليل التجارب العملية على منصة عين الإثرائية.
حالات الاستقرار بأكثر من ثمانية الإلكترونات
من المركبات التي لا تتبع القاعدة الثمانية مركبات تحتوي على أكثر من 8 إلكترونات تكافؤ، ويمكن تفسير ذلك بالأخذ بعين الاعتبار المستوى d الذي يوجد في مستويات طاقة عناصر الدورة الثالثة وما بعدها.
ويبين الشكل 4-17 كيف تصل ذرة الفوسفور في جزيء PCl₅ إلى حالة استقرار بأكثر من ثمانية إلكترونات؛ إذ تكون خمس روابط مع ذرات الكلور. ويشارك في مستوى 3s و3p وثلاثة مستويات d غير مملوءة بالإلكترونات.
والمثال الآخر هو جزيء SF₆ الذي يحتوي على ست روابط تتشارك بـ 12 إلكترونًا في مستوى s وثلاثة مستويات p واثنين من مستويات d.
وعندما نرسم بناء لويس لهذه المركبات فإما أن نضيف أزواج الإلكترونات غير الرابطة للذرة المركزية، أو أن يكون هناك أكثر من أربع ذرات ترتبط في الجزيء.
ماذا قرأت؟
لخص الأسباب الثلاثة التي تجعل جزيئًا ما لا ينتمي إلى الجزيئات التي تحقق القاعدة الثمانية.
الشكل 4-17
الصورة التابعة: صفحة137_الشكل_4_17_تفاعل_PCl3_مع_Cl2_واستثناء_القاعدة_الثمانية.png
قبيل تفاعل PCl₃ وCl₂ تصبح كل ذرة الفوسفور والكلور مستوفية للقاعدة الثمانية. وبعد التفاعل يصبح PCl₅ لا ينتمي إلى المجموعة التي تحقق القاعدة الثمانية.
مثال 4-6
تركيب لويس: استثناءات القاعدة الثمانية
الصورة التابعة: صفحة138_مثال_4_6_تركيب_لويس_لرباعي_فلوريد_الزينون_XeF4.png
الزينون غاز نبيل، يكون مركبات نادرة عند تفاعله مع اللافلزات الشديدة الجذب للإلكترونات. ارسم تركيب لويس الصحيح للجزيء XeF₄.
1. تحليل المسألة
لديك الجزيء XeF₄ الذي يحتوي على ذرة Xe واحدة، وأربع ذرات F. ولأن جاذبية Xe للإلكترونات قليلة لذلك تكون الذرة المركزية.
2. حساب المطلوب
يجب أن نجد العدد الكلي لإلكترونات التكافؤ:
8 إلكترونات تكافؤ / 1 atom Xe × 1 atom Xe
- 7 إلكترونات تكافؤ / 1 atom F × 4 atom F
= 36 إلكترون تكافؤ
حدد العدد الكلي لأزواج الربط:
36 إلكترون / 2 إلكترون/زوج = 18 زوجًا
استخدم أزواج الرابطة الأربعة لربط ذرات F مع ذرة Xe المركزية.
حدد عدد الأزواج غير الرابطة:
18 زوجًا، المجموع الكلي، - 4 أزواج مستخدمة = 14 زوجًا غير رابط.
أضف ثلاثة أزواج الإلكترونات إلى كل ذرة F، فيتوافر زوجان غير رابطين.
ضع الزوجين المتبقيين على ذرة Xe المركزية.
3. تقويم الإجابة
يعطي هذا التركيب ذرة الزينون 12 إلكترونًا. وهذا يعني أنها تصل إلى الاستقرار بأكثر من 8 إلكترونات. تعد مركبات الزينون، ومنها XeF₄، سامة بسبب قدرتها العالية على التفاعل.
مسائل تدريبية
ارسم تراكيب لويس للجزيئات الآتية:
- ClF₃
- SO₃
- تحفيز: ارسم تراكيب لويس للجزيء الناتج عن ارتباط 6 ذرات فلور مع ذرة كبريت بروابط تساهمية.
التقويم 4-3
الخلاصة
الصورة التابعة: صفحة139_التقويم_4_3_الخلاصة_والأسئلة.png
الخلاصة
- هناك أكثر من نموذج يمكن استعماله لتمثيل الجزيئات.
- يحدث الرنين عندما يكون هناك أكثر من شكل لويس للجزيء الواحد.
- لا تتبع بعض الجزيئات القاعدة الثمانية.
أسئلة التقويم 4-3
- الفكرة الرئيسية: صف المعلومات الموجودة في الصيغة البنائية للجزيء.
- اذكر الخطوات الضرورية لرسم تراكيب لويس.
- لخص استثناءات القاعدة الثمانية من خلال عمل أزواج من:
أزواج إلكترونات التكافؤ، أكثر من ثمانية الإلكترونات، أقل من ثمانية الإلكترونات، عدد فردي من إلكترونات التكافؤ، والعبارات الآتية: PI₅، ClO₂، BF₃.
- قرر: يزعم أحد الطلاب أن الجزيئات الثنائية التي تحتوي على روابط سيجما فقط يمكنها إظهار خاصية الرنين. هل هذه العبارة صحيحة؟
- ارسم أشكال الرنين لجزيء أكسيد ثنائي النيتروجين N₂O.
- ارسم تراكيب لويس لكل من:
CN⁻ ،SiF₄ ،HCO₃⁻ ،AsF₆⁻.
جاري تحضير الدرس المعاد صياغته وبناء الأنماط
نحافظ على المعنى العلمي ونربط كل فقرة بنواتجها ومفاهيمها.
إعادة إنتاج الدرس حسب نمط التعلم
طلب واحد ينتج المسارات البصري والسمعي والحركي والقرائي معًا، بصياغة تراعي سياق المناهج السعودية.
اختر نمط التعلم
تُنتج الأنماط الأربعة دفعة واحدة، ثم تُستدعى الحزمة المحفوظة في الزيارات التالية.