فيديو الدرس: نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ الكيمياء • الصف الثاني الثانوي

نسخة الفيديو النصية

في هذا الفيديو، سوف نتعلم كيف نحدد شكل الجزيئات باستخدام نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ أو نظرية فيسبر. سوف نتعلم كيف نحدد شكل الجزيء وزوايا الرابطة في الجزيء بالنظر إلى بنيته.

قبل أن نعرف كيف نحدد شكل الجزيئات، لنتوقف لحظة كي نستعرض كيف نرسم بنى لويس. ولنفعل ذلك عن طريق رسم بنى لويس لهذه الجزيئات الثلاثة: ‪CH4‬‏ أو الميثان، و‪NH3‬‏ أو الأمونيا، و‪H2O‬‏ أو الماء.

الخطوة الأولى لرسم بنية لويس هي تحديد عدد إلكترونات التكافؤ. للكربون أربعة إلكترونات تكافؤ، وللهيدروجين إلكترون تكافؤ واحد. نظرًا لوجود ذرة كربون واحدة وأربع ذرات هيدروجين في الميثان، فهذا يعني أننا سنتعامل مع إجمالي ثمانية إلكترونات تكافؤ عند رسم بنية لويس.

بعد ذلك، سنحتاج إلى وضع الذرات وربطها بروابط أحادية. سنضع الذرة التي يمكنها تكوين أكبر عدد من الروابط في مركز البنية. في حالة الميثان، هذه الذرة هي ذرة الكربون، لأن الهيدروجين يمكنه تكوين رابطة واحدة فقط. تحتوي كل رابطة أحادية على إلكترونين. وبما أننا وضعنا أربع روابط لربط جميع الذرات في هذه البنية، فهذا يعني أننا راعينا بالفعل وجود إلكترونات التكافؤ الثمانية للميثان في هذه البنية. إذن هذه هي بنية لويس الصحيحة للميثان.

والآن لنرسم بنية لويس للأمونيا. مرة أخرى، سنبدأ بتحديد عدد إلكترونات التكافؤ. للنيتروجين خمسة إلكترونات تكافؤ، وللهيدروجين إلكترون تكافؤ واحد. وبهذا يكون للأمونيا ثمانية إلكترونات تكافؤ. بعد ذلك، سنضع الذرات ونربط بينها بروابط أحادية. لربط جميع الذرات وضعنا ثلاث روابط أحادية استهلكت ستة إلكترونات من إلكترونات التكافؤ الثمانية. لتضمين هذين الإلكترونين المتبقيين من إلكترونات التكافؤ، سنضع زوجًا حرًّا على ذرة النيتروجين، وبهذا نحصل على بنية لويس الصحيحة للأمونيا.

وهكذا يتبقى لدينا الجزيء الأخير، وهو الماء. للأكسجين ستة إلكترونات تكافؤ، وبهذا يصبح لدينا مرة أخرى إجمالي ثمانية إلكترونات تكافؤ لجزيء الماء الواحد. بعد ذلك سنضع الذرات ونربطها بروابط أحادية تستهلك أربعة من إلكترونات التكافؤ، فيتبقى لدينا أربعة إلكترونات سنقوم بتضمينها في البنية عن طريق وضع زوجين من الإلكترونات الحرة على ذرة الأكسجين المركزية.

والآن، هل تعرفنا كل هذه البنى شكل هذه الجزيئات؟ ربما يبدو شكل هذه الجزيئات تمامًا مثل البنى التي رسمناها. فيكون للميثان شكل علامة زائد، وللماء شكل خط. أو ربما يكون لهذه الجزيئات الثلاثة نفس الشكل بالضبط. على أي حال، يمتلك كل من هذه الجزيئات الثلاثة أربعة نطاقات أو مجموعات إلكترونية مرتبطة بالذرة المركزية. وهذه النطاقات الإلكترونية إما أن تكون زوج ترابط بين الذرات أو زوجًا حرًّا مرتبطًا بالذرة المركزية.

حسنًا، يمكننا استنتاج شكل هذه الجزيئات بقياس زوايا الروابط بين الذرات. وإذا فعلنا ذلك لهذه الجزيئات الثلاثة، فسنكتشف أن قياس زوايا الرابطة في الميثان حوالي 109.5 درجات، وزوايا الرابطة في الأمونيا حوالي 107 درجات، وزاوية الرابطة في الماء حوالي 104.5 درجات. الشكل الذي يجب أن تتخذه هذه الجزيئات بناء على زوايا روابطها هو تقريبًا هرم مثلث الأوجه، وهو شكل يسمى رباعي الأوجه.

لكن لماذا تتخذ هذه الجزيئات تلك الأشكال؟ كيف يمكننا تعميم هذه المعلومات؟ ولماذا يوجد هذا الاختلاف بين زوايا الرابطة لهذه الجزيئات الثلاثة؟ سنرى بعد قليل كيف يرتبط شكل جميع الجزيئات بالتنافر بين الإلكترونات. كما نعلم، فإن النطاقات الإلكترونية، أي مجموعات الترابط والأزواج الحرة حول الذرة المركزية، تكون سالبة الشحنة. والأجسام ذات الشحنات السالبة تتنافر. لذلك من أجل تقليل التنافر بين هذه النطاقات الإلكترونية والجزيء، تزداد المسافة بينها لتصل إلى أقصى حد لها. وبعبارة أخرى، ستتباعد النطاقات الإلكترونية بعضها عن بعض قدر الإمكان.

لنلق نظرة، مثلًا، على جزيء له نطاقان إلكترونيان مثل ثاني أكسيد الكربون. ومن أجل زيادة المسافة بين هاتين المجموعتين إلى أقصى حد، سينتهي بهم الأمر على الجانبين المتقابلين للجزيء، أي أن تفصلهما زاوية مقدارها 180 درجة.

ولكن ماذا لو كان لدينا جزيء له ثلاثة نطاقات إلكترونية مثل ثلاثي فلوريد البورون؟ نظرًا لوجود ثلاث مجموعات مرتبطة بالذرة المركزية، فلا يمكنها أن توجد على الطرفين المتقابلين للجزيء. وبدلًا من ذلك، ستتباعد هذه المجموعات بالتساوي حول الذرة المركزية بزاوية مقدارها 120 درجة. وقد رأينا بالفعل كيف تتخذ الجزيئات التي لها أربعة نطاقات إلكترونية شكل رباعي الأوجه تقريبًا. لكننا ذكرنا سابقًا أن زوايا الرابطة لهذه الجزيئات الثلاثة، الميثان والأمونيا والماء، تتباين قليلًا فيما بينها. إذن ما السبب في هذا؟

كل جزيء من هذه الجزيئات الثلاثة به أربعة نطاقات إلكترونية حول الذرة المركزية. لكن لكل منها عدد مختلف من الأزواج الحرة. لا يحتوي الميثان على أي منها، والأمونيا به زوج واحد، والماء به زوجان. لذلك ربما يلعب عدد الأزواج الحرة أيضًا دورًا في شكل الجزيئات. لنلق نظرة على هذا الرسم في محاولة لفهم الفارق الذي تحدثه الأزواج الحرة وأزواج الترابط في شكل الجزيء. يمتد زوج الترابط في الفراغ بين النواتين المشاركتين في الرابطة. لكن لا يمتد الزوج الحر بين النواتين، لهذا يشغل مساحة أكبر حول الذرة المركزية.

ونتيجة لذلك، تتنافر الأزواج الحرة بقوة أكبر من أزواج الترابط. وهذا يفسر سلوك زوايا الرابطة الذي رأيناه سابقًا بين الميثان والأمونيا والماء. سوف تتنافر الأزواج الحرة في الأمونيا والماء بقوة أكبر من النطاقات الإلكترونية الأخرى في هذه الجزيئات. لذلك يمكننا التفكير في الأزواج الحرة في هذه الجزيئات على أنها تدفع لأسفل المجموعات الأخرى المرتبطة في الجزيء، مما يقلل زوايا الرابطة. كل هذه الأفكار التي ناقشناها تشكل نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ، التي ستراها عادة يشار إليها باختصار: ‪VSEPR‬‏ أو فيسبر.

تتيح لنا نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ تحديد شكل أي جزيء أو أيون متعدد الذرات عندما لا تكون الذرة المركزية أحد الفلزات. تستند نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ إلى الفكرة القائلة بأن أزواج الإلكترونات في غلاف التكافؤ يتنافر بعضها عن بعض. ولهذا تتخذ الجزيئات أشكالًا تزيد المسافة بين أزواج الإلكترونات هذه إلى الحد الأقصى. لاستخدام نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ لتحديد شكل الجزيء، نحتاج فقط إلى معرفة عدد الأزواج الحرة وعدد المجموعات المترابطة حول الذرة المركزية.

لاستخدام نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ لتحديد الأشكال التي تتخذها الجزيئات المختلفة، سنستخدم طريقة ‪A X E‬‏. يمثل الحرف ‪A‬‏ هنا الذرة المركزية. ويمثل ‪X‬‏ المجموعات المترابطة. ويمثل الحرف ‪E‬‏ الأزواج الحرة. لاستخدام هذه الطريقة، سنحسب عدد المجموعات المترابطة والأزواج الحرة الموجودة حول الذرة المركزية، ويشار إليهما بالحرفين ‪m‬‏ و‪n‬‏ على الترتيب. إذا جمعنا ‪m‬‏ و‪n‬‏ معًا، فسيعطينا هذا العدد الفراغي، الذي يخبرنا بإجمالي عدد المجموعات الموجودة حول الذرة المركزية.

كي نستخدم هذه الطريقة، كل ما نحتاج إلى فعله هو إلقاء نظرة على البنية وحساب عدد المجموعات المترابطة والأزواج الحرة، وبعدها يمكننا تحديد العدد الفراغي. حينئذ سيكون لدينا شكل وزوايا رابطة مرتبطة بهذه الأرقام.

لنبدأ بثاني أكسيد الكربون، وهو جزيء استعرضناه بالفعل. يحتوي ثاني أكسيد الكربون على مجموعتين مرتبطتين بالذرة المركزية وليس به أزواج حرة. وهذا يعني أن له عددًا فراغيًّا يساوي اثنين. الجزيئات التي عددها الفراغي يساوي اثنين وليس بها أزواج حرة يكون لها شكل خطي بزوايا رابطة قياسها 180 درجة.

الجزيء التالي هو ‪BF3‬‏، ثلاثي فلوريد البورون. يتكون ثلاثي فلوريد البورون من ثلاث مجموعات مرتبطة بالذرة المركزية وليس به أي أزواج حرة. وهذا يعني أن العدد الفراغي لهذا الجزيء هو ثلاثة. الجزيئات التي عددها الفراغي يساوي ثلاثة وليس بها أزواج حرة يكون لها شكل يسمى بالثلاثي المستوي. وقياس زوايا الرابطة لهذه الجزيئات يساوي 120 درجة.

الجزيء التالي هو ‪SO2‬‏، ثاني أكسيد الكبريت. يتكون هذا الجزيء من مجموعتين مرتبطتين بالذرة المركزية وزوج حر واحد. وهذا يجعل العدد الفراغي له يساوي ثلاثة. الجزيئات التي يساوي عددها الفراغي ثلاثة ولها زوج حر وحيد يكون لها شكل يسمى الشكل غير الخطي أو المنحنى. سيكون قياس زوايا الرابطة في هذه الجزيئات أقل من 120 درجة بقليل نظرًا لوجود الزوج الحر.

الجزيء التالي هو ‪CH4‬‏ أو الميثان. يحتوي الميثان على أربع مجموعات مرتبطة بالذرة المركزية، وليس أي منها أزواجًا حرة. إذن العدد الفراغي هنا يساوي أربعة. يسمى شكل الجزيئات التي لها عدد فراغي يساوي أربعة وليس لها أزواج حرة، مثل الميثان، باسم رباعي الأوجه. قياس زوايا الرابطة هنا سيكون 109.5 درجات.

التالي هو الأمونيا، ‪NH3‬‏. يحتوي هذا الجزيء على ثلاث مجموعات مرتبطة بالذرة المركزية وزوج واحد حر، وبالتالي فإن العدد الفراغي هنا هو أربعة. الجزيئات التي لها عدد فراغي يساوي أربعة ولها زوج واحد حر، مثل الأمونيا، تتخذ شكلًا يسمى الشكل الهرمي الثلاثي الأوجه. قياس زوايا الرابطة هنا سيكون 107 درجات.

الجزيء التالي هو الماء أو ‪H2O‬‏. يحتوي الماء على مجموعتين مرتبطتين بالذرة المركزية وزوجين حرين. إذن مرة أخرى، لدينا عدد فراغي يساوي أربعة. الجزيئات التي لها عدد فراغي يساوي أربعة وبها زوجان من الأزواج الحرة تتخذ شكلًا يسمى الشكل المنحني أو غير الخطي. وقياس زوايا الرابطة لهذه الجزيئات هو 104.5 درجات.

بعد ذلك، نلقي نظرة على هذا الجزيء، ‪PCl5‬‏ أو خماسي كلوريد الفوسفور. يحتوي هذا الجزيء على خمس مجموعات مرتبطة بالذرة المركزية ولا يحتوي على أزواج حرة، مما يعني أن العدد الفراغي لهذا الجزيء هو خمسة. الجزيئات المماثلة لخماسي كلوريد الفوسفور ولها عدد فراغي يساوي خمسة وليس لها أزواج حرة تتخذ شكلًا يسمى الشكل الهرمي المزدوج الثلاثي. يمكننا تخيل هذا الشكل وكأنه هرمان مثلثان متراصان أحدهما فوق الآخر.

زوايا الرابطة لهذه الجزيئات أكثر تعقيدًا بعض الشيء لأن هناك موضعين يحتمل وجود الذرات فيهما. الذرتان العلوية والسفلية موجودتان في موضع محوري. وهاتان الذرتان تقعان على خط مستقيم يمر عبر الجزيء مثل محور الأرض. والذرتان في الموضع المحوري تفصل بينهما زاوية قياسها 180 درجة وتفصلهما عن الذرات الأخرى زاوية قياسها 90 درجة. الذرات الثلاث المتبقية موجودة في مواضع مدارية. تتباعد الذرات في المواضع المدارية بالتساوي حول منتصف الجزيء مثل خط الاستواء للأرض. وتتباعد الذرات الموجودة في المواضع المدارية بعضها عن بعض بزوايا قياسها 120 درجة.

الجزيء الأخير الذي سنستعرضه هو ‪SF6‬‏، سداسي فلوريد الكبريت. يحتوي سداسي فلوريد الكبريت على ست مجموعات مرتبطة بالذرة المركزية ولا يحتوي على أزواج حرة. وهذا يجعل العدد الفراغي له يساوي ستة. الجزيئات التي عددها الفراغي يساوي ستة ولا تحتوي على أزواج حرة، مثل سداسي فلوريد الكبريت، تتخذ شكلًا يسمى ثماني الأوجه. يمكننا تخيل هذا الشكل وكأنه هرمان لهما قاعدتان مربعتان متراصتان إحداهما فوق الأخرى.

وكما هو الحال مع الجزيء الأخير الذي استعرضناه، سيكون لهذا الجزيء أيضًا مواضع محورية ومدارية للذرات. مرة أخرى، ستبعد الذرات المحورية بزوايا قياسها 90 درجة عن الذرات الأخرى في المواضع المدارية. ولكن الآن، نظرًا لوجود أربع ذرات في المواضع المدارية، فإن هذه الذرات ستفصلها أيضًا زوايا قياسها 90 درجة. هذا هو الشكل الأخير الذي سنستعرضه في هذا الفيديو. هناك أشكال أخرى يمكن أن تتخذها الجزيئات، لكنها أقل شيوعًا من تلك التي استعرضناها.

من الجدير بالذكر أيضًا أن كل هذه الزوايا التي ناقشناها ليست دقيقة. تعكس هذه الزوايا المسافة القصوى التي يمكن أن تبعدها النطاقات الإلكترونية بعضها عن بعض نظريًّا. في الواقع، ستختلف زوايا الرابطة اختلافًا طفيفًا اعتمادًا على هوية الذرات المرتبطة بالذرة المركزية.

كما ذكرنا سابقًا، يمكن أيضًا استخدام نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ لتحديد شكل الأيونات المتعددة الذرات. إذن دعونا نحدد شكل أيون الفوسفات باستخدام نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ. يحتوي أيون الفوسفات على أربع ذرات أكسجين مرتبطة بذرة الفوسفور المركزية ولا يحتوي على أزواج حرة. وهذا يعني أن العدد الفراغي هنا هو أربعة. نظرًا لأن أيون الفوسفات له عدد فراغي يساوي أربعة وليس له أزواج حرة، فيمكننا وصف شكله بأنه رباعي الأوجه، ونعلم أن قياس زوايا الرابطة سيكون 109.5 درجات.

يمكننا أيضًا استخدام نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ لتساعدنا في تحديد زوايا الرابطة في الجزيئات الأكبر. لنجرب ذلك مع هذين الجزيئين؛ الإيثين على اليمين وحمض الأسيتيك أو الإيثانويك على اليسار. لنحدد أولًا زوايا الرابطة حول ذرة الكربون الموجودة يسارًا في جزيء الإيثين. توجد ثلاث مجموعات مرتبطة بها ولا توجد أزواج حرة. وهذا يعني أن العدد الفراغي هنا هو ثلاثة. ونظرًا لأن العدد الفراغي هنا هو ثلاثة ولا توجد أزواج حرة، فإننا نعلم أن قياس جميع زوايا الرابطة حول ذرة الكربون سيكون حوالي 120 درجة.

بعد ذلك، لنلق نظرة على حمض الأسيتيك. دعونا نحدد زوايا الرابطة حول ذرة الأكسجين الموجودة في طرف الجزيء. ترتبط ذرة الأكسجين هذه بمجموعتين وبزوجين من الأزواج الحرة. وهذا يجعل العدد الفراغي يساوي أربعة، وهو ما يعني أن قياس زوايا الرابطة هنا هو 104.5 درجات، مع أن البنية لم ترسم هكذا.

والآن لنختتم هذا الفيديو باستعراض النقاط الأساسية. تصف نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ، أو نظرية فيسبر، أشكال الجزيئات والأيونات المتعددة الذرات. تتنافر النطاقات الإلكترونية أو المجموعات المحيطة بالذرة المركزية بعضها عن بعض، وبالتالي تتباعد المسافة بينها في الجزيء إلى الحد الأقصى. يكون قياس زوايا الرابطة في الجزيئات التي تحتوي على أزواج حرة أصغر، لأن الأزواج الحرة لديها قوى تنافر أكبر مقارنة بتنافر مجموعات الترابط. يمكننا استخدام طريقة ‪A X E‬‏ لتحديد شكل الجزيئات باستخدام نظرية تنافر أزواج إلكترونات التكافؤ. كل ما علينا فعله هو حساب عدد مجموعات الترابط والأزواج الحرة حول الذرة المركزية، المشار إليهما بالحرفين ‪m‬‏ و‪n‬‏. يجمع هذان الرقمان معًا لنحصل على العدد الفراغي.