نوضح ماهية قاعدة الثمانيات في الكيمياء ، من كان منشئها ، والأمثلة والاستثناءات. أيضا ، هيكل لويس.
ما هي قاعدة الثمانيات؟
في كيمياء، تُعرف بقاعدة الثمانيات أو نظرية الثماني لتفسير الطريقة التي بها ذرات العناصر الكيميائية فهو يجمع بين.
أعلن الفيزيائي الأمريكي جيلبرت لويس (1875-1946) هذه النظرية في عام 1917 وتوضح أن ذرات من العناصر المختلفة عادةً ما تحافظ دائمًا على تكوين إلكتروني ثابت من خلال تحديد موقع ثمانية الإلكترونات في مستويات الطاقة الأخيرة الخاصة بك.
تنص قاعدة الثمانيات على أن أيونات العناصر الكيميائية المختلفة الموجودة في الجدول الدوري عادةً ما تكمل مستويات طاقتها الأخيرة بثمانية إلكترونات. و لهذا، الجزيئات يمكن أن يكتسب استقرارًا مشابهًا لاستقرار غازات نبيلة (تقع في أقصى اليمين من الجدول الدوري) ، التي تجعلها بنيتها الإلكترونية (بمستوى طاقتها الكامل الأخير) مستقرة جدًا ، أي ليست شديدة التفاعل.
وبالتالي ، فإن العناصر ذات القدرة الكهربية العالية (مثل الهالوجينات والأمفوجينات ، أي عناصر من المجموعة 16 من الجدول) تميل إلى "اكتساب" إلكترونات تصل إلى الثماني بتات ، بينما تميل العناصر ذات القدرة الكهربية المنخفضة (مثل الأرض القلوية أو القلوية) إلى "تفقد" الإلكترونات للوصول إلى الثماني.
تشرح هذه القاعدة إحدى الطرق التي تشكل بها الذرات روابطها ، ويعتمد السلوك والخصائص الكيميائية للجزيئات الناتجة على طبيعتها. وبالتالي ، فإن قاعدة الثمانيات هي مبدأ عملي يعمل على التنبؤ بسلوك الكثيرين مواد، على الرغم من أنه يقدم أيضًا استثناءات مختلفة.
أمثلة على قاعدة الثمانيات
خذ بعين الاعتبار جزيء ثاني أكسيد الكربون الذي تمتلك ذراته التكافؤ من 4 (كربون) و 2 (أكسجين) ، انضم إليهما روابط كيميائية مزدوج. (من المهم توضيح أن التكافؤ هو الإلكترونات التي يجب أن يتخلى عنها عنصر كيميائي أو يقبلها حتى يكتمل مستوى الطاقة الأخير. لا ينبغي الخلط بين التكافؤ الكيميائي وإلكترونات التكافؤ ، لأن الأخيرة هي الإلكترونات الموجودة في مستوى الطاقة الأخير).
يكون هذا الجزيء مستقرًا إذا كانت كل ذرة تحتوي على 8 إلكترونات إجمالاً عند مستوى الطاقة الأخير ، وتصل إلى الثماني بتات المستقرة ، والتي تتحقق مع حجرة 2 إلكترون بين ذرات الكربون والأكسجين:
- يشترك الكربون في إلكترونين مع كل أكسجين ، مما يؤدي إلى زيادة الإلكترونات عند آخر مستوى طاقة لكل أكسجين من 6 إلى 8.
- في الوقت نفسه ، يشترك كل أكسجين في إلكترونين مع الكربون ، مما يؤدي إلى زيادة الإلكترونات من 4 إلى 8 في آخر مستوى طاقة للكربون.
هناك طريقة أخرى للنظر في الأمر وهي أن إجمالي الإلكترونات المنقولة والمأخوذة يجب أن يكون دائمًا ثمانية.
هذا هو الحال بالنسبة للجزيئات المستقرة الأخرى ، مثل كلوريد الصوديوم (NaCl).يساهم الصوديوم في إلكترونه الفردي (التكافؤ 1) في الكلور (التكافؤ 7) لإكمال الثمانية. وبالتالي ، سيكون لدينا Na1 + Cl1- (أي ، تخلى الصوديوم عن إلكترون ، واكتسب شحنة موجبة ، وقبل الكلور إلكترونًا ومعه شحنة سالبة).
استثناءات قاعدة الثمانيات
تحتوي قاعدة الثمانيات على عدة استثناءات ، أي المركبات التي تحقق الاستقرار دون أن تحكمها ثماني بتات الإلكترون. يمكن للذرات مثل الفوسفور (P) ، والكبريت (S) ، والسيلينيوم (Se) ، والسيليكون (Si) أو الهليوم (He) أن تستوعب عددًا من الإلكترونات أكثر مما اقترحه لويس (فرط التكافؤ).
في المقابل ، الهيدروجين (H) ، الذي يحتوي على إلكترون واحد في مدار ذري واحد (منطقة الفضاء حيث من المرجح أن يوجد الإلكترون حول النواة الذرية) ، يمكنه قبول ما يصل إلى إلكترونين في رابطة كيميائية. الاستثناءات الأخرى هي البريليوم (Be) ، الذي يكتسب الاستقرار بأربعة إلكترونات فقط ، أو البورون (B) ، الذي يفعل ذلك بستة.
حكم الثماني وهيكل لويس
من مساهمات لويس العظيمة الأخرى في الكيمياء طريقته الشهيرة في تمثيل الروابط الذرية ، والتي تُعرف اليوم باسم "بنية لويس" أو "صيغة لويس".
يتكون من وضع النقاط أو الشرطات لتمثيل الإلكترونات المشتركة في الجزيء والإلكترونات الحرة في كل ذرة.
يسمح هذا النوع من التمثيل الرسومي ثنائي الأبعاد بمعرفة تكافؤ الذرة التي تتفاعل مع الآخرين في مجمع وما إذا كانت تشكل روابط مفردة أو مزدوجة أو ثلاثية ، فكلها ستؤثر على الهندسة الجزيئية.
لتمثيل جزيء بهذه الطريقة ، نحتاج إلى اختيار ذرة مركزية ، والتي ستكون محاطة بالآخرين (تسمى المحطات الطرفية) لتكوين روابط حتى الوصول إلى تكافؤ كل المعنيين. عادةً ما تكون الأولى هي الأقل كهربيًا والأخيرة هي الأكثر كهربيًا.
على سبيل المثال ، تمثيل ماء يوضح (H2O) الإلكترونات الحرة الموجودة في ذرة الأكسجين ، بالإضافة إلى أنه يمكنك تصور الروابط البسيطة بين ذرة الأكسجين وذرات الهيدروجين (يتم تمثيل الإلكترونات التي تنتمي إلى ذرة الأكسجين باللون الأحمر وتلك الخاصة بذرات الهيدروجين باللون الأسود ). يتم تمثيل جزيء الأسيتيلين (C2H2) أيضًا ، حيث يمكنك تصور الرابطة الثلاثية بين ذرتي الكربون والروابط الفردية بين كل ذرة كربون وذرة هيدروجين (يتم تمثيل الإلكترونات التي تنتمي إلى ذرات الكربون باللون الأحمر وتلك الموجودة في ذرات الكربون ذرات الهيدروجين باللون الأسود).