كيفية حساب الرقم التعريفي

بالإضافة إلى خصائصها الفريدة ، فإن الجزيئات المختلفة لها أشكال هندسية مختلفة. يمكنك استخدام تنافر زوج الإلكترون غلاف التكافؤ جنبًا إلى جنب مع رقم steric لجزيء لتحديد هيكله الهندسي. هذا هو أحد الأسباب التي تجعل فهم العدد الكلي للجزيء وكيفية حسابه أمرًا بالغ الأهمية لطلاب الكيمياء وأي شخص يتطلع إلى التحقيق في الهندسة الجزيئية.

ومع ذلك ، فإن عملية العثور على الرقم الستيري بسيطة جدًا ، طالما يمكنك حساب الروابط الجزيئية واستخدام بنية لويس للجزيء للعثور على أزواج الإلكترونات الوحيدة.

الرقم الثابت للجزيء هو عدد الذرات الأخرى المرتبطة بالذرة المركزية للجزيء بالإضافة إلى عدد أزواج الإلكترونات الوحيدة المرتبطة به.

يستخدم هذا لتحديد الهندسة الجزيئية لأن الإلكترونات في أزواج تتنافر ، سواء كانت هذه الأزواج تربط الإلكترونات أو الأزواج المنفردة غير المرتبطة بذرة معينة. نظرًا لأنهم يضعون أنفسهم لتحقيق أقصى فصل ، فإن المقياس البسيط نسبيًا للرقم الفراغي يخبرك بالشكل العام للجزيء.

بالنسبة للجزيء الذي يحتوي على رقم 2 ، سيكون هناك هيكل خطي ، وبالنسبة لعدد steric من 3 سيكون هناك بنية مستوية مثلثية. بالاستمرار بالطريقة نفسها ، يؤدي عدد ستيريكي من 4 إلى هيكل رباعي السطوح ، 5 يعطي بنية مثلثية ثنائية الهرمية وعدد ستيريكي من 6 يؤدي إلى هيكل ثماني السطوح.

يمكن كتابة صيغة الرقم المقطعي مباشرة بناءً على التعريف الوارد أعلاه ، على النحو التالي:

رقم ستيري = (عدد الذرات المرتبطة بالذرة المركزية) + (عدد أزواج الإلكترونات الوحيدة في الذرة المركزية)

وبالتالي ، فإن التحدي في حساب الرقم القياسي لا يتعلق بالحساب الفعلي وأكثر من ذلك بالنظر إلى بنية الجزيء من حيث ربط الإلكترونات وإيجاد الرقمين لك يحتاج. من السهل فعل ذلك إذا نظرت إلى بنية لويس للجزيء وفهمت كيفية إيجاد زوج إلكترون وحيد.

بنية لويس للجزيء هي تمثيل للإلكترونات في غلاف التكافؤ للذرات في الجزيء ، بشكل عام ممثلة بالنقاط المحيطة بالذرات ، والتي تظهر برموزها القياسية (على سبيل المثال O للأكسجين ، C للكربون ، H للهيدروجين و Cl لـ الكلور).

أولاً ، ارسم الذرات وروابطها وفقًا للصيغة الجزيئية و / أو ما تعرفه بالفعل عن الجزيء. على سبيل المثال ، الماء (H₂يتم تمثيل O) بواسطة ذرة O مركزية ، مع وجود ذرتين من H متصلتين برابطة واحدة (خط مستقيم فردي) على جانبيها.

املأ الإلكترونات المتبقية في غلاف التكافؤ (أي تلك المتاحة للربط ليست حاليًا جزءًا من الرابطة). بالنسبة للأكسجين ، هناك ستة إلكترونات تكافؤ ، واثنان منها متورطان في الروابط مع ذرات الهيدروجين ، مما يترك أربعة إلكترونات تكافؤ لملءها. ارسم زوجين من النقاط حول الرمز O لإكمال الرسم التخطيطي.

الأزواج الوحيدة للأكسجين هما هذان الزوجان من الإلكترونات غير المتورطين في الترابط الجزيئي. بالطبع ، تؤدي المواقف الأخرى إلى أنواع مختلفة من هياكل لويس ، وسيتعين عليك التفكير أكثر قليلاً في حالات معينة.

على سبيل المثال ، لا تشكل الإلكترونات أزواجًا إلا إذا لم تكن هناك "مسافات" متاحة خارج الزوج ، على سبيل المثال في الكربون ، هناك أربعة إلكترونات التكافؤ ، ولكن مع توفر ثماني نقاط إجمالية ، لا تحتاج الإلكترونات إلى تكوين أزواج لتلائم الغلاف وبالتالي لا تفعل.

يعد استخدام صيغة الأرقام التجميعية أمرًا سهلاً بمجرد رسم بنية لويس للجزيء المعني. انظر إلى الذرة المركزية وعد كل رابطة (حتى لو كانت رابطة مزدوجة أو ثلاثية) مرتبطة بها كواحدة لكل منها. ثم انظر إلى النقاط المحيطة بالذرة: هل هناك أزواج غير متورطة في الترابط؟ إذا كان الأمر كذلك ، أضف واحدًا إلى الإجمالي لكل مثال.

له₂O ، ذرة الأكسجين المركزية مرتبطة بذرتين من الهيدروجين ، وهناك زوجان من الإلكترونات المتبقية حولها. يمكن إدراج هذا في صيغة الرقم القياسي للعثور على النتيجة:

وهكذا فإن الماء له هيكل رباعي السطوح ، على الرغم من أن جزءًا من هذا الهيكل يتكون من أزواج وحيدة من الإلكترونات.