افتح القائمة الرئيسية

نظرية فسيبر (بالإنجليزية: Valence shell electron pair repulsion (VSEPR) theory) هي نموذج يستخدم في الكيمياء بغرض تعيين الشكل الهندسي الذي يتخذه جزيء على أساس عدد الألكترونات المزدوجة التي تحيط بالذرة المركزية .[1] تسمى هذه النظرية أيضا باسم مكتشفيها "نظرية غليبسي -نيهولم" ؛ حيث صاغها العالمان : "رونالد غليبسي " و" سير رونالد سيدني نيهولم".

نموذجان من فسيبر
لإثنين وثلاثة من أزواج الإلكترونات.

بالنسبة إلى الاختصار VSEPR فهو ينطق بالإنجليزية ves-per"[2] أو "vuh-seh-per"[3] من بعض الكيميائيين.

يستند العالمان في نظريتهما إلى ان إلكترونات التكافؤ المزدوجة التي تحيط بذرة تتنافر عن بعضها البعض بسبب شحنتها السالبة ؛ وعلى هذا السبيل فإنهما سوف يتخذان دورانا في شكل هندسي يخفض من شدة تنافرهما ؛ بذلك يشكلان الشكل الهندسي للجزيء ككل. كما أكد "غليبسي" على أن التنافر بين إلكترونين الناشيء عن مبدأ استبعاد باولي يكون أقوى في تكوين شكل الجزيء من تاثير التنافر الإلكتروستاتيكي بينهما. [4]

تستند نظرية فسيبر على مشاهدات كثافة الإلكترونات في الجزيئات أكثر من استنادها على حسابات الدوال الموجية النظرية ، وما يتعلق بها من أوربتالات ذرية هجينية.,[5]

فنظرية فسيبر هي نظرية نوعية ، حيث أنها تقترح هيكلا للجزيئات يمكن تمثيله نظريا في "دالة تموضع الإلكترون" وفي نظرية الكم للذرات في الجزيئات QTAIM. [4]

محتويات

نظرة عامةعدل

تستخدم نظرية فسيبر لاستنباط توزيع الإلكترونات المزدوجة حول ذرة غير ذرة هيدروجين في جزيء ، وبصفة خاصة لجزيئات بسيطة وذات تناظر symmetric molecules ، حيث تكون الذرة المركزية مشتركة في رابطات مع 2 أو أكثر من الذرات الأخرى. تشكل تلك الذرات المركزية وما يحوم حولها من إلكترونات مزدوجة - لا تشارك في الرابطة - مفتاحا لتعيين الشكل الهندسي للجزيء ككل.

يعين عدد الإلكترونات المزدوجة في غلاف إلكترونات التكافؤ في الذرة المركزية عن طريق رسم هيكل لويس للجزيء ، ثم توسيعه بحيث يتضمن مجموعات الروابط الأخرى والإلكترونات المنفردة.[6] تتعامل نظرية فسيبر مع رابطة ثنائية أو رابطة ثلاثية على انها رابطة جماعية منفردة [6] . ويعرف عدد الذرات المترابطة مع الذرة المركزية وكذلك عدد الإلكترونات المنفردة المتكونة من إلكترونات تكافؤ غير مرتبطة بأنها عدد تجسيمي للذرة المركزية.

و تعتبر النظرية أن الإلكترونات المزدوجة تقع على سطح كرة حول الذرة المركزية ، محاولة شغل أماكن تخفض من قوة تنافرها عن طريق توجهها إلى مواقع بعيدة عن بعضها البعض. [6][7] وبناءا على ذلك فعدد الإلكترونات المزدوجة (أو المجموعات) تحدد الشكل الهندسي الكلي للجزيء. وعلى سبيل المثال ، إذا وجد اثنان من أزواج الإلكترونات يحيطون بالذرة المركزية فيكون أقل تنافر بينهم عندما يكون كل زوج على ناحية مضادة للزوج الآخر على "قطبي" الكرة. وبذلك يكون الشكل المتوقع للجزيء شكلا مستقيما . وإذا كان هناك ثلاثة أزواج من الإلكترونات المزدوجة تحيط بالذرة المركزية ، فيكون أقل تنافر بينهم عندما يتخذون مواقع اطراف مثلث متساوي الأضلاع حول الذرة المركزية ؛ أي تنشأ بنية جزيئية مستوية ثلاثية. وبالمثل لأربعة أزواج إلكترونات ، فيؤدون إلى أنسب هيكل في شكل رباعي الأسطح.[6]

قواعد مستنبطة من النظريةعدل

استنبطت من نموذج فسيبر القواعد التالية للنوع AXn:[8]

  • زوج الإلكترونات الخاصة بالذرة المركزية A في الجزيء يتشكل بحيث تكون المسافة بينهما أكبر ما يمكن.
  • أزواج الإلكترونات الحرة (ويرمز لها بالرمز E) في الجزيء من التصنيف AXnEm يشغلون حجما أكبر من الحجم الذي تشغله زوج الإلكترونات الرابطة ، وتؤدي إلى تضخيم الزاوية X-A-E وتصغير الزاوية X-A-X.
  • الإلكترونات المنفردة الحرة في بقية أو بقايا تشغل احجاما أصغر مما يشغله أزواج الإلكترونات الحرة .
  • وجود اختلاف كبير في الكهروسلبية بين A وX تقلل من حجم الرابطة الكيميائية.
  • تحتاج الرابطة كثيرة العدد (رابطة ثنائية أو رابطة ثلاثية) إلى شغل حجم أكبر مما تحتاجة الرابطة الأحادية ، حيث يتصاعد الحجم اللازم للرابطة بتصاعد رتبة الرابطة.

وبغرض تعيين البنية التقديرية لجزيء تؤخذ روابط سيغما في الحسبان فقط ، أي أن الروابط المتعددة تعتبر في تلك الحالة روابط أحادية .

  • الذرة المركزية الصغيرة التي تكون مرتبطة بربيطات كبيرة Ligand تؤثر على

بنيتها الإلكترونية (استقطاب) وتجعلها تحتاج إلى أحجام تزيد عن الحجم الذي يشغله زوج إلكترونات حرة.

استنباطات عند وجود أزواج إلكترونات حرة على الذرة المركزيةعدل

إذا لم تكن هناك أزواج إلكترونات حرة على الذرة المركزية يمكن ان تكون بنية الجزيء بسيطة عن طريق تعيين عدد البقايا المرتبطة بالذرة المركزية. كذلك يمكن تعيين بنية جزيء تكون فيه الذرة المركزية مرتبطة بواحد أو أكثر من أزواج الإلكترونات الحرة . فتعامل أزواج الإلكترونات الحرة معاملة البقايا المرتبطة وتميز بالرمز ψ“ . وبهذه الطريقة يصل المرء إلى "شبه هيكل" الجزيء.

مـــثال:

 
جزيء الماء

ذرة الأكسجين في جزيء الماء وهي الذرة المركزية ويرتبط بها 2 من ذرات الهيدروجين في رابطتين تساهميتين ، فتكون (X = 2) ولها 2 من أزواج الإلكترونات الحرة (أي أن E = 2). ومنها نحصل على العدد  = 2 + 2 = 4 من "أشباه البقايا " أي شكل هيكلي شبيه برباعي السطوح، يمكن وصفه "برباعي سطوح ψ2 ".

وبتصور "اهمال " أزواج الإلكترونات الحرة وغض النظر عنهم تتبقى بنية جزيء الماء الحقيقية ذات زاوية تحددها أنوية الذرات .

مثال آخر:

نعطي هنا مثال آخر لحالة "رباعي سطوح ψ1 " يمتلك زوج إلكترونات حرة واحد ، ذلك هو جزيء الأمونيا NH3.

# نوع الجزيء (a ) مثال Ψ - بنية / شبه هيكل (b ) البنية الحقيقية (c ) الزاوية
1  
AX1
H2  
linear
 
خطي
180°
2  
AX2
BeCl2
CO2
 
خطي
 
linear
180°
 
AX1E1
 
خطي
 
خطي
180°
3  
AX3
BF3
NO3
CO32−
 
trigonal planar
 
مثلثي مسطح
120°
 
AX2E
SO2
O3
NO2
 
مثلثي مسطح
 
منحني
ca. 115°
 
AX1E2
 
مثلثي مسطح
 
خطي
180°
4  
AX4
CH4
SO42− PO43−
ClO4
 
tetraedrisch
 
رباعي سطوح
109,5°
 
AX3E
NH3
PCl3
 
tetraedrisch
 
مثلثي هرمي
ca. 107°
 
AX2E2
H2O  
tetraedrisch
 
منحني
ca. 104°
 
AX1E3
HCl  
tetraedrisch
 
linear
180°
5  
AX5
PCl5  
trigonal-bipyramidal
 
trigonal-bipyramidal
120° / 90°
 
AX4E
SF4, SCl4  
trigonal-bipyramidal
 
"Wippe", bisphenoidal
ca. 175° / 110°
 
AX3E2
ClF3  
trigonal-bipyramidal
 
T-förmig
ca. 87,5°
 
AX2E3
XeF2  
trigonal-bipyramidal
 
linear
180°
6  
AX6
SF6  
oktaedrisch
 
oktaedrisch
90°
 
AX5E
ClF5  
oktaedrisch
 
quadratisch-pyramidal
ca. 85°
 
AX4E2
XeF4  
oktaedrisch
 
quadratisch-planar
90°
7  
AX7
IF7  
pentagonal-bipyramidal
 
pentagonal-bipyramidal
90° / 72°
 
AX6E
[XeOF5]  
pentagonal-bipyramidal
 
pentagonal-pyramidal
ca. 90° / ca. 72°
 
AX5E2
XeF5  
pentagonal-bipyramidal
 
pentagonal-planar
72°
8 AX8 IF8 tetragonal-antiprismatisch tetragonal-antiprismatisch 78° / 73°

ملاحظات:

  • (a )

الذرة المركزية: A, بقية: X ، وزوج إلكترونات: E

  • ( b )

زوج إلكترونات غير مرتبط (أصفر فاتح) ، معتبر كبقية مرتبطة

  • ( c )

التوزيع الفراغي الحقيقي للذرات

مراجععدل

  1. ^ Jolly, W. L.,Modern Inorganic Chemistry, McGraw-Hill, 1984, p.77-90. ISBN 0-07-032760-2
  2. ^ Petrucci R.H., Harwood W.S. and Herring F.G. General Chemistry: Principles and Modern Applications (Prentice-Hall 8th ed. 2002) p.410 ISBN 0-13-014329-4
  3. ^ H. Stephen Stoker (2009). General, Organic, and Biological Chemistry. Cengage Learning. صفحة 119. ISBN 978-0-547-15281-3. 
  4. أ ب R.J. Gillespie (2008), Coordination Chemistry Reviews vol.252, pp.1315-1327, Fifty years of the VSEPR model
  5. ^ Gillespie، R.J. (2004)، "Teaching molecular geometry with the VSEPR model"، Journal of Chemical Education، 81 (3): 298–304، Bibcode:2004JChEd..81..298G، doi:10.1021/ed081p298 
  6. أ ب ت ث R.H. Petrucci, W.S. Harwood and F.G. Herring, General Chemistry (8th ed., Prentice-Hall 2002) pp.410-417. ISBN 0-13-014329-4
  7. ^ G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd ed., Prentice-Hall 1999) pp.54-62. ISBN 0-13-841891-8
  8. ^ قالب:Holleman-Wiberg

اقرأ أيضاعدل

وصلات خارجيةعدل