وزا ر ة التربية التوجيه الفني العام للعلوم

1. المركزالإقليمي لتطوير البرمجياتالتعليمية وزارة التربية التوجيه الفني العام للعلوم الكيمياء للصف العاشر العروض التقديمية عرض تقديمي بعنوان: تراكيب لويس

2. الروابط الكيميائية والتراكيب الجزيئية تميل ذرات العناصر إلى الإرتباط مع بعضها بقوى تسمى الروابط الكيميائية ومنها الرابطة الأيونية كما في NaCl أو كما Al2O3 أو الرابطة التساهمية كما في بعض العناصر مثل H2 ،O2 أو المركبات مثل CH4 أو الرابطة التناسقية وهي نوع من أنواع الروابط التساهمية ، مثل تلك الرابطة التي تتم بين كاتيون الهيدروجين مع جزيء الماء أو الأمونيا لتكوين الأيونات عديدة الذرة H3O+ ، NH4+ لكن كيف تتكون تلك الروابط وما الطريقة التي تترتب بها الذرات في الفراغ ؟ وما الشكل الهندسي لها ؟ وسوف نركز على طريقة ارتباط ذرات العناصر المثالية (عناصر تحت المستويين s ،p )

3. وعند دراسة هذا الموضوع يجب أن نتذكر أن إلكترونات التكافؤValence electrons الإلكترونات الموجودة فيمستوى الطاقة الرئيسي الأخير( ns np )للذرات" هي المسئولة عن تكوين الروابط مستوى التكافؤValence shell or level آخر مستوى طاقة رئيسي موجود في الذرات والذي توجد به إلكترونات التكافؤ ولقد اقترح العالم " لويس Gilbert Lewis " نظام معين لترتيب إلكترونات التكافؤ للذرات واستخدم هذا النموذج في توضيح طريقة تكوين الروابط الأيونية أو التساهمية، ويسمى هذا النظام " رموز لويس Lewis symbols"

4. 1 - رموز لويس Lewis symbols في هذا النموذج 1- يتم كتابة رمز العنصر 2- يتم وضع نقطة ( أو علامة × ، أو دائرة صغيرة º) لكل إلكترون من إلكترونات التكافؤ ، بحيث يتم توزيع هذه الإلكترونات أولا : بشكل فردي حول رمز العنصر في الاتجاهات الأربعة ، ثانيا : بشكل زوجي بعد ذلك إلى أن ينتهي توزيع جميع إلكترونات التكافؤ للذرة ( وهو يساوي رقم المجموعة دائما بالنسبة للعناصر المثالية ، عدا بالنسبة للهيليوم). " رموز لويس " لعناصر الدور الثانية في الجدول الدوري:

5. 2 - استخدام رموز لويس في تكوين الروابط الأيونيةThe Ionic Bonds تتكون الروابط الأيونية عند ارتباط ذرات العناصر التي تتميز بجهد تأين وميل إلكتروني وسالبية كهربائية منخفضة ، وتلك التي لها جهد تأين وميل إلكتروني وسالبية كهربائية مرتفعة، أي بين الفلزات واللافلزات، حيث تفقد ذرات الفلز إلكترونات تكافؤها مكونة أيونات موجبة (كاتيونات)، بينما تكتسب ذرات اللافلز هذه الإلكترونات مكونة أيونات سالبة (أنيونات)، ويستمر ذلك إلى أن يصبح التركيب الإلكتروني لكل منها مشابها للتركيب الإلكتروني لأقرب غاز نبيل لها، ونتيجة للتجاذب الكهروستاتيكي (الإلكتروستاتيكي) بين الأيونات تتكون المركبات الأيونية. طريقة لويس لتوضيح تكوين فلوريد الليثيوم من عناصره الأولية _ + 1s2 : 2s1 1s2 1s2 : 2s2 2p5 1s2 : 2s2 2p6 [He] [He]: 2s2 2p5 [He]: 2s1 [Ne] _ + 1s2 1s2 : 2s1 1s2 : 2s2 2p5 1s2 : 2s2 2p6 [He] [He]: 2s2 2p5 [Ne] [He]: 2s1

6. طريقة لويس لتوضيح تكوين أكسيد الكالسيوم من عناصره الأولية 2+ ــ 2 [Ar]: 4s2 [He]: 2s2 2p4 [Ar] [Ne] ــ 2 2+ [Ar]: 4s2 1s2 : 2s2 2p4 [Ar] 1s2 : 2s2 2p6 [Ne]

7. طريقة لويس لتوضيح تكوين أكسيد الألومينيوم من عناصره الأولية ــ 2 3+ ــ 2 3+ ــ 2 [Ne]: 3s2 3p1 [He]: 2s2 2p4 [Ne] [Ne]

8. وجميع المركبات الأيونية صلبة ، وأيوناتها تترتب في الفراغ لتعطي أشكال هندسية ( فراغية) مختلفة يكون فيها التجاذب بين الأيونات أكبر ما يمكن، والمحصلة النهائية للشحنات الكهربائية تساوي صفر، وتشغل أيوناتها أماكن محددة في الفراغ حول بعضها البعض، ويطلق على هذا الترتيب لفظ " البلورات الصلبة Crystalline solids " وأحيانا تسمى " الشُبَيْكَةُ البلورية " ولا توجد صيغ جزيئية للمركبات الأيونية لهذا نعبر عن الصيغة الكيميائية للمركب الأيوني بكتابة "الصيغة الأولية له" وهي " مجموعة الرموز التي تدل أبسط نسبة عددية صحيحة لكل نوع من أنواع الأيونات في الصيغة" .

9. تمرين 1 : • استخدم طريقة لويس لتوضيح تكوين كل مركب من المركبات التالية من عناصره الأولية ، مع تحديد نوع الرابطة. • فلوريد المغنيسيوم. ب – كبريتيد الكالسيوم. ج – كلوريد البوتاسيوم. • د- نيتريد المغنيسيوم. هـ- كبريتيد الصوديوم. و- فلوريد الألمنيوم.

10. 3 - استخدام رموز لويس في تكوين الروابط التساهمية The Covalent Bonds من المعلوم أن ذرات العناصر اللافلزية ترتبط مع بعضها البعض بروابط تساهمية، حيث تشارك كل ذرة مع الأخرى بنفس العدد من الإلكترونات، (تختلف الرابطة التناسقية فقط عن التساهمية في مصدر الإلكترونات المستخدمة في تكوين الرابطة، حيث تأتي إلكترونات الرابطة التناسقية من ذرة واحدة فقط وهي الذرة المانحة) وتختلف المواد ذات الروابط التساهمية عن المركبات الأيونية في أن لكل مادة تساهمية صيغة كيميائية محددة تسمي " الصيغة الجزيئيةmolecular formula " . وفي هذا الجزء سوف نستخدم رموز لويس لكتابة الصيغ الجزيئية للمواد التي تتكون من ذرتين أو ثلاثة من نفس النوع أو تتكون من ذرات لعنصرين مختلفين ، وتسمى هذه الطريقة " تراكيب لويسLewis structures " و بمعلومية هذه التراكيب يمكننا أن نحدد الأشكال الهندسية (الترتيب الفراغي ثلاثي الأبعاد) للجزيئات أو الأيونات عديدة الذرة، ومن ثم إيجاد العلاقة بين الأشكال الهندسية والخواص الفيزيائية والكيميائية لهذه المواد. وعند تكوين الجزيئات سوف نعتمد على القاعدة التي اقترحها لويس ، والتي تسمى " قاعدة الثمانيةOctet rule" وتنص على أن " أي ذرة غير الهيدروجين تميل لتكوين روابط حتى يستقر مستواها الأخير ( مستوى التكافؤ ) بثمانية إلكترونات". وهذه القاعدة تنطبق غالبا على عناصر الدورة الثانية في الجدول الدوري لأن مستوى الطاقة الرئيسي الثاني يحتوي فقط على تحت مستويين 2s و 2p، ولهذا لا يمكن أن يستقر بأكثر من ثمانية إلكترونات، وكذلك على عناصر المجموعتين 1A ، 2A لأنها تميل لفقد إلكترونات التكافؤ، عدا بالنسبة للهيدروجين والبريليوم. أما بالنسبة لعناصر الدورات الثالثة وما بعدها ، فإن مستواها الأخير يمكن أن يستوعب أكثر من ثمانية إلكترونات لاحتوائها على تحت مستوي d ، حيث يمكن أن تشارك أفلاكه في تكوين الروابط ، كما أن هناك حالات خاصة يمكن أن تتكون فيها مركبات يحتوي المستوى الأخير لذرتها المركزية على عدد أقل من ثمانية الإلكترونات، ومن أمثلتها المركبات التي تحتوي على عناصر البريليوم Be ، والبورون B ، والألمنيوم Al ، وسوف نتناولها بالدراسة.

11. أنواع الروابط التساهمية: لذرات اللافلزات القدرة على تكوين ثلاث أنواع من الروابط التساهمية ، هي: أ – الروابط التساهمية الأحادية ، وفيها ترتبط كل ذرتين بزوج واحد من الإلكترونات، كما في CH4, F2, H2 ب– الروابط التساهمية الثنائية، وفيها ترتبط كل ذرتين بزوجان من الإلكترونات، كما في H2C=CH2، CO2 ج– الروابط التساهمية الثلاثية، وفيها ترتبط كل ذرتين بثلاث أزوج من الإلكترونات، كما في HC≡CH ، N2 ولكل رابطة تساهمية خواص مختلفة تعتمد على عدد الإلكترونات المشاركة في تكوينها وبالتالي على كثافة الشحنة السالبة الموجودة بين نواتي الذرتين وعلى قوة جذب النواتين لهذه الشحنة، ومن هذه الخواص: 1 – طول الرابطة: الرابطة الثلاثية أقصر من الثنائية ، وهي بدورها أقصر من الأحادية، ويعود السبب في ذلك إلى أنه كلما زاد عدد الإلكترونات في الرابطة ، زادت كثافة الشحنة السالبة، وبالتالي تزداد قوة جذب نواتي الذرتين لهذه الشحنة فيقل طول الرابطة. 2 – طاقة الرابطة: على العكس من الطول فإنه كلما زادت قوة جذب نواتي الذرتين لإلكترونات الرابطة زاد ثباتها، وانطلقت طاقة أكبر عند تكوينها ، وبالتالي تحتاج إلى طاقة أكبر لكسرها (تحتاج إلى نفس كمية الطاقة المنطلقة عند تكوينها)، ولهذا فإن طاقة تفكيك وبالتالي ثبات الرابطة الثلاثية أكبر من الثنائية أكبر من الأحادية. طول الرابطة يقل C - C C = C C ≡ C طاقة تفكيك الرابطة أو ثباتها يزداد

12. تراكيب لويس Lewis structures: تعتمد تراكيب لويس على استخدام إلكترونات التكافؤ فقط في تحديد تركيب الجزيء أو الأيون عديد الذرة، كما يلي: 1 - يتم حساب عدد إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المشاركة في الصيغة. 2 - في حالة الأيون الموجب يتم خصم عدد من الإلكترونات مساوياً للشحنة الموجبة، وفي حالة الأيون السالب يتم إضافة عدد من الإلكترونات مساوياً للشحنة السالبة. 3 – يتم تحديد الذرة المركزية، وهي غالبا الذرة الأقل سالبية كهربائية، علما بأن الهيدروجين والفلور لا يمكن استخدامهما كذرات مركزية بل يستخدمان كذرات طرفية ( مرتبطات). 4 – يتم ترتيب الذرات بحيث توضع الذرة المركزية في الوسط ، وتوزع باقي ذرات الجزيء في الفراغ حول الذرة المركزية. 5 – يتم وضع زوج من الإلكترونات ( لتكوين رابطة أحادية) بين الذرة المركزية وكل ذرة من الذرات المحيطة. 6 – يتم توزيع الإلكترونات المتبقية حول الذرات الطرفية (عدا الهيدروجين لأنه يستقر بإلكترونين فقط) بحيث يصبح حول كل ذرة منها ثمانية إلكترونات. 7 – أي إلكترونات زيادة بعد ذلك يتم توزيعها على شكل أزواج حول الذرة المركزية. 8 – إذا لم تصل الذرة المركزية إلى حالة الاستقرار الثماني (عدا الحالات الخاصة) نبدأ في تحريك زوج أو أكثر من الإلكترونات من الذرات المحيطة لتكوين روابط ثنائية أو ثلاثية مع الذرة المركزية حتى تستقر. 9 – في حالة الأيونات توضع شحنة الأيون على الصيغة التركيبية للأيون.

13. ارسم تركيب ( شكل) لويس : Cl2 حساب عدد إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المشاركة في الصيغة. 17Cl 2 : 8 : 7 2 × 7 = 14 e- يتم وضع زوج من الإلكترونات ( لتكوين رابطة أحادية) بين الذرة المركزية وكل ذرة من الذرات المحيطة. يتم توزيع الإلكترونات المتبقية حول الذرات الطرفية

14. CH4 ارسم تركيب ( شكل) لويس : حساب عدد إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المشاركة في الصيغة. 6C 2 : 4 1H 1 ( 1 × 4) + ( 4 × 1 ) = 8 e- تحديد الذرة المركزية ترتيب الذرات بحيث توضع الذرة المركزية في الوسط ، وتوزع باقي ذرات الجزيء في الفراغ حول الذرة المركزية. وضع زوج من الإلكترونات ( لتكوين رابطة أحادية) بين الذرة المركزية وكل ذرة من الذرات المحيطة.

15. CCl4 ارسم تركيب ( شكل) لويس : حساب عدد إلكترونات التكافؤ لجميع الذرات المشاركة في الصيغة. 6C 2 : 4 17Cl 2 : 8 : 7 ( 1 × 4) + ( 4 × 7 ) = 32 e- C تحديد الذرة المركزية، وهي غالبا الذرة الأقل سالبية كهربائية يتم ترتيب الذرات بحيث توضع الذرة المركزية في الوسط ، وتوزع باقي ذرات الجزيء في الفراغ حول الذرة المركزية. Cl Cl Cl C Cl وضع زوج من الإلكترونات ( لتكوين رابطة أحادية) بين الذرة المركزية وكل ذرة من الذرات المحيطة Cl Cl Cl C Cl يتم توزيع الإلكترونات المتبقية حول الذرات الطرفية (عدا الهيدروجين لأنه يستقر بإلكترونين فقط) بحيث يصبح حول كل ذرة منها ثمانية إلكترونات.

16. .. OCO : : : : : : .. . CN-، وفي أيون السيانيد CO2كيف يتم تكوين الروابط في جزيء غاز ثاني أكسيد الكربون # عدد إلكترونات التكافؤ للذرات في جزيء CO2 = ( 1 × 4 ) + ( 2 × 6 ) = 16 e- # الذرة المركزية هي ذرة الكربون، إذاً يتم وضعها في المنتصف ، ويتم توزيع ذرتي الأكسجين حولها ووضع زوج من الإلكترونات بين ذرة الكربون، وكل من ذرتي الأكسجين. O : C : O # باقي الإلكترونات ( 12 e- ) يتم توزيعها على شكل أزواج حول كل من ذرتي الأكسجين. # يلاحظ أن إلكترونات التكافؤ قد استهلكت جميعها، لكن الذرة المركزية لم تستقر، ولكي يتم ذلك (عدا في الحالات الخاصة) هناك عدة احتمالات ، إما أن يتم نقل زوج من الإلكترونات من على كل ذرة أكسجين لتكوين رابطتين ثنائيتين بين ذرتي الأكسجين وذرة الكربون ، أو بنقل زوجان من الإلكترونات من على أحد ذرتي الأكسجين لتكوين رابطة ثلاثية بينها وبين الكربون ، وبالتالي يمكن أن نحصل على التراكيب التالية للجزيء: وتسمى هذه الخاصية بظاهرة الرنين

17. وتسمى هذه الخاصية بظاهرة الرنينResonance، وهي " خاصية وجود أكثر من تركيب محتمل من تراكيب لويس لنفس الجزيء أو الأيون" . ويطلق على التراكيب المحتملة لنفس الجزيء أو الأيون لفظ ”التراكيب ( أو الأشكال ) الرنينيةResonance structures or Resonance forms " ويتم وضع سهم برأسين بين التراكيب الرنينية المحتملة للجزيء أو الأيون. والتركيب الحقيقي للجزيء أو الأيون ليس أياً من هذه التراكيب المحتملة، بل هناك تركيب وسطي من بين هذه التراكيب يسمى " التركيب المهجنHybrid structure". ويتم تكوين الروابط في أيون السيانيد بنفس الطريقة السابقة ، لكن لا يوجد لهذا الأيون سوى تركيب واحد محتمل به رابطة واحدة ثلاثية ، هو: [( 1 × 4) + ( 1 × 5 )] + 1 = 10 e- مثال 5: ارسم تراكيب ( أشكال) لويس المحتملة لأيون الكربونات CO32-: عدد الإلكترونات في مستويات التكافؤ للذرات = ( 1 × 4 ) + ( 3 × 6 ) + 2 = 24 e- نلاحظ أنه يمكن كتابة ثلاث تراكيب مختلفة كما يلي لكي تصل الذرة المركزيةإلى حالة الاستقرارالثماني

18. تراكيب تحتوي على أقل من ثمانية إلكترونات حول الذرة المركزية. بعض عناصر الدورتين الثانية والثالثة مثل البريليوم Be، والبورون B، والألمنيوم Al تستطيع تكوين مركبات تساهمية تحاط فيها الذرة المركزية بعدد أقل من ثمانية إلكترونات، وهذه المركبات تحدث لها عادة عملية بلمرة ( تجمع) مكونة جزيئات معقدة مثل (BeH2)x ، (AlH3)x، حيثx عدد كبير، (لهذا تعتبر حالات خاصة كما سبق ارسم تراكيب ( أشكال) لويس المحتملة لكل من هيدريد البريليوم ، كلوريد الألمنيوم ( 1 × 2) + ( 2 × 1 ) = 4 e- BeH2 ( 1 × 3) + ( 3 × 7 ) = 24 e- AlCl3

19. تراكيب تحتوي على أكثر من ثمانية إلكترونات حول الذرة المركزية. فيما سبق أشرنا إلى أن ذرات عناصر الدورات الثالثة وما بعدها في الجدول الدوري يمكن أن يستقر مستواها الأخير بأكثر من ثمانية إلكترونات، ويعود ذلك إلى احتواء مستويات الطاقة الرئيسية فيها على تحت مستوي d ، حيث يمكن أن تشارك أفلاكه في تكوين الروابط ، وبذلك يمكن أن يحتوي مستوى التكافؤ لمثل هذه الذرات على أكثر من ثمانية إلكترونات. ارسم تركيب ( شكل) لويس لسادس فلوريد الكبريت SF6. عدد الإلكترونات في مستويات التكافؤ للذرات = ( 1 × 6 ) + ( 6 × 7 ) = 48 e- أي أن له تركيب واحد فقط وفيه ترتبط الذرة المركزية مع الذرات المحيطة بستة روابط تساهمية أحادية

20. تمرين 2: ارسم تراكيب ( أشكال) لويس المحتملة لكل من: أ - أيون الكبريتات SO42- ب – أيون النيتريت NO2- ت - ثالث فلوريد النيتروجين NF3 ث- رابع فلوريد الزينون XeF4 ج - ثاني أكسيد الكبريت SO2 ح – خامس فلوريد الفوسفور PF5 د – ثاني كلوريد الكبريت SCl2 ذ – الأيون I3- ر- كلوريد البريليوم BeCl2 ز- ثالث فلوريد البورون BF3

21. نصف عدد الإلكترونات في الروابط حول الذرة في تركيب لويس عدد إلكترونات الحرة حول الذرة في تركيب لويس عدد إلكترونات التكافؤ للذرة وهي منفردة الشحنة الصيغية للذرة = + العلاقة بين تركيب لويس والشحنة الصيغيةFormal Charge and LewisStructure الشحنة التي توجد على الذرة وهي داخل الصيغة الكيميائية، تسمىالشحنة الصيغيةFormal charge وتعرف بأنها " الفرق في الشحنة الكهربائية بين عدد إلكترونات التكافؤ للذرة وهي منفردة ، وعدد الإلكترونات المرتبط بهذه الذرة وهي في تركيب لويس" ويتم حساب الشحنة الصيغية لأي ذرة في أي تركيب من تراكيب لويس بالعلاقة التالية: أي أنها تساوي الفرق بين عدد إلكترونات التكافؤ لأي ذرة وهي منفردة وبين عدد إلكترونات التكافؤ لنفس الذرة وهي في تركيب لويس، وهو يساوي: مجموع[ الإلكترونات غير المرتبطة (الحرة) حول الذرة ] + ½ [ عدد الإلكترونات الموجودة في جميع الروابط حولها ] . وبمعلومية الشحنات الصيغية للذرات في تراكيب لويس المختلفة يمكننا تحديد التركيب الأكثر ثباتا منها .

22. مثال : احسب الشحنة الصيغية على كل ذرة في جزيء الأوزون O3. # عدد الإلكترونات في مستوى التكافؤ لذرات الأكسجين في الجزيء = ( 3 × 6 ) = 18 e- عدد إلكترونات التكافؤ لكل ذرة منفردة 6 6 6 عدد الإلكترونات المرتبط بكل ذرة وهي في تركيب لويس 7 5 6 الشحنة الصيغية على كل ذرة في تركيب لويس ( الفرق) 0 + 1 - 1 عند حساب الشحنة الصيغية للذرات في تركيب لويس ، لاحظ ما يلي: 1 – مجموع الشحنات الصيغية على جميع الذرات في الجزيء المتعادل = صفر. 2 - مجموع الشحنات الصيغية على جميع الذرات في الكاتيون ( الأيون الموجب) = شحنته الموجبة 3 - مجموع الشحنات الصيغية على جميع الذرات في الآنيون ( الأيون السالب) = شحنته السالبة

23. العلاقة بين الشحنة الصيغية وثبات المركب أو الأيون: أحيانا يوجد أكثر من تركيب محتمل من تراكيب لويس لنفس الجزيء أو الأيون ، في هذه الحالة يتم حساب الشحنة الصيغية لكل ذرة في التراكيب المحتملة، وإتباع ما يلي لتحديد التركيب الأكثر ثباتا، وهو التركيب المفضل. 1– بالنسبة للجزيئات: التركيب الذي لا توجد على ذراته شحنات صيغية ، يكون هو التركيب المفضل أي الأكثر ثباتا عن التركيب الذي توجد شحنات صيغية على ذراته. 2– التركيب الذي تكون فيه قيم الشحنات الصيغية على ذراته أقل ، يكون هو التركيب المفضل أي الأكثر ثباتا عن التركيب الذي تكون قيم الشحنات الصيغية على ذراته أكبر، أي أن التركيب الذي تكون الشحنات الصيغية على ذراته مثلا +2 ، -1 ، -1 ، يكون أكثر ثباتا من التركيب الذي تكون فيه الشحنات الصيغية مثلا +4 ، -2 ، -2. 3- بالنسبة للتراكيب التي تحمل ذراتها نفس الشحنات الصيغية، فإن التركيب الذي توجد فيه الشحنة الصيغية السالبة على الذرة الأعلى سالبية كهربائية، يكون هو التركيب المفضل أي الأكثر ثباتا.

24. مثال:أيون الكبريتات(SO42- ) له تركيب لويس تكون فيه جميع الروابط أحادية، وعدة تراكيب تحتوي على روابط ثنائية. المطلوب حساب الشحنة الصيغية على كل ذرة في الصيغتين التاليتين ، ثم حدد التركيب الأكثر ثباتا منهما ولاختيار أنسب تركيب يمكن أن يصف الروابط سوف نجد أن التركيب الذي يحتوي على روابط ثنائية، هو التركيب الأحسن لأن الشحنة الصيغية (The formal charge) على كل من ذرة الكبريت وذرتي الأكسجين المرتبطتين بروابط ثنائية تساوي صفر، وتوجد الشحنة السالبة علي ذرتي الأكسجين المرتبطتين بروابط أحادية، وهي الذرة الأعلى سالبية ، وهذه الشروط تتفق والشروط السابقة الخاصة بتحديد التركيب المفضل أي الأكثر ثباتا

25. تمرين 3: احسب الشحنة الصيغية على كل ذرة فيما يلي، وحدد التركيب الأكثر ثبات، إذا كانت هناك تراكيب محتملة لكل منها. أ- أيون الكربونات CO32-ب- أيون النيتريت NO2- ج –كلوريد الألمنيوم AlCl3د- أيون الفوسفات PO42-

26. الأشكال الهندسية للمركبات التساهمية ( ترتيب ذرات الجزيء في الفراغ ( الأشكال ثلاثية الأبعاد)) في الجزء السابق تعرفنا على تراكيب لويس وكيفية استخدام إلكترونات التكافؤ في تكوين الروابط التساهمية مع الذرة المركزية، وفي هذا الجزء سوف نتعرف على الطريقة التي تترتب بها الذرات في الفراغ لتعطي الشكل الهندسي ( الشكل الفراغي ثلاثي الأبعاد) للجزيء أو الأيون عديد الذرة. ويعود السبب في الاهتمام بضرورة التنبؤ بالشكل الهندسي إلى أن الخواص الفيزيائية والكيميائية للمواد ، مثل درجة الغليان ، درجة التجمد ، القطبية ، تفاعلاتها تعتمد على طريقة ترتيب ذراتها في الفراغ. و لتحديد الشكل الهندسي سوف نتبع نظرية أو نموذج بسيط يسمى " نظرية ( أو نموذج) تنافر أزواج إلكترونات مستوى التكافؤ” Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) theory or model وحسب هذه النظرية (النموذج) فإن " أزواج الإلكترونات (المجموعات الإلكترونية) في مستوى التكافؤ للذرة المركزية توزع نفسها في الفراغ بحيث تكون المسافة بينها أبعد ما يمكن حتى يكون التنافر بينها أقل ما يمكن" وبالتالي يكون الجزيء أو الأيون أكثر ثباتاً واستقراراً.

27. وتنقسم أزواج الإلكترونات (المجموعات الإلكترونية) حول الذرة المركزية إلى نوعين، هما: 1 - أزواج الإلكترونات الحرة (المجموعات الإلكترونية الحرة) Lone pairs والمقصود بها " أزواج الإلكترونات غير المرتبطة بروابط كيميائية". 2 - أزواج الإلكترونات المرتبطة (المجموعات الإلكترونية المرتبطة) Bonding pairs والمقصود بها "الإلكترونات الموجودة في الروابط بين الذرة المركزية و الذرات المحيطة ( أو المرتبطات Ligands ) " ، وفي هذه الحالة تعتبر إلكترونات أي رابطة سواء كانت أحادية ، أو ثنائية أو ثلاثية كمجموعة واحدة وتُعامل على أنها زوج واحد مرتبط ، وفيما يلي أمثلة على كيفية تحديد عدد المجموعات الإلكترونية حول الذرة المركزية. # في جزيء الفلورF2 مثلا ، يحيط بكل ذرة فلور زوج (مجموعة) من الإلكترونات المرتبطة، وثلاث أزواج (مجموعات) من الإلكترونات الحرة. ثلاث أزواج حرة ثلاث أزواج حرة زوج مرتبط # وفي جزيء الماء يحيط بكل ذرة أكسجين زوجان (مجموعتان) من الإلكترونات المرتبطة ، وزوجان (مجموعتان) من الإلكترونات الحرة، بينما في جزيء ثاني أكسيد الكربون يحيط بكل ذرة كربون زوجان (مجموعتان) من الإلكترونات المرتبطة فقط.

28. وسوف نهتم بدراسة الأشكال الهندسية للجزيئات أو الأيونات التي تحتوي على نوعين فقط من العناصر ( A، B ) والتي لها الصيغة العامة ABxEy ، حيث Aالذرة المركزية، Bx الذرات المحيطة ( وتسمى أيضا المرتبطات Ligands)، xعدد صحيح يتراوح من 2 إلى 6، Ey أزواج الإلكترونات الحرة حول الذرة المركزية فقط، y عدد صحيح يبدأ من 1 ، 2 .... ، ومجموع ( x + y ) يساوي المجموع الكلى ( لأزواج الإلكترونات الحرة والمرتبطة) والمحيطة بالذرة المركزية. ويلاحظ أن الأشكال الهندسية (الفراغية) للجزيئات أو الأيونات المكونة من ذرتين فقط يكون لها دائما شكل خطي، لهذا سوف نهتم بالتنبؤ بالأشكال التي مجموع ( x + y ) فيها من 2 إلى 6. ABxEy الذرة المركزية الذرات المحيطةالمرتبطات أزواج الإلكتروناتالحرة OH2E2

29. أولا : طريقة ترتيب المجموعات الإلكترونية الحرة حول الذرة المركزية: افترضت " نظرية ( أو نموذج) تنافر أزواج إلكترونات مستوى التكافؤ(VSEPR) " ، أن أزواج( مجموعات) الإلكترونات توزع نفسها دائما حول الذرة المركزية بحيث يكون التنافر بينها أقل ما يمكن، وبالتالي يكون ثباتها أكبر ما يمكن، ويمكن أن يتم ذلك من خلال خمسة طرق أساسية مبينة

30. ثانيا: استخدامنظرية تنافر أزواج إلكترونات مستوى التكافؤ(VSEPR) للتنبؤ بالشكل الهندسي (الفراغي) (The molecular structure) للجزيئات أو الأيونات عديدة الذرة: للتنبؤ بالشكل الهندسي للجزيء أو الأيون عديد الذرة نتبع الخطوات التالية: 1 – نرسم تركيب لويس للجزيء أو الأيون. 2 – نحسب عدد الذرات المحيطة بالذرة المركزية ( Bx ). 3 – نحسب عدد أزواج ( مجموعات) الإلكترونات الحرة ( Ey ). 4 – نكتب الصيغة العامة للجزيء أو الأيون ( ABxEy ). 5- نحدد الشكل الهندسي للجزيء أو الأيون حسب ما هو موضح فيما يلي. ##وحسب نظرية (VSEPR) ، فإنه عند تحديد الشكل الهندسي للجزيء أو الأيون الذي له أكثر من تركيب من تراكيب لويس ( له أشكال رنينية متعددة )، فإننا سوف نستخدم أي تركيب منهم لتحديد الشكل الهندسي له.

31. أ- الأشكال الهندسية للجزيئات التي لا تحتوي على أزواج من الإلكترونات الحرة حول الذرة المركزية: الجزيئات أو الأيونات التي لا تحتوي على أزواج من الإلكترونات الحرة والتي لها الصيغة العامة ABx ، حيث x من 2 إلى 6 ذرات، يكون لها نفس الأشكال الهندسية ( الفراغية) الأساسية الخمسة التي تم بها توزيع أزواج ( مجموعات) الإلكترونات حول الذرةالمركزية حسب نظرية (VSEPR 1- الجزيئات أو الأيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بزوجان ( مجموعتان) من الإلكترونات: 2- الجزيئات أو الأيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بثلاثة أزواج ( مجموعات) من الإلكترونات:

32. B B B A B B B 3- الجزيئات أو الأيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بأربعة أزواج ( مجموعات) من الإلكترونات: 4- الجزيئات أو الأيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بخمسة أزواج ( مجموعات) من الإلكترونات: 5- الجزيئات أو الأيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بستة أزواج ( مجموعات) من الإلكترونات:

33. ب- الأشكال الهندسية للجزيئات التي تحتوي على أزواج من الإلكترونات الحرة حول الذرة المركزية: الأشكال الهندسية (الفراغية) للجزيئات أو الأيونات التي تحتوي على أزواج من الإلكترونات الحرة، تختلف عن الأشكال الهندسيةللجزيئات أو الأيونات التي تحتوي على نفس العدد من أزواج (مجموعات) الإلكترونات المرتبطة ( الأشكال الأساسية الخمسة) ، والسبب في ذلك يعود إلى أن الجسيمات المادية (أي ذرات A أو B) فقط هي التي سوف تظهر في الشكل المجسم أي في الشكل الهندسي للجزيء أو الأيون، أما أزواج الإلكترونات الحرة (E) ، فإنها سوف تشغل حيزا من الفراغ عند أركان الشكل الهندسي (حسب عدد الأزواج الموجود منها في الصيغة العامة)، وسوف يكون لها مجال مؤثر بسبب التنافر بينها وبين الأزواج الإلكترونية الأخرى في الجزيء أو الأيون لكنها لن تظهر في الشكل الهندسي، ولهذا فإن الجزيئات أو الأيونات التي تحتوي على أزواج من الإلكترونات الحرة (E) سوف يكون لها أشكالمشتقة من الأشكال الخمسة الأساسية السابقة. وفي هذه الأشكال المشتقة سوف يكون هناك ثلاث أنواع من قوى التنافر بين أزواج الإلكترونات المحيطة بالذرة المركزية وهي، التنافر بين ( أزواج الإلكترونات الحرة مع بعضها البعض) ، ( أزواج الإلكترونات الحرة ، وأزواج الإلكترونات المرتبطة) ، ( أزواج الإلكترونات المرتبطة مع بعضها البعض) ، وحسب نظرية (VSEPR) فإن قوى التنافر بين هذه الأزواج تتدرج كما يلي بين الأزواج الحرة مع بعضها البعض <بين الأزواج الحرة والأزواج المرتبطة <بين الأزواج المرتبطة مع بعضهاالبعض ولقد وجد بالتجربة العملية أن كل زوج من الإلكترونات الحرة ( Lone pair) سوف يؤدي إلى تقليل الزاوية BAB بحوالي ( 2.5 º ) عن تلك الموجودة في الشكل الأساسي ، لأن هذه الإلكترونات تكون واقعة تحت تأثير قوة جذب نواة الذرة المركزية فقط، أما أزواج الإلكترونات المرتبطة فهي واقعة تحت تأثير قوة جذب نواتي الذرتين الموجودتين حول الرابطة.

34. - الجزيئات أو الأيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بثلاثة أزواج ( مجموعات) من الإلكترونات:

35. - الجزيئات أو الأيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بأربعة أزواج ( مجموعات) من الإلكترونات:

36. 4- الجزيئات أو الأيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بخمسة أزواج ( مجموعات) من الإلكترونات:

37. .. B B A B B .. B B B A B B B B B B A B B .. 5- الجزيئات أو الأيونات التي تحاط فيها الذرة المركزية بستة أزواج ( مجموعات) من الإلكترونات:

38. جزيئات قطبية جزيء غير قطبي H - H -δ +δ -δ +δ H - Cl H - Cl H - F H - F العلاقة بين الشكل الهندسي للجزيء أو الأيون والخواص القطبية: من المعلوم أن الرابطة التساهمية الموجودة بين ذرتين من نفس العنصرمثلN2 , O2 , H2 غير قطبيةلأن إلكترونات الرابطة تكون موزعة بالتساوي في المسافة بين نواتي ذرتينلهما نفس السالبية الكهربائية . لكن الرابطة التساهمية في الجزيء المكون من ذرتين مختلفتين تكون قطبية لأن إلكترونات الرابطة لا تكون موزعة بالتساوي بين نواتي الذرتين ، حيث تُزَاحْ بدرجة أكبر نحو الذرة الأعلى سالبية كهربائية مما يؤدي إلى ظهور شحنة جزئية سالبة ( -δ تسمى دلتا) عليها ، وفي نفس الوقت تظهر شحنة جزئية موجبة ( +δ) على الذرة الأقل سالبية. وتقاس قطبية (Polarity) الرابطة بقياس عزم الازدواج ( µ )( Dipole moment) لها، وهو " يساوي حاصل ضرب الشحنة ( Q) في المسافة بين الشحنتين ( r)" (µ = Q×r)، ويتم تحديد قطبية الجزيئات ثنائية العنصر على أساس قيمة عزم الإزدواج للرابطة، فإذا كانت قيمتها: # تساوي صفر كما في جزيئات N2, O2, H2 ، يعتبر الجزيء غير قطبي. # أكبر من الصفر كما في HF ، HCl ، يعتبر الجزيء قطبي. ويتم التعبير عن قطبية الرابطة إما بوضع سهم يتجه رأسه نحو الذرة الأعلى سالبية ، أو بوضع الشحنات الجزئية على الذرات كما في الأمثلة التالية.

39. O = C = O أما بالنسبة للجزيئات أو الأيونات عديد الذرة ، فإن وجود أو عدم وجود عزم إزدواج لها يتم تحديده بناء على كل من قطبية الروابط والشكل الهندسي للجزيء ، كما يلي: 1 - بعض الجزيئات أو الأيونات لديها روابط قطبية، لكن ليس لديها عزم إزدواج (لأن محصلة عزوم الإزدواج للروابط في الجزيء تساوي صفر)، ويتم ذلك عندما تترتب الروابط القطبية بطريقة معينة بحيث تلغي كل منها تأثير الآخر. وبالتالي تعتبر مثل هذه الجزيئات غير قطبية بالرغم من أن الروابط نفسها قطبية. مثال على ذلك جزيء غاز CO2 حيث يعتبر جزيء غير قطبي، بالرغم من قطبية الرابطة C = O لأن التركيب الهندسي له خطي بزاوية قدرها º180، وبالتالي فإن محصلة عزوم الإزدواج للرابطتين تساوي صفر لأنهما تقعان على نفس الخط كما يلي: وعموما فإن جميع المركبات ثنائية العنصر، والتي لها الصيغ العامة AB6 , AB5 , AB4 , AB3 , AB2 ، ولها الأشكال الهندسية الأساسية الخمسة، حيث B تمثل ذرات لنفس العنصر في نفس الجزيء ، تكون فيها الروابط A – B قطبية لكن محصلة عزوم الإزدواج لها تساوي صفر، وبالتالي تعتبر جزيئات غير قطبية.

40. 2 – الجزيئات أو الأيونات التي لها نفس الصيغ العامة السابقة، والتي تكون فيها B من أكثر من نوع من العناصر، فإنها غالبا ما تكون قطبية ويعتمد ذلك على محصلة عزوم الإزدوج للروابط. فمثلا الجزيئات CH3Cl ،CH2Cl2، CHCl3، تكون فيها الروابط قطبية ومحصلة عزوم الإزواج لها لا تساوي صفر، لهذا فهي مركبات قطبية. 3- الجزيئات أو الأيونات التي تحتوي على أزواج حرة من الإلكترونات أي التي لها الصيغة العامة ABxEyحيث B تمثل ذرات لنفس العنصر في نفس الجزيءغالبا ما تكون قطبية لأن محصلة عزوم الإزدواج للروابط فيها لا تساوي صفراً، فيما عدا المركبات التي لها الصيغتين AB2E3 ، AB4E2 فهي مركبات غير قطبية لأن محصلة عزوم الإزدواج للروابط فيها يساوي صفر (راجع الأشكال الهندسية لمثل هذه المركبات). مثال :أكتب تركيب لويس لجزيء الأمونيا(NH3)، موضحا الترتيب الفراغي لأزواج الإلكترونات حول الذرة المركزية، وتنبأ بالشكل الهندسي للجزيء مع رسم أسهم تدل على قطبية الروابط ، موضحا هل الجزيء قطبي أم لا، ولماذا. مع ذكر قيمة الزاوية HNH. ## مجموع الإلكترونات في مستويات التكافؤ للذرات = ( 3 × 1 ) + ( 1 × 5 ) = 8 e-

41. F .. : : F Xe F . . .. . . F مثال :أكتب تركيب لويس لجزيء رابع فلوريد الزينون (XeF4)، موضحا الترتيب الفراغي لأزواج الإلكترونات حول الذرة المركزية، وتنبأ بالشكل الهندسي للجزيء ، موضحا هل الجزيء قطبي أم لا، ولماذا، مع ذكر قيمة الزاوية FXeF. ## مجموع الإلكترونات في مستويات التكافؤ للذرات = ( 4 × 7 ) + ( 1 × 8 ) = 36 e- تركيب لويس بما أنه حسب تركيب لويس يوجد 6 أزواج ( مجموعات) ( 4 أزواج مرتبطة + 2 زوج حر) من الإلكترونات حول الذرة المركزية، إذاً حسب نظرية (VSEPR) تترتب أزواج الإلكترونات حول الذرة المركزية في شكل ثماني السطوح. ولكن بسبب وجود 2 زوج حر من الإلكترونات، فإن الشكل الهندسي للجزيء مربع مستوٍ وحيث أن الذرات المرتبطة الأربعة ( F ) تقع في نفس المستوى، إذاً محصلة عزوم الإزدواج للمركب تساوي صفراً ، وبالتالي فإن الجزيء غير قطبي، والزاوية FXeF تساوي 90 º

42. تمرين : أكتب تراكيب لويس للجزيئات والأيونات التالية، ثم استعن بنظرية (VSEPR) في التنبؤ بالشكل الهندسي لكل منها ثم حدد ما إذا كان الناتج قطبيا أم لا موضحا إجابتك بوضع متجه يمثل القطبية على كل رابطة في كل شكل منها. أ – PH3 ب- OF2 ج- AlCl4- د- BF3 ذ- CH2Cl2ر- CH3Cl ز- CHF3س- NF3ص- BeCl2 ع- BCl3غ- PCl5ف- AsH3ق- AlCl4-ك- C2H4ك- SeCl4 ل- AlCl63-

43. نظرية الرابطة التساهمية وتهجين الأفلاك Valence bond theory and hybridization of atomic orbitals تعتبر نظرية ( نموذج) تنافر أزواج إلكترونات مستوى التكافؤ (VSEPR) والتي تعتمد على نموذج تراكيب لويس من النظريات ( النماذج) البسيطة التي يمكن الاستعانة بها في تحديد الشكل الهندسي للجزيء أو الأيون بسهولة، لكن كلا النموذجين لم يستطيعا تفسير الطريقة التي تتكون بها الروابط الكيميائية ولماذا تتكون الروابط. لهذا وضعت بعض النظريات التي تفسر طريقة تكوين الروابط ، منها " نظرية الرابطة التساهمية " وحسب هذه النظرية فإنه عندما توجد الذرة في حالة منفصلة (H ، O ...) ، فإن إلكتروناتها تشغل أفلاكا خاصة لها أشكال محددة تعرف بالأفلاك الذرية ( Atomic orbitals)، فمثلا تحت المستوى s يحتوي على فلك ذري واحد يشغل حيزا كروي الشكل حول النواة، بينما يحتوي تحت المستوي p على ثلاثة أفلاك ذرية يتكون كل منها من فصين وتتعامد الأفلاك الثلاث الموجودة في نفس تحت المستوى على بعضها البعض حول النواة ويرمز لها بالرموزPx، Py، Pz، كما في الشكل.

44. وتفترض هذه النظرية أنه عندما توجد الذرات في صورة منفصلة، فإن طاقة وضعهما تكون كبيرة وتختلف قيمتها على حسب المسافة بينها، وعندما تقترب أي ذرتين من بعضهما البعض لتكوين رابطة بينهما يحدث تجاذب بين إلكترونات كل ذرة مع نواة الذرة الأخرى، وفي نفس الوقت يحدث تنافر بين إلكترونات الذرتين مع بعضهما البعض، وكذلك بين أنويتهما الموجبة، ولكن في البداية تكون قوة التجاذب أكبر من قوة التنافر مما يؤدي إلى اقتراب أفلاك الذرتين وتداخلهما (Overlap) معاً، ويستمر هذا التداخل إلى أن نصل إلى نقطة تتساوى عندها محصلة التجاذب مع التنافر وعندها تكون طاقة الوضع أقل ما يمكن فيتوقف التداخل، وفي هذه الحالة فإن المنطقة المشتركة بين الذرتين ( منطقة التداخل أو الاتحاد) تمثل الرابطة بينهما، كما أن المسافة بين نواتي الذرتين تمثل طول الرابطة بينهما. كما أن هذه النظرية تفترض أن تداخل الأفلاك لتكوين الرابطة التساهمية لا يحدث إلا بينالأفلاك التي تحتوي على إلكترونات مفردة، مثل ما هو موجود في الفلك 1s في ذرة الهيدروجين. والشكل التالي يمثل ما يحدث عندما تقترب ذرتي هيدروجين ( يتكون كل منها من فلك 1s به إلكترون مفرد) من بعضهما البعض لتكوين جزيءH2 ، والمنحنى البياني المجاور يوضح التغير في طاقة الوضع عند اقتراب الذرتين من بعضهما، ومن هذا المنحنى يمكن قياس طول الرابطة في جزيء الهيدروجين (H2) وهي تساوي المسافة بين النقطة التي تكون عندها طاقة الوضع أقل ما يمكن وبين المحور (ص) و تساوي 74 أنجستروم* ( 74 A) ، كما يمكن معرفة مقدار الطاقة المنطلقة عند تكوين الرابطة في الجزيء أيطاقة تكوين الرابطة في جزيءH2 ، وهي تساوي (– 436 kJ/ mol)، وبالتالي فإن طاقة تفكيك الرابطة في جزيء الهيدروجين تساوي (+ 436 kJ/ mol).

45. 2s2 2p2 Hذرتي منفصلتان 0 kJ - 436 kJ طاقة تكوين الرابطة 0.74 A H2 جزيء H2 طول الرابطة في جزيء ولقد أمكن تطبيق هذه النظرية على الجزيئات البسيطة مثل, HF F2 , Cl2 ، حيث توجد بكل منها أفلاك بها إلكترونات مفردة تكفي لتكوين الروابط التي تحتاجها هذه الذرات للوصول إلى حالة الاستقرار لكل منها. كما يمكن قبولها بالنسبة لتكوين جزيء الماء أو الأمونيا، لكن لا يمكن تطبيقها على جزيء مثل الميثانCH4 ، لماذا ؟ لمعرفة السبب في ذلك نكتب التوزيع الإلكتروني لذرة الكربون في حالة الاستقرار، وهو 1s2 2s22p2ثم نوزعإلكترونات مستوي التكافؤ في الأفلاك الذرية لذرة الكربون كما يلي: من هذا التوزيع نلاحظ أن ذرة الكربون في حالة الاستقرار لديها فلكين فقط في تحت المستوى 2p بكل منها إلكترون مفرد، بالتالي فإنهما يجب أن يتحدا مع ذرتي هيدروجين لتكوين المركب CH2، إلا أن مثل هذا الجزيء غير ثابت وغير معروف، بينما المركب CH4 ثابت وموجود في الطبيعة. ولتكوين هذا المركب يجب أن يكون لدي ذرة الكربون * الأنجستروم (A) وحدة صغيرة جدا لقياس الأطوال ، وكل 1 أنجستروم يساوي 1 × 10-8 من المتر.

46. 2s1 2p3 أربعة إلكترونات مفردة في مستوى التكافؤ، ويمكن أن يتم ذلك بإعطاء الذرة طاقة لتنشيط أحد إلكتروني تحت المستوي 2s ونقله إلى الفلك الفارغ في تحت المستوي 2p ، حيث يصبح التوزيع الإلكتروني لذرة الكربون كما يلي: إلا أن الأفلاك الناتجة تظل أيضا مختلفة لأن ثلاث منها تقع في تحت المستوى 2p وفلك واحد في 2s، معنى ذلك أنه سوف يوجد في الجزيء CH4ثلاث روابط متشابهة تتكون من التداخل بين أفلاك تحت المستوى 2p في ذرة الكربون، وأفلاك تحت المستوى 1s في ثلاث ذرات من الهيدروجين، أما الرابطة الرابعة فسوف تتكون من تداخل الفلك 2s من ذرة الكربون مع فلك 1s من ذرة الهيدروجين. لكن وجد عمليا أن جميع الروابط في جزيء الميثان CH4متشابهة تماما، وتختلف في طريقة ارتباطها وتوزيعا في الفراغ عن الروابط السابق شرحها، ولتفسير ذلك تم التوصل إلى نظرية (نموذج ) جديد للأفلاك تستخدمه الذرة عند تكوين الروابط ويسمى هذا النموذج بالأفلاك المهجنة.

47. فلك مهجن الأفلاك المهجنة Hybrid orbitals حسب نظرية الأفلاك المهجنة،عندما ترتبط الذرات مع بعضها البعض، فإنها تستخدم مجموعة من الأفلاك الافتراضية تختلف في شكلها وطريقة توزيعها في الفراغ حول النواة عن تلك التي تستخدمها الذرات عندما تكون منفصلة عن بعضها البعض. وسميت هذه الأفلاك " الأفلاك المهجنة" ، وهي " الأفلاك التي تنتج من اختلاط أو اندماج الأفلاك الذرية لتكوين مجموعة جديدة من الأفلاك المتماثلة تماما في الشكل والخواص، والتي تساوي عدديا الأفلاك المشاركة في عملية التهجين" ، وتسمى عملية الاختلاط هذه بعملية " التهجين Hybridization " وهي " عملية اختلاط أو اندماج مجموعة من الأفلاك الذرية لتكوين مجموعة جديدة من الأفلاك المهجنة، والتي تستخدم لتكوين الروابط" .

48. ومن خواص الأفلاك المهجنة: 1- يختلف شكل الفلك المهجن تماما عن أشكال الأفلاك غير المهجنة، حيث يتكون الفلك المهجن من فصين أحدهما كبير يشبه قطرة الماء، والآخر صغير جدا بحيث يمكن إهماله. 2- يمتد الفص الأكبر بعيدا عن النواة ، لهذا يستطيع أن يتداخل (Overlap) بدرجة أكبر عند تكوين الرابطة ويتم التداخل من اتجاه الفص الأكبر فقط، لهذا فإن الروابط الناتجة عن الأفلاك المهجنة تكون أقوى وأكثر ثباتا من تلك الناتجة من أفلاك غير المهجنة. وعملية التهجين تتم لجميع أفلاك مستوي التكافؤالتي تحتوي على إلكترونات سواء كانت إلكترونات مفردة أو مزدوجة، وما يدخل منها في تكوين الروابط، أي تكوين الأزواج المرتبطة (Bonding pairs) هي الأفلاك التي تحتوي على الإلكترونات المفردة فقط ، وعددها يساوي Bx دائما،أما الأفلاك التي تحتوي على أزواج الإلكترونات الحرة (Lone pairs)(Ey)، فإنها لا تدخل في تكوين الروابط. 3- يدخل في تكوين الأفلاك المهجنة أفلاك تحت المستويات ns، وبعض أو كل أفلاك np، بالإضافة إلى إمكانية مشاركة بعض أفلاك تحت المستوى nd بالنسبة لعناصر الدورة الثالثة وما يليها. 4- عملية التهجين قد تتضمن نقل إلكترون من تحت مستوى به أزواج من الإلكترونات إلى الأفلاك الفارغة التي تليها مباشرة حتى يصبح لدى الذرة المركزية عدد من الأفلاك التي تحتوي على إلكترونات مفردة مساويا تماما لعدد الذرات المحيطة ( B) والتي سوف ترتبط بالذرة المركزية. 5- تسمى الأفلاك المهجنة بوضع رمز تحت المستوى مرفوعا لأس يساوي عدد الأفلاك ( وليس عدد الإلكترونات) المشاركة في التهجين، فعند اشتراك فلك s مع فلكين من p مثلا تنتج ثلاث أفلاك مهجنة متماثلة تماما، ويسمى كل فلك منها sp2 وعند اشتراك فلك s مع ثلاث أفلاك p ، مع فلكين من تحت المستوى d يسمى كل فلك من الأفلاك المهجنة الناتجة sp3d2. 6- الأفلاك المهجنة تترتب في الفراغ حول الذرة المركزية بناء على نظرية (VSEPR) بحيث يكون لها نفس الأشكال الرئيسية الخمسة السابقة ونفس الزوايا بين كل فلكين كما في الأشكال الرئيسية. وسوف نكتفي في هذا الجزء بتطبيق التهجين على أفلاك الذرة المركزية فقط. والجدول التالي يوضح أنواع التهجين التي تستخدمها الذرات المركزية والترتيب الفراغي للأفلاك المهجنة ، والزوايا بينها.

49. ملخص لأنواع الأفلاك المهجنة التي تستخدمها الذرات المركزية

50. كيف يتم تحديد نوع التهجين الذي تستخدمه الذرة المركزية عند تكوين الروابط: يتم تحديد مجموعة الأفلاك المهجنة التي تستخدمها الذرة المركزية عند تكوين الروابط كما يلي: 1- نرسم تركيب لويس للجزيء أو الأيون. 2- نحسب عدد أزواج (مجموعات) الإلكترونات ( x + y ) المحيطة بالذرة المركزية، وهذا العدد يساوي دائما عدد أزواج (مجموعات) الإلكترونات المحيطة بالذرة المركزية، و يساوي كذلك عدد الأفلاك المشاركة في عملية التهجين وبمعرفة هذا العدد نحدد نوع التهجين الذي تستخدمه الذرة المركزية حسب ما هو موضح بالجدول السابق. 3- بمعرفة نوع التهجين الذي تستخدمه الذرة المركزية، يمكن التنبؤ بالترتيب الهندسي ( الفراغي) للأفلاك المهجنة حول الذرة المركزية، والزوايا بينها.