گاهی برای یک مولکول یا یون میتوان چند آرایش لوویس رسم کرد که همگی شمار کل الکترونهای ظرفیتی را درست نشان میدهند؛ اما همه آنها به یک اندازه مناسب نیستند. «بار رسمی» ابزاری حسابداری است که سهم الکترونها را در هر ساختار پیشنهادی بررسی میکند و به ما کمک میکند آرایش معقولتر را انتخاب کنیم. بار رسمی با بار واقعی اتم در مولکول یا عدد اکسایش یکسان نیست و فقط در کنار قاعده هشتتایی، الکترونگاتیوی و مفهوم رزونانس معنا پیدا میکند. در این مقاله یک مسیر منظم برای محاسبه بار رسمی میسازیم، آن را روی CO₂ و یون نیترات به کار میبریم و میآموزیم چه وقت نباید برای صفرکردن همه بارها، ساختاری نادرست رسم کرد.
بار رسمی سهم قراردادی الکترونها در یک ساختار است
برای محاسبه بار رسمی فرض میکنیم الکترونهای هر پیوند کووالانسی به طور مساوی میان دو اتم تقسیم شدهاند؛ حتی اگر دو اتم الکترونگاتیوی یکسانی نداشته باشند. سپس تعداد الکترونهای نسبتدادهشده به اتم را با شمار الکترونهای ظرفیتی اتم آزاد مقایسه میکنیم. بنابراین بار رسمی یک ابزار برای ارزیابی رسم لوویس است، نه اندازهگیری مستقیم توزیع واقعی بار.
رابطه عمومی چنین است: FC = V − N − B/2. در این رابطه V شمار الکترونهای ظرفیتی اتم آزاد، N شمار الکترونهای ناپیوندی روی همان اتم و B شمار کل الکترونهای موجود در پیوندهای آن اتم است. اگر به جای الکترونهای پیوندی، تعداد خطهای پیوند را بشماریم، رابطه کوتاهتر میشود: بار رسمی = الکترون ظرفیتی − الکترون ناپیوندی − تعداد پیوندها.
- برای عناصر اصلی، V را از شماره گروه به دست آور
- هر جفتالکترون تنها دو الکترون ناپیوندی دارد
- پیوند یگانه، دوگانه و سهگانه بهترتیب یک، دو و سه خط پیوندیاند
- علامت مثبت یا منفی را در پاسخ هر اتم بنویس
پیش از محاسبه، ساختار لوویس را مرحلهبهمرحله رسم کن
ابتدا الکترونهای ظرفیتی همه اتمها را جمع کن. برای هر بار منفی یک الکترون بیفزا و برای هر بار مثبت یک الکترون کم کن. سپس اسکلت اتمها را با پیوندهای یگانه بساز، لایه ظرفیت اتمهای پیرامونی را کامل کن و الکترونهای باقیمانده را روی اتم مرکزی قرار بده. اگر اتم مرکزی هنوز هشت الکترون پیرامون خود ندارد، ممکن است لازم باشد یک جفت ناپیوندی اتم پیرامونی به پیوند چندگانه تبدیل شود.
پس از رسم، سه کنترل جدا انجام بده: تعداد کل الکترونها باید با شمار اولیه برابر باشد؛ مجموع بارهای رسمی همه اتمها باید بار کل گونه را بازسازی کند؛ و قاعده هشتتایی باید تا جایی که برای آن عنصر کاربرد دارد رعایت شود. درستبودن فقط یکی از این سه کنترل کافی نیست. برای یون چنداتمی نیز کروشه و بار کل را فراموش نکن.
- بار منفی به شمار الکترونها اضافه و بار مثبت از آن کم میکند
- هیدروژن فقط دو الکترون پیرامون خود میپذیرد
- اتم مرکزی معمولاً الکترونگاتیوی کمتری دارد و هیدروژن نیست
- جمع بارهای رسمی باید با بار مولکول یا یون برابر باشد
ساختار مناسب معمولاً جدایی بار کمتری دارد
اگر چند ساختار معتبر با رعایت ظرفیت لایه بیرونی داشته باشیم، معمولاً ساختاری مناسبتر است که قدر مطلق بارهای رسمی در آن کوچکتر باشد و تعداد اتمهای باردار را کاهش دهد. برای CO₂، ساختار O=C=O روی هر سه اتم بار رسمی صفر دارد: کربن چهار پیوند و اکسیژنها هرکدام دو پیوند و چهار الکترون ناپیوندی دارند. این آرایش از ساختارهایی با جدایی بار مثبت و منفی مناسبتر است.
این قاعده را نباید به صورت «همه بارهای رسمی حتماً صفرند» حفظ کرد. در یک یون، جمع بارها باید غیرصفر باشد. همچنین اگر بار منفی ناگزیر است، قرارگرفتن آن روی اتم الکترونگاتیوتر معمولاً معقولتر است. رعایت هشتتایی برای عناصر دوره دوم مانند کربن، نیتروژن و اکسیژن بر میل به صفرکردن مصنوعی بارها اولویت دارد.
- نخست معتبر بودن ساختار و سپس کمینهبودن بارها را بررسی کن
- جدایی بار یعنی حضور همزمان بارهای رسمی مثبت و منفی
- بار منفی معمولاً روی اتم الکترونگاتیوتر پایدارتر است
- جمع بارها را فدای صفرکردن بار یک اتم نکن
رزونانس زمانی لازم است که چند آرایش همارز داشته باشیم
در یون نیترات NO₃⁻، پس از کاملکردن هشتتاییها یک پیوند N=O و دو پیوند N–O رسم میشود. بار رسمی نیتروژن +1، اکسیژنِ دارای پیوند دوگانه صفر و هر اکسیژنِ دارای پیوند یگانه −1 است؛ در نتیجه جمع بارها −1 میشود. پیوند دوگانه را میتوان با هر یک از سه اکسیژن رسم کرد و سه ساختار لوویس همارز به دست میآید.
یون واقعی میان سه شکل رفتوبرگشت نمیکند و پیوند دوگانه در یک جای ثابت حبس نشده است. ساختار واقعی هیبرید رزونانسی است و سه پیوند N–O ویژگی یکسان دارند. پیکان دوسر میان ساختارهای رزونانسی نیز با پیکان تعادل تفاوت دارد: ساختارهای حدی، گونههای جداگانه در یک مخلوط تعادلی نیستند.
- در رزونانس، جای اتمها ثابت و آرایش الکترونها متفاوت است
- ساختارهای همارز سهم یکسانی در توصیف هیبرید دارند
- بار کل هر ساختار رزونانسی باید یکسان باشد
- پیکان رزونانس را با پیکان واکنش یا تعادل اشتباه نگیر
بار رسمی، عدد اکسایش و بار جزئی سه مفهوم متفاوتاند
در محاسبه بار رسمی، الکترونهای پیوند را نصف میکنیم. در تعیین عدد اکسایش، الکترونهای هر پیوند را به طور قراردادی به اتم الکترونگاتیوتر نسبت میدهیم. به همین دلیل یک اتم میتواند در یک ترکیب بار رسمی صفر ولی عدد اکسایش غیرصفر داشته باشد؛ برای نمونه در CO₂ بار رسمی کربن صفر و عدد اکسایش آن +4 است.
بار جزئی با نماد δ+ یا δ− توزیع نامتقارن واقعیتر چگالی الکترونی در پیوند قطبی را نشان میدهد و الزاماً عدد صحیح نیست. در پیوند C=O، اکسیژن الکترونگاتیوتر است و میتواند بار جزئی منفی داشته باشد، حتی اگر بار رسمی آن در ساختار O=C=O صفر باشد. پس پیش از محاسبه مشخص کن سؤال کدام نوع بار را میخواهد.
- بار رسمی: تقسیم مساوی الکترونهای پیوندی
- عدد اکسایش: نسبتدادن قراردادی پیوند به اتم الکترونگاتیوتر
- بار جزئی: نمایش قطبیشدن واقعی پیوند
- صفر بودن بار رسمی به معنی ناقطبی بودن پیوند نیست
قاعده هشتتایی استثنا دارد، اما استثنا را بیدلیل به کار نبر
برخی گونهها با هشتتایی کامل برای همه اتمها نمایش داده نمیشوند. در BF₃، بور در ساختار رایج سه پیوند دارد و فقط شش الکترون پیرامون آن است. در گونههای دارای تعداد فرد الکترون، مانند NO، ناچار یک الکترون جفتنشده باقی میماند. اتمهای دوره سوم و بالاتر نیز در بعضی ساختارهای درسی مانند SF₆ میتوانند بیش از هشت الکترون پیرامون اتم مرکزی نشان دهند.
این استثناها مجوزی برای نقض دلخواه قاعده نیستند. کربن، نیتروژن، اکسیژن و فلوئور از عناصر دوره دوماند و در ساختارهای معمول بیش از هشت الکترون پیرامون خود نمیگیرند. در مقایسه دو ساختار، ابتدا نوع عنصر و شمار کل الکترونها را بررسی کن؛ سپس بار رسمی را به عنوان یکی از معیارهای انتخاب به کار ببر.
- کمبود هشتتایی: مانند BF₃
- تعداد فرد الکترون: مانند NO
- هشتتایی گسترده در نمایش برخی ترکیبهای عناصر دوره سوم و بالاتر دیده میشود
- عناصر دوره دوم را با بیش از هشت الکترون رسم نکن
مثال حلشده: بار رسمی اتمها در یون کربنات
برای CO₃²⁻، مجموع الکترونهای ظرفیتی برابر 4 + 3×6 + 2 = 24 است. کربن را در مرکز و سه اکسیژن را پیرامون آن قرار میدهیم. پس از کاملکردن لایهها، برای رسیدن کربن به هشتتایی یکی از جفتهای ناپیوندی اکسیژن را به پیوند دوگانه تبدیل میکنیم. در ساختار حاصل، کربن چهار خط پیوندی و الکترون ناپیوندی ندارد؛ پس FC(C) = 4 − 0 − 4 = 0.
اکسیژن دوپیوندی چهار الکترون ناپیوندی دارد و بار رسمی آن 6 − 4 − 2 = 0 است. هر اکسیژن تکپیوندی شش الکترون ناپیوندی دارد و بار رسمیاش 6 − 6 − 1 = −1 میشود. جمع 0 + 0 − 1 − 1 برابر −2 و مطابق بار یون است. چون پیوند دوگانه میتواند روی هر سه اکسیژن قرار گیرد، سه ساختار رزونانسی همارز داریم.
تمرین روشن، نکات کلیدی و مسیر حل
تمرین: در ساختار یون آمونیوم NH₄⁺، بار رسمی نیتروژن و هیدروژنها را پیدا کن. نیتروژن پنج الکترون ظرفیتی، صفر الکترون ناپیوندی و چهار پیوند دارد؛ پس FC(N) = 5 − 0 − 4 = +1. هر هیدروژن یک الکترون ظرفیتی و یک پیوند دارد، بنابراین بار رسمی هر H صفر است. جمع بارها +1 و برابر بار یون خواهد بود.
برای هر سؤال این ترتیب را اجرا کن: الکترونهای ظرفیتی را با درنظرگرفتن بار کل بشمار؛ ساختار لوویس را رسم کن؛ برای هر اتم V، N و تعداد پیوندها را جدا بنویس؛ جمع بارها و قاعده هشتتایی را کنترل کن؛ و فقط پس از آن ساختارهای ممکن را از نظر کمینهبودن جدایی بار و جای بار منفی مقایسه کن. اگر چند ساختار فقط در جای الکترونها تفاوت دارند، رزونانس را بررسی کن.
- شمار کل الکترونها را پیش از رسم ثبت کن
- بار رسمی هر اتم را جداگانه حساب کن
- جمع بارهای رسمی را با بار کل کنترل کن
- ساختار معتبر با بارهای کوچکتر معمولاً مناسبتر است
- بار منفی را در صورت امکان روی اتم الکترونگاتیوتر قرار بده
- رزونانس، جابهجایی اتمها یا تعادل میان چند ماده نیست
بار رسمی یک حسابداری الکترونی برای مقایسه ساختارهای لوویس است: از الکترونهای ظرفیتی اتم، الکترونهای ناپیوندی و تعداد خطهای پیوندی را کم کن. پس از محاسبه، جمع بارهای رسمی باید دقیقاً با بار کل گونه برابر باشد. میان ساختارهای معتبر، معمولاً آرایشی با جدایی بار کمتر و قرارگرفتن بار منفی روی اتم الکترونگاتیوتر مناسبتر است؛ بااینحال قاعده هشتتایی عناصر دوره دوم را نباید برای صفرکردن بارها شکست. اگر چند آرایش همارز فقط در جای پیوندها و جفتالکترونها تفاوت دارند، آنها ساختارهای رزونانسی یک هیبرید واقعیاند. در پایان نیز بار رسمی را از عدد اکسایش و بار جزئی جدا نگه دار.
مبنای آموزش، مفاهیم کتاب درسی است. برای جزئیات منابع و مقررات هر سال، دفترچه و اطلاعیه رسمی سازمان سنجش را بررسی کن.