كتب counting rules
اذا لم تجد ما تبحث عنه يمكنك استخدام كلمات أكثر دقة.
عرض المزيد
المصدر: wikipedia.org
قواعد العد (معلومة)
هناك طريقتان مشهورتان لعد الإلكترونات وكلاهما تعطيان نفس النتيجة.
- يفترض النهج الأول وهو العد المحايد أن الجزيئات أو القطع اللتي تدرس روابط تساهمية خالصة. وقد تم الترويج لها من قبل مالكوم قرين (Malcolm Green) مع الرموز "L" و "X" وهو عندما يتحاد الأيون مع مركبات أخرى لتشكيل مركب أكثر تعقيدا. وعادة ما ينظر على أنها الأسهل خاصة للمعادن الانقالية ذات التكافؤ الإلكتروني المنخفض.
- أما النهج الثاني فهو نهج العد الأيوني والذي يفترض أن الارتباطات بين الجزيئات هو ارتباط أيوني خالص. بهذا يمكن لأي شخص التأكد من عداته باستخدام كلا النهجين.
من المهم أن ندرك أن أغلب الأنواع الكيميائيه تتواجد بين النقيضين التساهمية والأيونية الخالصة
العد المحايد
- هذه الطريقة تبدأ بتحديد موقع الذرة المركزية في الجدول الدوري وتحديد عدد إلكترونات التكافؤ لها. ينبغي لكل شخص عد إلكترونات التكافؤ لعناصر المجموعة الأساسية بطريقة مختلفة عن المعادن الانتقالية.
مثال. في الدورة الثانية: بورون، كربون، نيتروجين، أوكسيجين، فلورين لديها 3، 4، 5، 6 و 7 إلكترونات تكافؤ على التعاقب.
مثال: في الدورة الرابعة: بوتاسيوم، كالسيوم، سكانديوم، تيتانيوم، فاناديوم، كروم، حديد، نيكل لديها 1، 2، 3، 4، 5، 6، 8، 10 بالتعاقب.
- تضاف وحدة لكل هاليد أو أي أنيونية تربط إلى الذرة المركزية من خلال رابطة سيجما.
- تضاف إثنتان لكل زوج وحيد مرتبط بمعدن. (مثال: كل قاعدة لويس يربط مع زوج وحيد). الهيدروكربونات غير المشبعة مثل ألكينس تصنف على أنها قواعد لويس).
- تضاف واحدة لكل ترابط عنصري مثلي الجنس.
- تضاف واحدة لكل شحنة سالبة، ويتم طرح واحد لكل شحنة موجبة.
العد الأيوني
- تبدأ هذه الطريقة بعد عدد الإلكترونات من العنصر، على افتراض حالة الأكسدة
مثال: +Fe2 لديه 6 إلكترونات
−S2 لديه 8 الكترونات
- تضاف إثنتين لكل هاليد أو أي أنيونية تربط إلى الذرة المركزية من خلال رابطة سيجما.
- تضاف إثنتان لكل زوج وحيد مرتبط بمعدن. (مثال: فوسفين يمكن أن يرتبط مع زوج وحيد). وبالمثل، لا تساهم لويس وأحماض برونستيد (البروتونات) بأي شيء.
- بالنسبة للروابط غير المشبعة مثل ألكينس يضاف إلكترون واحد لكل ذرة كربون ملازمة للمعدن.
