قاعدة 18 إلكترون

شرح مفصل عن قاعدة 18 إلكترون

شرح مفصل عن قاعدة 18 إلكترون – بواسطة قاعدة 18 إلكترون يمكن استنتاج عدد المجموعات المرتبطه مع أيونات الفلز في المتراكبات العضومعدنية، وذلك بطرح عدد الالكترونات في المدار (d)  للفلز من الرقم 18 فنحصل علي عدد المجموعات. وعندما يكون الفلز في حالة التأكسد الصفريه (0) فهذا يعني حساب الكترونات المدار الخارجي بالكامل وليس (d) فقط.

تعتبر قاعدة 18 الكترون أداة مفيدة للتنبؤ ببنية وتفاعل المجمعات الفلزية العضوية. يصف ميل المعدن المركزي لتحقيق تكوين الغاز النبيل في غلاف التكافؤ الخاص به ، وهو مشابه إلى حد ما لقاعدة الثمانيات في الأساس المنطقي المبسط. توجد استثناءات لهذه القاعدة ، اعتمادًا على طاقة وخصائص المدارات الذرية والجزيئية.

قاعدة 18 إلكترون

القاعدة العامة

تميل الذرات إلى احتلال جميع مدارات التكافؤ الخاصة بها بواسطة إلكترونات مقترنة. بالنسبة للمعادن الانتقالية ، تتكون مدارات التكافؤ من مدارات ns و 3 np و 5 (n-1) d ، مما يؤدي إلى ميلها إلى أن تكون محاطة بـ 18 إلكترونًا. هذا مشابه إلى حد ما لقواعد بنية الثماني ولويس لعناصر المجموعة الرئيسية في أساس منطقي مبسط.

توصف الهياكل التي ترضي بنية الإلكترون المفضلة هذه بأنها دقيقة الإلكترون. يشار أيضًا إلى المجمعات المعدنية الانتقالية التي تحتوي على 18 إلكترونًا على أنها مشبعة ، ولن يكون هناك مدارات منخفضة أخرى متاحة للتنسيق الإضافي ليجند. المجمعات التي تحتوي على أقل من 18 إلكترونًا غير مشبعة ويمكن أن ترتبط إلكترونياً بروابط إضافية.

استثناءات قاعدة ال 18 الكترون

عادة ما يتم اتباع قاعدة الإلكترون الـ 18 في المجمعات المعدنية ذات روابط المجال القوية التي تعتبر متبرع جيد ومتقبل (على سبيل المثال ، روابط CO). فرق الطاقة (Δ0) بين t2g و على سبيل المثال * المدارات كبير جدًا ، وفي هذه الحالة تصبح المدارات الثلاثة t2g مرتبطة ويتم ملؤها دائمًا ، في حين أن المدارات على سبيل المثال * تكون مضادة للترابط بقوة وتكون دائمًا فارغة.

ومع ذلك ، عندما تكون 0 بين t2g و على سبيل المثال * المدارات صغيرة ، على سبيل المثال ، في حالة معادن انتقال الصف الأول ذات روابط المجال الأضعف ، تضعف الخاصية المضادة للترابط على سبيل المثال * المدارات ، ويمكن أن يحتوي المجمع على ما يصل إلى 22 إلكترونًا.

من ناحية أخرى ، يمكن ملاحظة أقل من 18 إلكترونًا في معقدات من معادن انتقالية للصفين الرابع والخامس مع حالات أكسدة عالية. في هذه الحالة ، Δ0 كبير نسبيًا بسبب زيادة التنافر بين مدارات المعادن d والروابط. المدارات على سبيل المثال * هي مضادة للترابط بقوة وتبقى فارغة ، في حين أن المدارات t2g غير مرتبطة ، ويمكن أن تشغلها 0-6 إلكترونات.

ومع ذلك ، بشكل عام ، تحدد أنواع الروابط في المجمع ما إذا كان المجمع سيتبع قاعدة الإلكترون الـ 18 أم لا.

تتضمن بعض الأمثلة الشائعة للاستثناءات على 18 قاعدة إلكترونية ما يلي:

معقدات ذات 16 إلكترونًا: عادةً ما يكون المركز المعدني منخفض الدوران ويكون بتكوين d8. تتبنى هذه المجمعات بنية مستوية مربعة ، مثل مجمعات Rh (I) و Ni (II) و Pd (II) و Pt (II). في الكثير من التفاعلات التحفيزية ، تتحول المحفزات العضوية المعدنية ذهابًا وإيابًا بين 18 و 16 تكوينًا إلكترونيًا ، وبالتالي تكمل دورة تحفيزية.

قد تعيق الروابط الضخمة إتمام 18 قاعدة إلكترونية. تتضمن الأمثلة مجمعات ذات تفاعل محايد.

غالبًا ما تنتهك المجمعات التي تحتوي على روابط مكونة من شخصيات قوية مانحة π قاعدة 18 إلكترونيًا. تتضمن الأمثلة على هذا النوع من الروابط F- و O2- و RO- و RN2-.

طرق عد الالكترونات وفقا لقاعدة 18 الكترون

هناك طريقتان مستخدمة على نطاق واسع لعد الإلكترون للمجمعات – الطريقة التساهمية وطريقة الترابط الأيوني. كلتا الطريقتين قابلة للتطبيق على جميع المركبات المعدنية العضوية ، ويجب أن تعطي نفس عدد الإلكترونات.

الطريقة التساهمية لعد الالكترونات

في هذه الطريقة ، تعتبر جميع الروابط المعدنية الرابطة تساهمية. تعتبر الترابطات محايدة في الشحنة ، ويمكن أن تتبرع إما بإلكترونين أو 1 أو صفر إلكترون للرابطة. على سبيل المثال ، تعتبر الروابط الترابطية مثل CO و NH3 ملأت التكافؤ وساهمت بإلكترونين. ومع ذلك ، لا تحتوي مجموعات الهاليد والهيدروكسو على بنية ثماني في حالة محايدة ، وتساهم بإلكترون واحد في الترابط. لا تحتوي الروابط الترابطية مثل BF3 على أي إلكترون حر متاح ، وسيأتي الإلكترونان للترابط من المركز المعدني.

خطوات طريقة العد التساهمي:

• تحديد رقم المجموعة للمركز المعدني.
• حدد عدد الإلكترونات التي تساهم بها الروابط.
• حدد الشحنة الإجمالية لمركب المعادن الترابطية.
• في حالة وجود رابطة معدنية-معدنية ، يُحسب إلكترون واحد باتجاه كل مركز معدني في رابطة.
• اجمع رقم المجموعة للمركز المعدني والعدد الإلكتروني للروابط ، ثم ضع في اعتبارك الشحنة الإجمالية للمركب للحصول على عدد الإلكترون النهائي.
• الطريقة الأيونية
• تقوم الطريقة الأيونية دائمًا بتعيين التكافؤات الممتلئة للروابط. على سبيل المثال ، تعتبر المجموعة H الآن H- ، بالإضافة إلى مجموعات أخرى مثل مجموعات الهاليد والهيدروكسيل والميثيل. تساهم هذه المجموعات الآن بإلكترون واحد أكثر مما تفعله في الطريقة التساهمية ، وتؤكسد المركز المعدني عند تكوين الرابطة. المجموعات ذات الشحنة المحايدة في بنية ثماني ، مثل CO و NH3 ، تتصرف بنفس الطريقة كما في طرق التكافؤ.

خطوات طريقة العد الأيوني:

• حدد الشحنة الكلية للمركب المعدني.
• تحديد رسوم الروابط وأرقام البريد الإلكتروني التي يتبرعون بها.
• حدد عدد إلكترونات التكافؤ للمركز المعدني ، بحيث توازن حالة أكسدة المعدن وشحنات الروابط الشحنة الكلية للمركب. (E- عدد مركز المعدن = رقم مجموعة ذرة معدنية + (شحنات الروابط الأيونية) – الشحن الكلي للمجمع)
• في حالة وجود رابطة معدنية معدنية ، يتم حساب رابطة واحدة لإلكترون واحد لكل ذرة معدنية.
• أضف عدد الإلكترونات للمركز المعدني والروابط.

قاعدة 18 إلكترون : كيفية حساب الإلكترونات

في عام 1927 ، اقترح سيدجويك أن الرابطة التناسقية تنشأ من خلال التبرع بزوج من الإلكترونات من ليجند إلى أيون المعدن . بما أن الغازات النبيلة خاملة (نسبيًا !!) وتملأ s و p و d بما مجموعه 18 إلكترونًا في مدارات التكافؤ التسعة ، فقد استنتج أن المعقدات المعدنية ذات ال 18 إلكترونًا قد تظهر أيضًا ثباتًا عاليًا بشكل خاص.

هذه “قاعدة 18 إلكترونًا” (وتسمى أيضًا قاعدة العدد الذري الفعالة) مماثلة لقاعدة الثمانيات وهي حركية في الأصل. هذا بسبب  المركب الذي يستفيد بشكل كامل من تكافؤه ولا تحتوي مداراته على مدارات شاغرة .

ماهي قاعدة 18 الكترون

نص قاعدة 18 الكترون العامة كالاتي :

مجموع إلكترونات المدار d في الفلز + الكترونات المانحه بواسطة الليجاند = 18

أمثلة على قاعدة ال 18 الكترون:

26Fe: 1S2  2S2  2P6  3S2  3P6  4S2  3d6             Fe(0)= d8

28Ni: 1S2  2S2  2P6  3S2  3P6  4S2  3d8             Ni(0)= d10

24Cr: 1S2  2S2  2P6  3S2  3P6  4S2  3d4             Cr(0)= d6

بينما يشارك الليجاند بزوج من الالكترونات

CO = 2

Cyclopentadiene (Cp); C5H5 = 2

العد الالكتروني وقاعدة 18 electron:

هي عملية المقصود بها تعيين عدد الكترونات التكافؤ في متراكبات العناصر الانتقالية وتتم بطريقتين:

الطريقة الاولي (طريقة ازواج الالكترونات الممنوحة) “Donor pair method”

فروض الطريقة:

• الليجاند تمنح الكترونات
• يجب أن تكون شحنات الليجاند معلومة
• يجب أن تكون حالة التأكسد للفلز معلومة

امثلة على العد الالكتروني وقاعدة 18 الكترون

Cr(CO)6

24Cr: 1S2  2S2  2P6  3S2  3P6  4S2  3d4             Cr(0)=             6e

6CO=6×2=      12e

18e (ثابت حرارياً)

Cr(CO)5

24Cr: 1S2  2S2  2P6  3S2  3P6  4S2  3d4             Cr(0)=             6e

5CO=5×2=      10e

16e (أقل ثباتاً)

Cr(CO)7

24Cr: 1S2  2S2  2P6  3S2  3P6  4S2  3d4             Cr(0)=             6e

7CO=7×2=      14e

20e (ثبات قليل جداُ)

(η5-C5H5)Fe(CO)2Cl

26 Fe: 1S2  2S2  2P6  3S2  3P6  4S2  3d6

Fe(II)=    6e

η5-C5H5¯ = 5+1= 6e

2CO= 2×2=     4e

     Cl¯ = 1+1= 2e

18e

Cr(CO)6

24Cr: 1S2  2S2  2P6  3S2  3P6  4S2  3d4             Cr(0)=             6e

6CO=6×2=      12e

18e (ثابت حرارياً)

القيود علي قاعدة 18 الكترون

تطبق القاعدة بصورة جيدة علي الليجاند صغيرة الشكل الفراغي مثل (carbonyls and hydrides)

القاعدة لاتنطبق بصورة جيدة علي الفلزات ذات التكافؤ العالي مع الليجاندات ضعيفة المجال مثل (H2O, CH3)

إذا كان المتراكب يحتوي علي اكثر من 18 الكترون تكون طاقة الانتقال في مدارات ds* بالمتراكب كبيرة بصورة تجعلها ضعيفة كمستقبلات للالكترونات.

شرح مفصل عن قاعدة 18 إلكترون

اقراء ايضا: ملخص الكحولات