نظرية فسيبر

نظرية فسيبر (نظرية تدافع الزوج الإلكتروني في مدارات التكافؤ VSEPR من الإنجليزية: Valence shell electron pair repulsion theory) هي نموذج يستخدم في الكيمياء بغرض تعيين الشكل الهندسي الذي يتخذه جزيء على أساس عدد الإلكترونات 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 أن 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 الناشىء عن مبدأ استبعاد باولي يكون أقوى في تكوين شكل الجزيء من تأثير 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]

نظرة عامة

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 النظرية

استنبطت من نموذج فسيبر القواعد التالية للنوع AX_n:^[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 AX_nE_m 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 المركزية

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. 105°
	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

المراجع

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. ص. 119. {{استشهاد بكتاب}}: الوسيط غير المعروف |الرقم المعياري= تم تجاهله يقترح استخدام |ردمك= (مساعدة)
4. 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، ج. 81، ص. 298–304، Bibcode:2004JChEd..81..298G، DOI:10.1021/ed081p298
6. 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 أيضًا

• عدد تجسيمي

• بوابة الفيزياء
• بوابة علم الأحياء الخلوي والجزيئي
• بوابة الكيمياء
• بوابة كيمياء فيزيائية
• بوابة ميكانيكا الكم