الأيونات Ions

بسم الله الرحمن الرحيم







الأيونات Ions
-
استخدام النقط كرموز للالكترونات Electron-dot Symbols

تمهيد : ابتدع العالم لويس طريقة بسيطة في تمثيل الذرات والكترونات التكافؤ وما يطرأ عليها من تغيرات عندما ترتبط مع عناصر أخرى وتكون المركبات وذلك باستخدام النقط كرموز للإلكترونات .

جيلبرت نيوتن لويس (Gilbert Newton Lewis 1875 – 1946)
هو عالم أمريكي أكسبته أعماله واكتشافاته ونظرياته في كثير من موضوعات الكيمياء العامة والفيزيائية شهرة عالمية وجعلته من علماء الكيمياء المرموقين في القرن العشرين . وضع لويس مفهوم الرابطة الكيميائية الحديث ، وصنف الروابط إلى أيونية ومشتركة، وبحث وأسس لنظريات الربط الحديثة . درس أيضاً الديناميكا الحرارية Thermodynamic وأسهم في وضع الكثير من قوانينها . وضع تعريفاً ونظرية خاصة بالحموض والقواعد ما تزال معمولاً بها حتى يومنا هذا . وعند دراسته للروابط وضع العديد من المفاهيم الحديثة منها مفهوم الكترونات التكافؤ ، وقاعدة الاستقرار الالكتروني أو قاعدة الثمانية (ربط) كما اقترح النظام البسيط في تمثيل الالكترونات بالنقط عند كتابة رموز العناصر والأيونات البسيطة وعند كتابة صيغ المركبات والأيونات المعقدة . توفي سنة 1946 وهو يعمل في إحدى التجارب المخبرية .

طريقة لويس في تمثيل الكترونات التكافؤ بالنقط
أطلق لويس على الكترونات المستوى الخارجي للذرة الأبعد عن النواة اسم الكترونات التكافؤ أو الكترونات الربط ، وهذه الالكترونات هي المسؤولة عن عمل الروابط الكيميائية مع ذرات من نفس النوع لتكوين الجزيئات المتشابهة مثل H2 ، S8 ، أو مع ذرات عناصر أخرى وتكوين المركبات الكيميائية مثل CO2 ، NaCl .

ابتدع لويس طريقة بسيطة في تمثيل الكترونات التكافؤ (الربط) ، وهي الكترونات عندها بعض من حرية الحركة . بسبب بعدها عن النواة لذا يمكنها أن تفلت من جذب نواة الذرة كلياً أو جزئياً ، وعندما يحدث ذلك تعمل علاقات جديدة (روابط) تجعل الذرات في وضع أكثر استقراراً واتزاناً .

تطبق طريقة لويس في التعبير عن الالكترونات بالنقط في موضوعات وكتب الكيمياء ، ومن المستحيل أن تجد كتاب كيمياء لا يستعملها أو يشير إليها .
وسنوضح هذه الطريقة بالأمثلة المباشرة
أولاً : العناصر والأيونات ، استعن بالجدول الدوري

مثال (1) : الصوديوم
- ما رمز الصوديوم ؟ Na
- ما المجموعة التي ينتمي إليها في الجدول الدوري ؟ الأولى (IA)
- كم العدد الذري للصوديوم ؟ 11
- كم عدد الكترونات ذرة الصوديوم في حالة التعادل ؟
11- ارسم التوزيع الالكتروني لذرة الصوديوم في حالة التعادل .

- كم عدد الكترونات التكافؤ لذرة الصوديوم ؟ 1 (واحد)
- كيف يمثل لويس ذرة الصوديوم ؟ أنه يمثلها بالرمز Na .

الرمز Na هو رمز الصوديوم المتفق عليه دولياً وهو هنا (بحسب لويس) يمثل نواة ذرة الصوديوم والكتروناته الداخلية العشرة ، أما النقطة بقرب الرمز فهي رمز الكترون التكافؤ الخاص به .
عدد الكترونات التكافؤ لذرة الصوديوم هو (1) وهو يدل على المجموعة الأولى التي ينتمي إليها الصوديوم في الجدول الدوري .

نعلم أن الصوديوم يفقد هذا الالكترون عند دخوله في تفاعل كيميائي مع عنصر آخر ، وعند ذلك تنتج ذرة صوديوم مشحونة بشحنة موجبة واحدة لأن عدد البروتونات (+11) ، بقي كما هو بينما أصبح عدد الالكترونات (10) .

نسمي ذرة الصوديوم المشحونة باسم أيون الصوديوم Sodium Ion ويصبح رمزها حسب لويس [Na]+ دون نقط أي دون الكترونات لأنها فقدت الكترون التكافؤ الوحيد الخاص بها .

تدريب (1) : - طبِّق ما قمنا به من عمل في مثال الصوديوم أعلاه على عنصر البوتاسيوم .
رمز البوتاسيوم K
وهو ينتمي للمجموعة الأولى مثل الصوديوم ويقع تحته في الجدول الدوري .
العدد الذري للبوتاسيوم (19) .
التوزيع الإلكتروني للبوتاسيوم
تمثيل لويس لذرة البوتاسيوم K .
تمثيل لويس لأيون البوتاسيوم + [ K ]

- أكمل الفراغين في العبارة :
أيون البوتاسيوم ــــ ويصبح توزيعه الإلكتروني مشابهاً لتوزيع غاز النبيل القريب منه .
أيون البوتاسيوم + [ K ] غاز الآرجون
مثال (2) : الكلور
- ما رمز الكلور ؟ Cl
- ما مجموعته في الجدول الدوري ؟ السابعة

- كم عدده الذري (كم عدد البروتونات في نواته) ؟ (17) سبعة عشر
- كم عدد الكترونات ذرة الكلور في حالة التعادل ؟ (17) سبعة عشر
- ارسم التوزيع الالكتروني لذرة الكلور في حالة التعادل .
- كم عدد الكترونات التكافؤ لذرة الكلور ؟ (7) سبعة
- كيف يمثل لويس ذرة الكلور ؟ إنه يمثلها بالرمز


ومعنى هذا التمثيل هو أن الرمز المتفق عليه دولياً Cl يمثل نواة ذرة الكلور والكتروناته الداخلية العشرة . أما النقاط السبع حول الرمز فهي تمثل الكترونات التكافؤ لذرة الكلور وهي تدل على أن الكلور من عناصر المجموعة السابعة في الجدول الدوري .

نعلم أن ذرة الكلور الواحدة تكسب الكتروناً عند دخولها في تفاعل كيميائي مع عنصر فلزي (مثل الصوديوم) وعند ذلك يزيد عدد الالكترونات الخارجية فيصبح ثمانية وتصبح ذرة الكلور مشحونة بشحنة سالبة (لأن عدد البروتونات فيها 17 بينما أصبح عدد الإلكترونات 18) ، نسمي ذرة الكلور المشحونة باسم أيون الكلوريد ونمثله حسب لويس كما يلي :
وقد مثلنا الإلكترون الجديد بلون آخر لمجرد التوضيح والتذكير بأنه أتى من ذرة أخرى .
مثال (3) : الأكسجين
- ما رمز الأكسجين ؟ O
- ما المجموعة التي ينتمي إليها في الجدول الدوري ؟ السادسة
- كم العدد الذري للأكسجين ؟ ( ثمانية
- ارسم التوزيع الالكتروني لذرة الأكسجين في حالة التعادل .
- كم عدد الكترونات التكافؤ للأكسجين ؟ (6) ستة
- ما تمثيل لويس لذرة الأكسجين؟

ماذا يحدث لو كسبت ذرة الأكسجين الكترونين من ذرة أخرى ؟
إنها تصبح ذرة أكسجين مشحونة ونسميها أيون الأكسيد .
تدريب (2) : أ) مثِّل ذرة النيتروجين (7 هو العدد الذري) وأيون النيتريد بطريقة لويس .
ذرة النيتروجين
أيون النيتريد
ب) مثِّل ذرة المغنيسيوم وأيون المغنيسيوم بطريقة لويس .
ذرة المغنيسيوم
أيون المغنيسيوم

تنويه : نلفت نظر الدارسين إلى ملاحظة هامة نوضحها بالأمثلة اللاحقة .

في حالة الأيون الموجب يبقى اسم العنصر كما هو ، أما في حالة الأيون السالب فنستبدل الأحرف الأخيرة من الاسم بالأحرف ide وبالعربية (يد) .

رمز لويس للعنصر أو الأيون الاسم بالانجليزية الاسم بالعربية
ذرة متعادلة Na . Soduim صوديوم
أيون + [ Na ] Soduim Ion أيون الصوديوم
ذرة متعادلة
Chlorine كلور
أيون
Chloride Ion أيون كلوريد
ذرة متعادلة
Oxygen أكسجين
أيون
Oxide Ion أيون الأكسيد

نستخدم طريقة لويس في التعبير عن الذرات ونوسعها لتشمل الأيونات والمركبات الكيميائية سواء أكانت الرابطة فيها من النوع الأيوني أم المشترك ، كما نستخدمها للتعبير عن مجموعات العناصر في الجدول الدوري بطريقة بسيطة نوضحها فيما يلي .
نستخدم طريقة لويس في التعبير عن الذرات ونوسعها لتشمل الأيونات والمركبات الكيميائية سواء أكانت الرابطة فيها من النوع الأيوني أم المشترك ، كما نستخدمها للتعبير عن مجموعات العناصر في الجدول الدوري بطريقة بسيطة نوضحها فيما يلي .



لاحظ أن قاعدة الثمانية التي وضعها لويس والتي نصها :
(حتى تستقر الذرات يجب أن يحاط مدارها الأخير بثمانية الكترونات) . هي نتيجة لما كان علماء الكيمياء قد درسوه ولاحظوه على عناصر الغازات النبيلة (المجموعة الثامنة) من قلة النشاط الكيميائي ، حيث لا تبدي رغبة في التفاعل مع غيرها من العناصر وتكوين المركبات ، وهذا ما جعل لويس يعتبرها نموذجاً ومثالاً يحتذى للعناصر الأخرى النشطة والفعالة ، التي يكون في ذراتها عدداً من الإلكترونات غير المزدوجة ، وعندما تتحد مع بعضها وتكوّن مركبات تربط بينها روابط مشتركة أو أيونية تزدوج الكتروناتها ويصبح التوزيع الإلكتروني للواحد منها مشابهاً للتوزيع الإلكتروني للغاز النبيل الأقرب إليه ، فأيون الصوديوم والمغنيسيوم يصبح توزيعها الإلكتروني مشابهاً للنيون . وأيون الكلوريد يصبح توزيعه مشابهاً للأرجون القريب منه .





ثانياً : أمثلة على استخدام طريقة لويس في تمثيل الجزيئات المتشابهة
(1) جزيء H2 ذرة الهيدروجين عندها الكترون تكافؤ واحد .
H : H هنالك طريقة أخرى لرسم الكترون الربط هي الشرطة فتكتب H – H بدلاً من H . . H
والمعنى واحد ، وتستخدم في مساقات الكيمياء ، والكتب الطريقتين الواحدة بدل الأخرى .

(2) جزيء O2 الكترونات تكافؤ الأكسجين (6) .


يوجد رابطتان بين ذرتي الأكسجين المكونتين للجزيء ، لاحظ أن قاعدة الثمانية قد انطبقت على جزيء الأكسجين .

(3) جزيء N2 الكترونات التكافؤ لذرة النيتروجين (5) .
المجموع 10 الكترونات .



نتيجة : قد تكون الرابطة المشتركة (التساهمية) من :
أ- الدرجة الأولى كما هو الحال في مثال الهيدروجين .
ب- الدرجة الثانية كما هو الحال في مثال الأكسجين .
ج- الدرجة الثالثة كما هو الحال في مثال النيتروجين

ثالثاً : أمثلة على تمثيل المركبات ذات الرابطة المشتركة بطريقة لويس :

1- مثال (1) : الماء H2O
عدد الكترونات تكافؤ الأكسجين ( 6 ) .
عدد الكترونات تكافؤ الهيدروجين ( 1 ) .
(مجموع عدد الكترونات التكافؤ .


2- مثال (2) : غاز الميثان CH4
عدد الكترونات تكافؤ الكربون ( 4 ) .
عدد الكترونات تكافؤ الهيدروجين ( 1 ) ويوجد منه (4) ذرات إذن عدد الإلكترونات (4) .
مجموع عدد الكترونات تكافؤ ( 8 ) .


3- مثال (3) : غاز كلوريد الهيدروجين HCl
عدد الكترونات تكافؤ الكلور ( 7 ) .
عدد الكترونات تكافؤ الهيدروجين ( 1 ) .
مجموع عدد الكترونات التكافؤ ( 8 ) .


4- مثال (4) : ثاني أكسيد الكربون CO2
عدد الكترونات تكافؤ الأكسجين ( 6 ) ، ويوجد منه ذرتان ، مجموع الكتروناتها (12) .
عدد الكترونات تكافؤ الكربون ( 4 ) .
مجموع عدد الكترونات التكافؤ ( 16 ) .


5- مثال (5) : بروميد الفوسفور PBr3
الكترونات تكافؤ الفوسفور ( 5 ) .
الكترونات تكافؤ البروم ( 7 ) ويوجد منه ثلاث ذرات مجموع الكتروناتها (21) .
مجموع الكترونات التكافؤ ( 26 ) .


رابعاً : تمثيل المركبات الأيونية بطريقة لويس وبالطريقة المختصرة :
1) كلوريد الصوديوم


وباختصار Na Cl (المركب متعادل ، لماذا ؟)

2) أوكسيد المغنيسيوم
أيون المغنيسيوم



وباختصار Mg O (المركب متعادل ، لماذا ؟)

3) بروميد الألومنيوم


أما صيغة بروميد الألومنيوم باختصار فهي Al Br3 (المركب متعادل ، لماذا ؟)

خامساً : تمثيل لويس لمركبات تحوي عدداً فردياً من الإلكترونات

يكوِّن النيتروجين عندما يتحد بالأكسجين خمسة أكاسيد معروفة ومدروسة ، ولكن صيغ البعض منها ما تزال موضع دراسة عند علماء الكيمياء ، إن اثنين من هذه الأكاسيد تحوي عدداً فردياً من الألكترونات وهي :
1- أكسيد النيتريك أو أكسيد النيتروجين (II) وصيغته المختصرة NO .
وهنا عدد الكترونات تكافؤ النيتروجين ( 5 ) .
عدد الكترونات تكافؤ الأكسجين ( 6 ) .
إذن مجموع الكترونات التكافؤ للجزيء = ( 11 ) .

تركيب لويس للجزيء هو :


في هذه الصيغة انطبقت قاعدة الثمانية على الأكسجين ولم تنطبق على النيتروجين حيث عدد الإلكترونات (7) أي يوجد الكترون منفرد، حتى قاعدة الثنائي لا تنطبق على النيتروجين لوجود هذا الإلكترون المنفرد.

2- فوق أكسيد النيتروجين: وصيغته المختصرة NO2
عدد الكترونات التكافؤ للنيتروجين ( 5 ) .
عدد الكترونات التكافؤ للأكسجين ( 6 ) ، يوجد منه ذرتان إذن مجموع الكترونات الأكسجين (12) .
إذن مجموع الكترونات التكافؤ للجزيء = (5 + 12) = ( 17 ) .



انطبقت قاعدة الثمانية على الأكسجين .
لا قاعدة الثمانية ولا قاعدة الثنائي تنطبق على النيتروجين لوجود الإلكترون المنفرد .

يوجد عدد محدود من المركبات المستقرة ذات الأعداد الفردية من الإلكترونات ويمكن اعتبارها من الشواذ ومتوافقة مع المقولة المشهورة "لكل قاعدة شواذ" .
سادساً : تمثيل لويس للمجموعات الكيميائية
قلنا سابقاً أن ذرة العنصر حينما تكسب أو تفقد الكتروناً (أو الكترونات) تتحول إلى أيون سالب أو أيون موجب مثل :


نسمي هذا النوع من الأيونات باسم الأيونات البسيطة إذن الأيون البسيط : هو ذرة واحدة أصبحت مشحونة نتيجة كسبها أو فقدانها لإلكترون واحد أو عدة الكترونات .

يوجد مقابل هذا النوع البسيط من الأيونات أيونات تتكون من عدة ذرات Polyatomic Ions يمكن أن نطلق عليها اسم الأيونات المركبة أو الأيونات عديدة الذرات ، وهذه الأيونات تتصرف كوحدة واحدة ولا تتجزأ عند دخولها في تفاعلات كيميائية وتكوين روابط ، أي أنها تسلك سلوك الأيونات البسيطة . وأنت ربما تذكر وتعرف بعضاً منها مثل : أيون الهيدرونيوم + [ H3O ] ، أيون الأمونيوم
+ [ NH4 ] ، أيون الهيدروكسيد (الذي يكوّن الشق السالب في القواعد) - [ OH ] . وأيون الكربونات الذي هو الشق السالب لمركب كربونات الكالسيوم الموجود في الطبيعة بعديد الأشكال منها الحجر الجيري بأشكاله والطباشير والرخام .

نُسمي هذه الأيونات عديدة الذرات باسم المجموعة الكيماوية وهذه أيونات مركبة بالمقارنة مع الأيونات البسيطة التي تتكون من ذرة واحدة . وهذه الأيونات تتصرف كوحدة واحدة ولا تتجزأ عند دخولها في تفاعلات كيميائية مع غيرها وتكوين روابط ، أي أنها تسلك سلوك الأيونات البسيطة .
أمثلة على صيغ لويس للأيونات عديدة الذرات (المجموعات الكيماوية) .

مثال (1) : أيون الهيدرونيوم وصيغته +[ H3O ] .
هذا الأيون مشهور وهو يميز المحاليل المائية للحموض ونحن نعرفه لأنه يلون صبغة عباد الشمس باللون الأحمر ، وهو يعادل أيون الهيدروكسيد القاعدي . لنحدد عدد الكترونات الربط فيه قبل أن نكتب له صيغة لويس .

عدد الكترونات الربط للهيدروجين = ( 1 × 3 )
عدد الكترونات الربط للاكسجين = ( 6 ) .
إذن مجموع الكترونات = ( 9 ) .

ولكن الأيون يحمل شحنة موجبة واحدة وهذا معناه أنه فقد الكتروناً واحداً من الكتروناته التسعة ، إذن عدد الكترونات الربط في الأيون ( 8 ) .

لاحظ أن قاعدة الثمانية هي إحدى أشكال قاعدة الثنائي .

مثال (2) : أيون أو مجموعة الأمونيوم + [ NH4 ] .
عدد الكترونات الربط في هذا الأيون
= من الهيدروجين 1 × 4 = 4
من النيتروجين 5 × 1 = 5
المجموع = 9

ولكن الأيون يحمل شحنة موجبة واحدة ، إذن هو قد خسر واحدةً من الكتروناته ، إذن عدد الكترونات الربط فيه = 8 .


تنطبق قاعدة الثمانية (وهي حالة خاصة لقاعدة الثنائي) على النيتروجين . وقاعدة الثنائي على الهيدروجين.


مثال (3) : مجموعة الهيدروكسيد ـ [ OH ] هذه المجموعة تعطي القواعد خواصها وتسيطر في المحاليل المائية للقواعد وتعادل أيون الهيدرونيوم الحامض .
ذرة أكسجين واحدة وعدد الكترونات التكافؤ للأكسجين = ( 6 ) .
وذرة هيدروجين واحدة وعدد الكترونات التكافؤ = ( 1 ) .
وهي تحمل شحنة سالبة معنى هذا أنها قد كسبت الكتروناً واحدة = ( 1 ) .
إذن مجموع الكترونات الربط فيها = ( 8 ) .


مثال (4) : مجموعة الكربونات (الفحمات)
مجموع عدد الكترونات التكافؤ في هذه المجموعة
= ( 4 × 1 ) + ( 6 × 3 ) + 2
= 4 + 18 + 2
= 24 الكتروناً

حاول أن تحدد بنفسك مصدر هذه الإلكترونات وهي ثلاثة مصادر .
1- (4) من الكربون 2- (18) من الأكسجين 3- (2) من مصدر خارجي



لاحظ أن قاعدة الثمانية قد انطبقت على كل من الكربون والأكسجين .

مثال (5) : مجموعة الكبريتات
هذا الأيون السالب يميز حمض الكبريتيك والكثير من الأملاح المعروفة باسم الكبريتات .
عدد الكترونات التكافؤ في مجموعة الكبريتات
= ( 6 × 1 ) + ( 6 × 4 ) + 2
= 6 + 24 + 2
= 32 الكترون

مصادر الكترونات المجموعة هي ( 6 ) من ــــــ و ( 24 ) من الأكسجين و ( 2 ) من ــــــ وتنطبق قاعدة الثمانية على كل ذرات ــــــ .
مصادر الكترونات المجموعة هي ( 6 ) من الكبريت و ( 24 ) من الأكسجين و ( 2 ) من مصدر خارجي وتنطبق قاعدة الثمانية على كل ذرات الأكسجين .



أما قاعدة الثنائي فتنطبق على ذرة الكبريت ، ومن الملاحظ أن عدد الإلكترونات التي تحيط بها = 12 إلكتروناً أي أكثر من ثمانية


الخلاصة :
1- الكترونات التكافؤ (أو الكترونات الربط) : هي الالكترونات التي تحتل المستوى الإلكتروني الخارجي للذرة .
2- إذا كان المستوى الإلكتروني الخارجي غير مكتمل (غير ممتليء تماماً بالإلكترونات) فتكون العناصر قادرة على القيام بتفاعلات كيميائية وتكوين روابط ومركبات كيميائية مع غيرها ، وبالطبع يختلف نشاطها من عنصر لآخر .
3- إذا كان المستوى الإلكتروني الخارجي مكتمل (ممتليء تماماً بالإلكترونات) ويكون نشاط العناصر ضعيفاً جداً (إلى حد يكاد يكون محدوداً) فلا تكون روابط ومركبات مع غيرها إلا بصعوبة وهذا هو حال المجموعة الثامنة أو مجموعة الغازات النبيلة في الجدول الدوري .
4- يوجد في المستوى الخارجي الأبعد عن النواة في ذرة كل غاز نبيل ثمانية الكترونات (ما عدا الهيليوم الذي يمتلك الكترونين فقط وهو مستقر بهما) وهذه الغازات هي نموذج الاستقرار .
5- قاعدة الثمانية : تميل الذرات لفقدان أو كسب الإلكترونات أو المشاركة بها بحيث تصبح محاطة بثمانية من الكترونات التكافؤ (تصبح مشابهة للتركيب الإلكتروني للغازات النبيلة) .
6- الإلكترونات الثمانية تعتبر أربعة أزواج من الكترونات التكافؤ وترتب حول رمز العنصر عند كتابة رموز وتراكيب لويس .

سابعاً : ملخص رموز لويس أو الرمز الإلكترونات بنقط Electron-dot Symbols
أ- تستخدم النقط للدلالة على الكترونات التكافؤ للذرات بحيث نرمز كل نقطة لالكترون واحد .

ب- ترسم النقط حسب عددها (أي حسب عدد إلكترونات التكافؤ) حول الجهات الأربع لرمز العنصر المتفق عليه دولياً .
مثال : رمز لويس لعنصر الكربون هو

ج- يستخدم رمز العنصر المتفق عليه دولياً ليعبر عن النواة والإلكترونات الداخلية .

د- رموز لويس للأيونات الموجبة (الأيونات الفلزية)
- تفقد الفلزات الكترونات التكافؤ الخاصة بها وتتحول إلى أيونات موجبة .


لاحظ أنه لم يعد يوجد الكترونات تكافؤ حول الأيون لذلك لا نجد نقطاً حول الرمز .

هـ- رموز لويس للأيونات السالبة (أيونات اللافلزات) .
- تكسب ذرات اللافلزات الكترونات لملء مدارها الأخير ولتصبح محاطة بثمانية الكترونات وتتحول إلى أيونات سالبة .


لاحظ أن أيون الكلوريد وأيون الكبريتيد أصبح لهما توزيعاً يشبه غاز الآرجون النبيل .
- الأيون البسيط Simple Ion : هو ذرة فقدت الكتروناً (أو الكترونات) أو ذرة كسبت الكتروناً (أو الكترونات) فأصبحت تحمل شحنة موجبة أو سالبة .



- نميز المركبات الأيونية بسهولة من تركيبها فهي تتكون من فلز (أيون موجب) ولا فلز (أيون سالب) .
أمثلة : KBr ، Mg S ، Al2 O3 .

و- تستخدم تراكيب أو صيغ لويس للتعبير عن المركبات الأيونية مثلاً كلوريد الصوديوم حسب لويس هو :


ولكن الأكثر شيوعاً هو التعبير عن المركب بطريقة مختصرة هي Na Cl فهي أسهل .

ز- تراكيب لويس للتعبير عن الجزيئات المتشابهة والمركبات ذات الروابط التساهمية .
نعرف المركبات ذوات الروابط المشتركة أو التساهمية بسهولة فهي تتكون من لافلزات فقط .
- نرسم الكترون في الرابطة على شكل نقطتين أو على شكل ( ـ ) .

مثال : جزيء الهيدروجين H2 إما H . . H أو H ـH .
- نرسم الكترونات التكافؤ التي لم تشترك في الربط على شكل نقاط مزدوجة إلا إذا كان عددها فردياً فيوضع أحدها منفرداً في هذه الحالة .


ح- تراكيب لويس للأيونات عديدة الذرات (الأيونات المركبة Polyatomic Ions) .
هي أيونات تتكون من ذرتين أو أكثر مرتبطة ببعضها بروابط تساهيمة بحيث تكون مجموعة مستقرة وتسلك سلوك الأيونات البسيطة عند دخولها في تفاعلات كيميائية ، وهي تحمل شحنة إما موجبة مثل
+ [ NH4 ] وإما سالبة مثل ـ [ OH ] .





ويمكن للأيونات عديدة الذرات أن ترتبط مع أيونات عناصر مخالفة لها في الشحنة بروابط أيونية مثل Na OH حيث ترتبط مجموعة الهيدروكسيد السالبة مع أيون الصوديوم الموجب أي أن المركب يتكون من أيونين أحدهما بسيط هو + [ Na ] والثاني مركب (عديد الذرات) هو - [ OH ] .

مثال آخر : NH4 Cl كلوريد الأمونيوم وهو يتكون من أيونين أيون بسيط هو ، وأيون مركب هو






8- لم تعد قاعدة الثمانية القاعدة الوحيدة لاستقرار الذرات ، بل أصبح الاستقرار مرتبطاً بازدواج الإلكترونات وقد يكون عدد الإلكترونات حول الذرة المستقرة من ( 2 ) (زوج واحد) إلى ( 14 ) (سبع أزواج) .

وهذه أمثلة :
أ- جزيء H2 مستقر بزوج الكتروني واحد (يشبه ذرة الهيليوم) .





ج- ثلاثة أزواج من الإلكترونات حول ذرة البورون (وهذا شذود عن قاعدة الثمانية) ولكن المركب معروف ومستقر تماماً .


قاعدة الثمانية منطبقة بأربعة أزواج من الإلكترونات حول الفلور .


خمسة أزواج من الإلكترونات حول ذرة الفوسفور وهذا شذوذ عن قاعدة الثمانية ، أما على الكلور فتنطبق قاعدة الثمانية .

و- مجموعة الكبريتات :



هـ- مجموعة فوق الكلورات Perchlorate Ion :


9- يوجد العديد من الجزيئات والمركبات التي تحوي عدداً فردياً من الإلكترونات وهي في حالة مستقرة ، وهذا شذوذ آخر عن قاعدة الثمانية . مثل مركب ثاني أكسيد الكلور
Cl O2







..