جيلبرت إن لويس

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث


جيلبرت نيوتن لويس (Gilbert Newton Lewis 1875 – 1946) هو عالم فيزيائي وكيميائي أميركي، وُلد لويس في ويماوث، بماساشوسيتس، ونال درجته العلمية في الطب من جامعة هارفارد عام 1899م. أكمل علومه وتخرج من جامعة نبراسكا Nebraska ،وفي عام 1912م، أصبح أستاذًا للكيمياء وعميدًا في جامعة كاليفورنيا. وهنا أدخل الديناميكية الحرارية، في دراسة الكيمياء

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 .

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 .

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 .

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 ، أن ذرة العنصر حينما تكسب أو تفقد الكتروناً (أو الكترونات) تتحول إلى أيون سالب أو أيون موجب 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 نُسمي 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 .

الخلاصة[عدل]

  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 .

من أهم أعماله[عدل]

  1. أكمل دراسات كان قد بدأها في جامعة نبراسكا وكذلك في جامعة هارفرد بالقرب من أوستولد ونرنست في ألمانيا.
  2. أظهر براعته وتخصصه في الترموديناميكا الكيميائية.
  3. ساعد في تطوير نظرية الإلكترون الحديثة عن التكافؤ في الكيمياء وفي بينات الذرات والكتل، وهي نظرية تفسر القوى التي تمسك النوى بعضها ببعض ضمن الجُزيئات وفي عام 1916م، افترض أن زوجًا من الإلكترونات تمسكهما نواتان مجتمعتان، يشكل قفزة كيميائية. ثم ذكر فيما بعد أن قوقعة من ثمانية إلكترونات، مرتبة زوجًا زوجًا حول النواة، ينجم عنها مزيد من الاستقرار في النواة. هذه الأفكار فُصّلت في نظرية عن الإلكترون، وضعها كيميائيون مثل: إيرفنج لا نجمور وليناس بولنغ.
  4. وضع فرضية العلاقات غير القطبية.
  5. إن التعريف الذي أعطاه للأسيد هو إحدى المحطات المهمة في تاريخ الكيمياء.

وفاته[عدل]

توفي جيلبرت نيوتن لويس سنة 1946 وهو يعمل في إحدىالتجاربالمخبرية