লুইস কাঠামো ও ফরমাল চার্জ: যাচাইযোগ্য একটি পদ্ধতি

অণু ও বহুপরমাণুক আয়নের যোজ্যতা ইলেকট্রন গোনা

প্রতিটি লুইস কাঠামো শুরু হয় একটি সংখ্যা দিয়ে: বসানোর জন্য উপলব্ধ মোট যোজ্যতা ইলেকট্রনের সংখ্যা। মুখ্য গ্রুপের মৌলের ক্ষেত্রে 1–18 সংখ্যায়নে গ্রুপ সংখ্যার শেষ অঙ্কই যোজ্যতা ইলেকট্রনের সংখ্যা, তাই কার্বন দেয় 4, নাইট্রোজেন 5, অক্সিজেন 6 এবং প্রতিটি হ্যালোজেন 7। হাইড্রোজেন দেয় 1, আর 2 নিয়ে হিলিয়াম গ্রুপ সংখ্যার নিয়মের একমাত্র ব্যতিক্রম।

আয়নের চার্জ মোট সংখ্যা বদলে দেয়। ঋণাত্মক চার্জ মানে বাড়তি ইলেকট্রন, তাই প্রতি একক ঋণাত্মক চার্জে একটি ইলেকট্রন যোগ করুন। ধনাত্মক চার্জ মানে ইলেকট্রন কম, তাই বিয়োগ করুন। অ্যামোনিয়াম আয়ন, NH₄⁺-এ আছে 5 + 4(1) − 1 = 8টি যোজ্যতা ইলেকট্রন, আর কার্বনেট আয়ন, CO₃²⁻-এ আছে 4 + 3(6) + 2 = 24টি।

কিছু আঁকার আগে এই মোট সংখ্যাটি লিখে রাখুন; সমাপ্ত কাঠামোটি আপনি এই সংখ্যার সঙ্গেই মেলাবেন।

কঙ্কাল কাঠামো তৈরি এবং ইলেকট্রন জোড় বসানো

কঙ্কাল কাঠামো হলো কোন পরমাণু কোনটির সঙ্গে যুক্ত তার নকশা। হাইড্রোজেন ও ফ্লোরিন প্রায় সবসময় কেবল একটি বন্ধন গঠন করে, তাই এরা প্রান্তীয় পরমাণু। কেন্দ্রীয় পরমাণু সাধারণত হাইড্রোজেন ছাড়া সবচেয়ে কম তড়িৎঋণাত্মক পরমাণু, যা প্রায়ই সংকেতে একবার আসা পরমাণু। অক্সিঅ্যাসিডে হাইড্রোজেন পরমাণু সাধারণত অক্সিজেনের সঙ্গে যুক্ত থাকে, কেন্দ্রীয় পরমাণুর সঙ্গে নয়।

কঙ্কাল স্থির হয়ে গেলে বাকি ধাপগুলো ইলেকট্রন বণ্টন করে যাতে প্রতিটি পরমাণু একটি স্থিতিশীল সংখ্যায় পৌঁছায়। পর্যায় 2-এর পরমাণু (C, N, O, F)-এর চারপাশে সর্বাধিক আটটি ইলেকট্রন থাকতে পারে, কারণ এদের মাত্র চারটি যোজ্যতা অরবিটাল আছে, আর এ কারণেই এদের জন্য অষ্টক নিয়ম একটি দৃঢ় সীমা।

• প্রতিটি প্রান্তীয় পরমাণুকে কেন্দ্রীয় পরমাণুর সঙ্গে একটি একক বন্ধনে যুক্ত করুন (প্রতিটিতে 2টি ইলেকট্রন)।
• নিঃসঙ্গ জোড় দিয়ে প্রান্তীয় পরমাণুর অষ্টক পূর্ণ করুন (হাইড্রোজেনের কেবল 2 দরকার)।
• অবশিষ্ট ইলেকট্রন থাকলে কেন্দ্রীয় পরমাণুতে নিঃসঙ্গ জোড় হিসেবে বসান।
• কেন্দ্রীয় পরমাণুর ইলেকট্রন তখনও 8-এর কম হলে প্রতিবেশী পরমাণুর একটি নিঃসঙ্গ জোড়কে ভাগ করা জোড়ে পরিণত করে দ্বি-বন্ধন বা ত্রি-বন্ধন তৈরি করুন।
• যাচাই: আঁকা ইলেকট্রন গোনা মোট সংখ্যার সমান, এবং পর্যায় 2-এর কোনো পরমাণুতে 8-এর বেশি নেই।

প্রার্থী কাঠামোগুলোর মধ্যে পরীক্ষা হিসেবে ফরমাল চার্জ

ফরমাল চার্জ জিজ্ঞাসা করে, প্রতিটি বন্ধন জোড়কে সমানভাবে ভাগ করলে নিরপেক্ষ মুক্ত পরমাণুর তুলনায় আঁকা চিত্রে একটি পরমাণু কয়টি ইলেকট্রনের মালিক। সূত্রটি FC = V − N − B/2, যেখানে V পরমাণুর যোজ্যতা ইলেকট্রনের সংখ্যা, N তার ওপর অবন্ধন (নিঃসঙ্গ জোড়) ইলেকট্রনের সংখ্যা, এবং B তার বন্ধনগুলোর ইলেকট্রনের সংখ্যা। একটি কাঠামোর ফরমাল চার্জগুলোর যোগফল সবসময় প্রজাতিটির সামগ্রিক চার্জের সমান, যা আপনাকে একটি অন্তর্নির্মিত গাণিতিক যাচাই দেয়।

একাধিক কাঠামো ইলেকট্রন গণনা মানলে সেই কাঠামোটি বেছে নিন যেখানে ফরমাল চার্জ যতটা সম্ভব শূন্যের কাছাকাছি। কিছু ফরমাল চার্জ থাকতেই হলে ভালো কাঠামো ঋণাত্মক ফরমাল চার্জ বসায় বেশি তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুতে এবং বন্ধনযুক্ত প্রতিবেশীদের ওপর একই চিহ্নের চার্জ বসানো এড়ায়।

ফরমাল চার্জ হিসাবরক্ষণ, মাপা চার্জ নয়। এটি তড়িৎঋণাত্মকতা উপেক্ষা করে বলে শূন্য ফরমাল চার্জের পরমাণুও বাস্তব অণুতে যথেষ্ট আংশিক চার্জ বহন করতে পারে।

সমাধান করা উদাহরণ: ফসজিন ও সায়ানেট আয়ন

ফসজিন, COCl₂। গণনা: C দেয় 4, O দেয় 6 এবং প্রতিটি Cl দেয় 7, তাই মোট 4 + 6 + 2(7) = 24টি ইলেকট্রন। কার্বন কেন্দ্রীয় পরমাণু। C থেকে O এবং প্রতিটি Cl পর্যন্ত তিনটি একক বন্ধনে 6টি ইলেকট্রন লাগে। O ও দুটি Cl-এর অষ্টক পূর্ণ করতে আরও 3 × 6 = 18টি লাগে, সব মিলিয়ে 24, তাই কার্বনের জন্য কোনো ইলেকট্রন থাকে না। কার্বনের চারপাশে মাত্র 6টি ইলেকট্রন, তাই একটি নিঃসঙ্গ জোড়কে দ্বিতীয় বন্ধনে পরিণত করুন। O-এর একটি নিঃসঙ্গ জোড় সরালে পাওয়া যায় C=O; Cl-এর একটি নিঃসঙ্গ জোড় সরালে পাওয়া যায় C=Cl।

ফরমাল চার্জ দুটির মধ্যে সিদ্ধান্ত নেয়। C=O-এর ক্ষেত্রে অক্সিজেনের 4টি অবন্ধন ও 4টি বন্ধন ইলেকট্রন: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0। প্রতিটি Cl-এর 6টি অবন্ধন ও 2টি বন্ধন ইলেকট্রন: FC = 7 − 6 − 1 = 0। কার্বনের 8টি বন্ধন ইলেকট্রন: FC = 4 − 0 − 4 = 0। পরিবর্তে C=Cl হলে সেই Cl হয়ে যায় 7 − 4 − 2 = +1 এবং একক বন্ধনের O হয়ে যায় 6 − 6 − 1 = −1। C=O দ্বি-বন্ধনযুক্ত সব-শূন্য কাঠামোটিই পছন্দনীয়।

সায়ানেট আয়ন, OCN⁻। গণনা: 6 + 4 + 5 + 1 = 16টি ইলেকট্রন, কার্বন কেন্দ্রে। তিনটি বিন্যাস কার্বনকে অষ্টক দেয়: O=C=N, O≡C–N এবং O–C≡N, প্রতিটিতে নিঃসঙ্গ জোড় O ও N-এর অষ্টক পূর্ণ করে। O=C=N-এর জন্য O = 6 − 4 − 2 = 0 এবং N = 5 − 4 − 2 = −1। O≡C–N-এর জন্য O = 6 − 2 − 3 = +1 এবং N = 5 − 6 − 1 = −2। O–C≡N-এর জন্য O = 6 − 6 − 1 = −1 এবং N = 5 − 2 − 3 = 0। তিনটিতেই কার্বন 0, এবং প্রতিটি সেটের যোগফল −1, যেমনটি হওয়ার কথা।

O≡C–N রূপে চার্জ সবচেয়ে বড় এবং সবচেয়ে বেশি তড়িৎঋণাত্মক পরমাণু অক্সিজেনের ওপর ধনাত্মক চার্জ বসে, তাই এর অবদান সবচেয়ে কম। O–C≡N রূপ অক্সিজেনের ওপর ঋণাত্মক চার্জ বসায় এবং সবচেয়ে গুরুত্বপূর্ণ অবদানকারী, আর O=C=N তার কাছাকাছি। প্রকৃত আয়নটি এই কাঠামোগুলোর মিশ্রণ, যা পরের অংশে ব্যাখ্যা করা হয়েছে।

একটি আঁকা চিত্র বন্ধনগুলো বর্ণনা করতে না পারলে রেজোন্যান্স

কিছু প্রজাতির দুই বা ততোধিক বৈধ লুইস কাঠামো থাকে, যেগুলো কেবল ইলেকট্রন কোথায় বসেছে তাতে ভিন্ন, প্রতিটি পরমাণু একই অবস্থানে। এগুলো রেজোন্যান্স কাঠামো, মাঝে দ্বিমুখী তীর (↔) দিয়ে লেখা হয়। প্রকৃত অণুটি একটিমাত্র কাঠামো, রেজোন্যান্স সংকর, যার বন্ধনগুলো অবদানকারীদের গড়। এটি তাদের মধ্যে একবার এটি একবার ওটি হয়ে বদলায় না।

ফরমেট আয়ন, HCOO⁻, একটি পরিষ্কার উদাহরণ। গণনা: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18টি ইলেকট্রন। H এবং দুটি O পরমাণু C-এর সঙ্গে যুক্ত করে ও অক্সিজেনের অষ্টক পূর্ণ করলে 18টি ইলেকট্রন ব্যবহৃত হয় এবং কার্বনে থাকে মাত্র 6টি, তাই একটি অক্সিজেনের নিঃসঙ্গ জোড় C=O বন্ধনে পরিণত হয়। দ্বি-বন্ধনের O-এর FC = 6 − 4 − 2 = 0 এবং একক বন্ধনের O-এর FC = 6 − 6 − 1 = −1। যেকোনো অক্সিজেনই দ্বি-বন্ধন ধারণ করতে পারে, তাই দুটি সমতুল্য কাঠামো আছে।

দুটি অবদানকারী সমতুল্য বলে সংকরে দুটি অভিন্ন কার্বন–অক্সিজেন বন্ধন থাকে, প্রতিটি একক ও দ্বি-বন্ধনের মাঝামাঝি, এবং প্রতিটি অক্সিজেন গড়ে ঋণাত্মক চার্জের অর্ধেক বহন করে। কার্বক্সিলেট আয়নে মাপা বন্ধন দৈর্ঘ্য এই চিত্রের সঙ্গে মেলে। অবদানকারীরা সমতুল্য না হলে, যেমন সায়ানেটে, সংকর সবচেয়ে বেশি মেলে কম-ফরমাল-চার্জের কাঠামোগুলোর সঙ্গে।

অষ্টক নিয়ম যখন বাঁকে: বিজোড়, অসম্পূর্ণ ও সম্প্রসারিত সংখ্যা

তিন ধরনের প্রজাতি অষ্টকের প্যাটার্নে খাপ খায় না। বিজোড় ইলেকট্রনের অণু, যেমন নাইট্রোজেন মনোক্সাইড, NO, যাতে 5 + 6 = 11টি যোজ্যতা ইলেকট্রন, প্রতিটি পরমাণুকে অষ্টক দিতে পারে না; একটি পরমাণুকে অযুগ্ম ইলেকট্রন বহন করতে হয়। এই ধরনের প্রজাতিকে মুক্ত মূলক বলা হয় এবং সেগুলো সাধারণত সক্রিয়।

কিছু অণুর কেন্দ্রীয় পরমাণুতে অষ্টক অসম্পূর্ণ থাকে। বোরন ট্রাইফ্লোরাইডে, BF₃ (24টি ইলেকট্রন), তিনটি B–F একক বন্ধনের কাঠামো বোরনকে 6টি ইলেকট্রনে রাখে, কিন্তু প্রতিটি পরমাণুকে শূন্য ফরমাল চার্জ দেয়। B=F দ্বি-বন্ধন তৈরি করলে বোরনের অষ্টক পূর্ণ হতো কেবল ফ্লোরিনকে +1 এবং বোরনকে −1 ফরমাল চার্জ দিয়ে, তাই একক বন্ধনের কাঠামোই প্রচলিত বর্ণনা।

পর্যায় 3 ও তার নিচের পরমাণুর চারপাশে আটটির বেশি ইলেকট্রন আঁকা যায়। PCl₅-এ (40টি ইলেকট্রন) পাঁচটি বন্ধন ফসফরাসকে 10টি ইলেকট্রন দেয়। ট্রাই-আয়োডাইড আয়নে, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22টি ইলেকট্রন), কেন্দ্রীয় আয়োডিন দুটি বন্ধন ও তিনটি নিঃসঙ্গ জোড় ধারণ করে, এবং তার ফরমাল চার্জ 7 − 6 − 2 = −1। প্রতিটি প্রান্তীয় পরমাণু অষ্টক পাওয়ার পরই কেবল বাড়তি ইলেকট্রন কেন্দ্রীয় পরমাণুতে বসান।

লুইস কাঠামোর সাধারণ ভুল এবং সেগুলো কীভাবে ধরবেন

বেশিরভাগ ভুল গণনার ভুল, তাই সবচেয়ে নির্ভরযোগ্য অভ্যাস হলো প্রতিটি কাঠামো দুটি যাচাই দিয়ে শেষ করা: চিত্রের প্রতিটি ইলেকট্রন (প্রতি বন্ধনে 2, প্রতি নিঃসঙ্গ জোড়ে 2) আপনার লিখে রাখা মোট সংখ্যার সঙ্গে গুনে মেলান, এবং ফরমাল চার্জ যোগ করে নিশ্চিত করুন যে তা সামগ্রিক চার্জের সমান।

আপনার মোট সংখ্যা সহপাঠী বা উত্তরমালার সংখ্যা থেকে আয়নের চার্জের দ্বিগুণ পরিমাণে আলাদা হলে সম্ভবত চার্জ ভুল চিহ্নে প্রয়োগ হয়েছে। চিত্রে আপনার মোট সংখ্যা থেকে ভিন্ন সংখ্যক ইলেকট্রন থাকলে দেখুন কোনো বন্ধন দুটির বদলে একটি ইলেকট্রন হিসেবে গোনা হয়েছে কি না, অথবা কোনো বাড়তি ইলেকট্রন কখনও বসানোই হয়নি কি না। নিচের নির্দিষ্ট ভুলগুলো বেশিরভাগ ভুল কাঠামোর কারণ।

• ক্যাটায়নের জন্য ইলেকট্রন যোগ করা বা অ্যানায়নের জন্য বিয়োগ করা। ঋণাত্মক চার্জ মানে বেশি ইলেকট্রন।
• একটি বন্ধনকে একটি ইলেকট্রন গোনা। প্রতিটি রেখা একটি ভাগ করা জোড় বোঝায়, তাই তা 2টি ইলেকট্রন।
• হাইড্রোজেনকে দুটি বন্ধন দেওয়া বা কেন্দ্রীয় পরমাণু করা। হাইড্রোজেন কেবল 2টি ইলেকট্রন ধারণ করে।
• C, N, O বা F-এ 8টির বেশি ইলেকট্রন বসানো। সম্প্রসারিত সংখ্যা কেবল পর্যায় 3 ও তার নিচে সম্ভব।
• ফরমাল চার্জকে পরমাণুর প্রকৃত চার্জ ভাবা, অথবা জারণ সংখ্যার সঙ্গে গুলিয়ে ফেলা, যা সব বন্ধন ইলেকট্রনকে বেশি তড়িৎঋণাত্মক পরমাণুকে দেয়।
• পরমাণু সরিয়ে রেজোন্যান্স কাঠামো আঁকা। পরমাণু সরালে একটি ভিন্ন যৌগ তৈরি হয়, রেজোন্যান্স অবদানকারী নয়।