લુઇસ રચનાઓ અને ઔપચારિક વીજભાર: તમે ચકાસી શકો તેવી પદ્ધતિ

અણુઓ અને બહુપરમાણ્વીય આયનો માટે સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન ગણવા

દરેક લુઇસ રચના એક સંખ્યાથી શરૂ થાય છે: મૂકવા માટે ઉપલબ્ધ સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનની કુલ સંખ્યા. મુખ્ય-સમૂહ તત્ત્વો માટે, સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા 1–18 ક્રમાંકનમાં સમૂહ સંખ્યાના છેલ્લા અંક જેટલી હોય છે, તેથી કાર્બન 4, નાઇટ્રોજન 5, ઑક્સિજન 6, અને દરેક હેલોજન 7 આપે છે. હાઇડ્રોજન 1 આપે છે, અને હિલિયમ, 2 સાથે, સમૂહ-સંખ્યાના નિયમનો એકમાત્ર અપવાદ છે.

આયનનો વીજભાર કુલ સંખ્યા બદલે છે. ઋણ વીજભારનો અર્થ વધારાના ઇલેક્ટ્રૉન છે, તેથી તમે ઋણ વીજભારના દરેક એકમ દીઠ એક ઇલેક્ટ્રૉન ઉમેરો છો. ધન વીજભારનો અર્થ ખૂટતા ઇલેક્ટ્રૉન છે, તેથી તમે બાદ કરો છો. એમોનિયમ આયન, NH₄⁺, માં 5 + 4(1) − 1 = 8 સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન છે, જ્યારે કાર્બોનેટ આયન, CO₃²⁻, માં 4 + 3(6) + 2 = 24 છે.

કંઈ પણ દોરતાં પહેલાં આ કુલ સંખ્યા લખી લો; પૂરી થયેલી રચનાને તમે જેની સામે ચકાસશો તે આ સંખ્યા છે.

માળખું બનાવવું અને ઇલેક્ટ્રૉન જોડ મૂકવી

માળખું એ પેટર્ન છે કે કયો પરમાણુ કોની સાથે જોડાય છે. હાઇડ્રોજન અને ફ્લોરિન લગભગ હંમેશાં માત્ર એક બંધ બનાવે છે, તેથી તેઓ અંતિમ પરમાણુઓ છે. કેન્દ્રીય પરમાણુ સામાન્ય રીતે હાઇડ્રોજન સિવાયનો સૌથી ઓછો વિદ્યુતઋણી પરમાણુ હોય છે, જે ઘણી વાર સૂત્રમાં એક જ વાર દેખાતો પરમાણુ છે. ઑક્સિઍસિડમાં, હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સામાન્ય રીતે કેન્દ્રીય પરમાણુ સાથે નહીં પણ ઑક્સિજન સાથે બંધાયેલા હોય છે.

માળખું નક્કી થઈ જાય, પછી બાકીનાં પગલાં ઇલેક્ટ્રૉન એવી રીતે વહેંચે છે કે દરેક પરમાણુ સ્થિર સંખ્યાએ પહોંચે. આવર્ત 2 ના પરમાણુઓ (C, N, O, F) ની આસપાસ વધુમાં વધુ આઠ ઇલેક્ટ્રૉન સમાઈ શકે છે કારણ કે તેમની પાસે માત્ર ચાર સંયોજકતા કક્ષકો છે, તેથી તેમના માટે અષ્ટક નિયમ દૃઢ મર્યાદા છે.

• દરેક અંતિમ પરમાણુને કેન્દ્રીય પરમાણુ સાથે એકલ બંધથી જોડો (દરેક 2 ઇલેક્ટ્રૉન).
• અંતિમ પરમાણુઓના અષ્ટક એકાકી જોડ વડે પૂરા કરો (હાઇડ્રોજનને માત્ર 2 જોઈએ).
• બાકી રહેલા કોઈ પણ ઇલેક્ટ્રૉન કેન્દ્રીય પરમાણુ પર એકાકી જોડ તરીકે મૂકો.
• જો કેન્દ્રીય પરમાણુ પાસે હજુ 8 કરતાં ઓછા ઇલેક્ટ્રૉન હોય, તો પડોશી પરમાણુ પરની એકાકી જોડને વહેંચાયેલી જોડમાં ફેરવીને દ્વિબંધ કે ત્રિબંધ બનાવો.
• ચકાસણી: દોરેલા ઇલેક્ટ્રૉન ગણેલા કુલ જેટલા હોય, અને દરેક આવર્ત 2 ના પરમાણુ પાસે 8 કરતાં વધુ ન હોય.

ઉમેદવાર રચનાઓ વચ્ચે કસોટી તરીકે ઔપચારિક વીજભાર

ઔપચારિક વીજભાર પૂછે છે કે જો દરેક બંધક જોડ સરખી વહેંચાય તો, તટસ્થ મુક્ત પરમાણુની સરખામણીમાં, આકૃતિમાં પરમાણુ કેટલા ઇલેક્ટ્રૉનનો માલિક છે. સૂત્ર FC = V − N − B/2 છે, જ્યાં V પરમાણુના સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા છે, N તેના પરના અબંધક (એકાકી જોડ) ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા છે, અને B તેના બંધોમાંના ઇલેક્ટ્રૉનની સંખ્યા છે. રચનામાંના ઔપચારિક વીજભારોનો સરવાળો હંમેશાં સ્પીશીઝના કુલ વીજભાર જેટલો થાય છે, જે તમને બિલ્ટ-ઇન અંકગણિત ચકાસણી આપે છે.

જ્યારે ઘણી રચનાઓ ઇલેક્ટ્રૉન ગણતરીનું પાલન કરે, ત્યારે જેમાં ઔપચારિક વીજભારો શક્ય તેટલા શૂન્યની નજીક હોય તેને પસંદ કરો. જો કોઈ ઔપચારિક વીજભાર રહેવો જ જોઈએ, તો વધુ સારી રચના ઋણ ઔપચારિક વીજભાર વધુ વિદ્યુતઋણી પરમાણુ પર મૂકે છે અને બંધાયેલા પડોશીઓ પર સમાન ચિહ્નના વીજભારો મૂકવાનું ટાળે છે.

ઔપચારિક વીજભાર હિસાબ છે, માપેલો વીજભાર નથી. તે વિદ્યુતઋણતાને અવગણે છે, તેથી શૂન્ય ઔપચારિક વીજભારવાળો પરમાણુ વાસ્તવિક અણુમાં હજુ પણ નોંધપાત્ર આંશિક વીજભાર ધરાવી શકે છે.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ: ફૉસ્જીન અને સાયનેટ આયન

ફૉસ્જીન, COCl₂. ગણતરી: C 4 આપે છે, O 6 આપે છે, અને દરેક Cl 7 આપે છે, તેથી કુલ 4 + 6 + 2(7) = 24 ઇલેક્ટ્રૉન છે. કાર્બન કેન્દ્રીય પરમાણુ છે. C થી O અને દરેક Cl સુધીના ત્રણ એકલ બંધ 6 ઇલેક્ટ્રૉન વાપરે છે. O અને બંને Cl પરમાણુઓના અષ્ટક પૂરા કરવામાં 3 × 6 = 18 વધુ વપરાય છે, કુલ 24, તેથી કાર્બન માટે કોઈ ઇલેક્ટ્રૉન બચતા નથી. કાર્બનની આસપાસ માત્ર 6 ઇલેક્ટ્રૉન છે, તેથી એક એકાકી જોડને બીજા બંધમાં ફેરવો. O ની એકાકી જોડ ખસેડવાથી C=O મળે છે; Cl ની એકાકી જોડ ખસેડવાથી C=Cl મળે છે.

ઔપચારિક વીજભાર તેમની વચ્ચે નિર્ણય કરે છે. C=O સાથે, ઑક્સિજનમાં 4 અબંધક ઇલેક્ટ્રૉન અને 4 બંધક ઇલેક્ટ્રૉન છે: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. દરેક Cl માં 6 અબંધક અને 2 બંધક ઇલેક્ટ્રૉન છે: FC = 7 − 6 − 1 = 0. કાર્બનમાં 8 બંધક ઇલેક્ટ્રૉન છે: FC = 4 − 0 − 4 = 0. તેને બદલે C=Cl સાથે, તે Cl 7 − 4 − 2 = +1 અને એકલ-બંધિત O 6 − 6 − 1 = −1 બને છે. C=O દ્વિબંધવાળી બધા-શૂન્યવાળી રચના પસંદ થાય છે.

સાયનેટ આયન, OCN⁻. ગણતરી: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 ઇલેક્ટ્રૉન, કાર્બન કેન્દ્રીય સાથે. ત્રણ ગોઠવણો કાર્બનને અષ્ટક આપે છે: O=C=N, O≡C–N અને O–C≡N, દરેકમાં O અને N પરના અષ્ટક એકાકી જોડથી પૂરા થાય છે. O=C=N માટે, O = 6 − 4 − 2 = 0 અને N = 5 − 4 − 2 = −1. O≡C–N માટે, O = 6 − 2 − 3 = +1 અને N = 5 − 6 − 1 = −2. O–C≡N માટે, O = 6 − 6 − 1 = −1 અને N = 5 − 2 − 3 = 0. ત્રણેયમાં કાર્બન 0 છે, અને દરેક સમૂહનો સરવાળો −1 થાય છે, જેમ થવો જોઈએ.

O≡C–N સ્વરૂપમાં સૌથી મોટા વીજભારો છે અને ધન વીજભાર ઑક્સિજન પર, સૌથી વધુ વિદ્યુતઋણી પરમાણુ પર, મૂકે છે, તેથી તે સૌથી ઓછો ફાળો આપે છે. O–C≡N સ્વરૂપ ઋણ વીજભાર ઑક્સિજન પર મૂકે છે અને સૌથી મહત્ત્વનો ફાળો આપનાર છે, O=C=N નજીકના બીજા ક્રમે. વાસ્તવિક આયન આ રચનાઓનું મિશ્રણ છે, જેમ આગલો વિભાગ સમજાવે છે.

જ્યારે એક આકૃતિ બંધોનું વર્ણન ન કરી શકે ત્યારે અનુનાદ

કેટલીક સ્પીશીઝ બે કે વધુ માન્ય લુઇસ રચનાઓ ધરાવે છે જે માત્ર ઇલેક્ટ્રૉન ક્યાં મૂકાયા છે તેમાં જુદી પડે છે, દરેક પરમાણુ એ જ સ્થાને હોય છે. આ અનુનાદ રચનાઓ છે, જે તેમની વચ્ચે દ્વિ-શીર્ષ તીર (↔) વડે લખાય છે. વાસ્તવિક અણુ એક જ રચના છે, અનુનાદ સંકર, જેના બંધો ફાળો આપનારાઓની સરેરાશ છે. તે તેમની વચ્ચે આગળ-પાછળ બદલાતો નથી.

ફૉર્મેટ આયન, HCOO⁻, સ્પષ્ટ ઉદાહરણ છે. ગણતરી: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 ઇલેક્ટ્રૉન. H અને બંને O પરમાણુઓ C સાથે બંધાયેલા અને ઑક્સિજન અષ્ટક પૂરા કરેલા સાથે, 18 ઇલેક્ટ્રૉન વપરાય છે અને કાર્બન પાસે માત્ર 6 છે, તેથી એક ઑક્સિજન એકાકી જોડ C=O બંધ બને છે. દ્વિબંધિત O નો FC = 6 − 4 − 2 = 0 અને એકલ-બંધિત O નો FC = 6 − 6 − 1 = −1 છે. કોઈ પણ ઑક્સિજન દ્વિબંધ ધરાવી શકે, તેથી બે સમતુલ્ય રચનાઓ છે.

બે ફાળો આપનારાઓ સમતુલ્ય હોવાથી, સંકરમાં બે સરખા કાર્બન–ઑક્સિજન બંધો છે, દરેક એકલ અને દ્વિબંધ વચ્ચેનો, અને દરેક ઑક્સિજન સરેરાશ ઋણ વીજભારનો અડધો ભાગ ધરાવે છે. કાર્બોક્સિલેટ આયનોમાં માપેલી બંધ લંબાઈઓ આ ચિત્ર સાથે મેળ ખાય છે. જ્યારે ફાળો આપનારાઓ સમતુલ્ય ન હોય, જેમ સાયનેટમાં, ત્યારે સંકર ઓછા ઔપચારિક વીજભારવાળી રચનાઓ જેવો સૌથી વધુ હોય છે.

જ્યારે અષ્ટક નિયમ વળે છે: વિષમ, અપૂર્ણ અને વિસ્તૃત ગણતરીઓ

ત્રણ પ્રકારની સ્પીશીઝ અષ્ટક પેટર્નમાં બંધબેસતી નથી. નાઇટ્રોજન મોનોક્સાઇડ, NO, જેવા વિષમ-ઇલેક્ટ્રૉન અણુઓ, 5 + 6 = 11 સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન સાથે, દરેક પરમાણુને અષ્ટક આપી શકતા નથી; એક પરમાણુએ અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન ધરવો પડે છે. આ પ્રકારની સ્પીશીઝને મુક્ત મૂલક કહેવાય છે અને તે સામાન્ય રીતે સક્રિય હોય છે.

કેટલાક અણુઓમાં કેન્દ્રીય પરમાણુ પર અપૂર્ણ અષ્ટક હોય છે. બોરોન ટ્રાઇફ્લોરાઇડ, BF₃ (24 ઇલેક્ટ્રૉન) માં, ત્રણ B–F એકલ બંધોવાળી રચના બોરોનને 6 ઇલેક્ટ્રૉન સાથે છોડે છે પણ દરેક પરમાણુને શૂન્ય ઔપચારિક વીજભાર આપે છે. B=F દ્વિબંધ બનાવવાથી બોરોનનું અષ્ટક ફક્ત ફ્લોરિનને +1 અને બોરોનને −1 ઔપચારિક વીજભાર આપીને જ પૂરું થાય, તેથી એકલ-બંધિત રચના સામાન્ય વર્ણન છે.

આવર્ત 3 અને નીચેના પરમાણુઓને આઠ કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રૉન સાથે દોરી શકાય છે. PCl₅ (40 ઇલેક્ટ્રૉન) માં, પાંચ બંધો ફૉસ્ફરસને 10 ઇલેક્ટ્રૉન આપે છે. ટ્રાઇઆયોડાઇડ આયન, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 ઇલેક્ટ્રૉન) માં, કેન્દ્રીય આયોડિન બે બંધો અને ત્રણ એકાકી જોડ ધરાવે છે, અને તેનો ઔપચારિક વીજભાર 7 − 6 − 2 = −1 છે. બાકીના ઇલેક્ટ્રૉન કેન્દ્રીય પરમાણુ પર ત્યારે જ મૂકો જ્યારે દરેક અંતિમ પરમાણુને તેનું અષ્ટક મળી ગયું હોય.

લુઇસ રચનાની સામાન્ય ભૂલો અને તેમને કેવી રીતે પકડવી

મોટા ભાગની ભૂલો ગણતરીની ભૂલો છે, તેથી સૌથી વિશ્વસનીય ટેવ દરેક રચનાને બે ચકાસણીઓથી પૂરી કરવાની છે: આકૃતિમાંના દરેક ઇલેક્ટ્રૉનને (પ્રતિ બંધ 2, પ્રતિ એકાકી જોડ 2) તમારા લખેલા કુલ સામે ગણો, અને ઔપચારિક વીજભારોનો સરવાળો કરીને ખાતરી કરો કે તે કુલ વીજભાર જેટલો છે.

જો તમારો કુલ તમારા સહપાઠી કે જવાબ-કુંજીથી આયનના વીજભારથી બમણા જેટલો અલગ હોય, તો વીજભાર કદાચ ખોટા ચિહ્ન સાથે લાગુ થયો હતો. જો આકૃતિમાં તમારા કુલ કરતાં જુદી સંખ્યાના ઇલેક્ટ્રૉન હોય, તો બે ઇલેક્ટ્રૉનને બદલે એક ઇલેક્ટ્રૉન તરીકે ગણાયેલા બંધો, અથવા ક્યારેય ન મૂકાયેલા બાકીના ઇલેક્ટ્રૉન શોધો. નીચેની ચોક્કસ ભૂલો મોટા ભાગની ખોટી રચનાઓ માટે જવાબદાર છે.

• ધનાયન માટે ઇલેક્ટ્રૉન ઉમેરવા અથવા ઋણાયન માટે બાદ કરવા. ઋણ વીજભારનો અર્થ વધુ ઇલેક્ટ્રૉન છે.
• બંધને એક ઇલેક્ટ્રૉન ગણવો. દરેક રેખા વહેંચાયેલી જોડ દર્શાવે છે, તેથી તે 2 ઇલેક્ટ્રૉન છે.
• હાઇડ્રોજનને બે બંધ આપવા અથવા તેને કેન્દ્રીય પરમાણુ બનાવવો. હાઇડ્રોજન માત્ર 2 ઇલેક્ટ્રૉન રાખે છે.
• C, N, O કે F પર 8 કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રૉન મૂકવા. વિસ્તૃત ગણતરીઓ ફક્ત આવર્ત 3 અને નીચેના માટે શક્ય છે.
• ઔપચારિક વીજભારને પરમાણુ પરનો વાસ્તવિક વીજભાર ગણવો, અથવા તેને ઓક્સિડેશન આંક સાથે ગૂંચવવો, જે બધા બંધક ઇલેક્ટ્રૉન વધુ વિદ્યુતઋણી પરમાણુને સોંપે છે.
• પરમાણુઓ ખસેડીને અનુનાદ રચનાઓ દોરવી. પરમાણુ ખસેડવાથી અનુનાદમાં ફાળો આપનાર નહીં પણ જુદું સંયોજન બને છે.