लुईस संरचनाएँ और औपचारिक आवेश: जाँची जा सकने वाली एक विधि

अणुओं और बहुपरमाणुक आयनों के संयोजकता इलेक्ट्रॉन गिनना

हर लुईस संरचना एक संख्या से शुरू होती है: रखने के लिए उपलब्ध संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की कुल गिनती। मुख्य-समूह के तत्वों के लिए, संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या 1–18 की क्रमांकन पद्धति में समूह संख्या के अंतिम अंक के बराबर होती है, इसलिए कार्बन 4, नाइट्रोजन 5, ऑक्सीजन 6 और हर हैलोजन 7 देता है। हाइड्रोजन 1 देता है, और 2 वाला हीलियम समूह-संख्या के नियम का एकमात्र अपवाद है।

आयन का आवेश कुल संख्या बदल देता है। ऋणात्मक आवेश का अर्थ अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन हैं, इसलिए ऋणात्मक आवेश की हर इकाई पर एक इलेक्ट्रॉन जोड़ें। धनात्मक आवेश का अर्थ इलेक्ट्रॉनों की कमी है, इसलिए घटाएँ। अमोनियम आयन, NH₄⁺, में 5 + 4(1) − 1 = 8 संयोजकता इलेक्ट्रॉन हैं, जबकि कार्बोनेट आयन, CO₃²⁻, में 4 + 3(6) + 2 = 24।

कुछ भी बनाने से पहले यह कुल संख्या लिख लें; यही वह संख्या है जिससे आप बनी हुई संरचना की जाँच करेंगे।

ढाँचा बनाना और इलेक्ट्रॉन युग्म रखना

ढाँचा इस बात का पैटर्न है कि कौन-सा परमाणु किससे जुड़ता है। हाइड्रोजन और फ़्लुओरीन लगभग हमेशा केवल एक आबंध बनाते हैं, इसलिए वे सिरे के परमाणु होते हैं। केंद्रीय परमाणु आमतौर पर हाइड्रोजन के अलावा सबसे कम विद्युत-ऋणात्मक परमाणु होता है, जो अक्सर वह परमाणु होता है जो सूत्र में एक बार आता है। ऑक्सी-अम्लों में हाइड्रोजन परमाणु सामान्यतः ऑक्सीजन से जुड़े होते हैं, केंद्रीय परमाणु से नहीं।

ढाँचा तय हो जाने के बाद, शेष चरण इलेक्ट्रॉनों को इस तरह बाँटते हैं कि हर परमाणु स्थायी गिनती तक पहुँचे। आवर्त 2 के परमाणु (C, N, O, F) अपने चारों ओर अधिकतम आठ इलेक्ट्रॉन रख सकते हैं क्योंकि उनके पास केवल चार संयोजकता कक्षक होते हैं, इसीलिए अष्टक नियम उनके लिए कड़ी सीमा है।

• हर सिरे के परमाणु को केंद्रीय परमाणु से एकल आबंध (हर एक में 2 इलेक्ट्रॉन) द्वारा जोड़ें।
• सिरे के परमाणुओं के अष्टक को एकाकी युग्मों से पूरा करें (हाइड्रोजन को केवल 2 चाहिए)।
• जो भी इलेक्ट्रॉन बचें उन्हें केंद्रीय परमाणु पर एकाकी युग्मों के रूप में रखें।
• यदि केंद्रीय परमाणु के पास अब भी 8 से कम इलेक्ट्रॉन हैं, तो पड़ोसी परमाणु के एकाकी युग्म को साझा युग्म में बदलकर द्वि या त्रि आबंध बनाएँ।
• जाँच: बनाए गए इलेक्ट्रॉन गिनी हुई कुल संख्या के बराबर हों, और आवर्त 2 के हर परमाणु के पास 8 से अधिक न हों।

प्रत्याशी संरचनाओं के बीच परीक्षण के रूप में औपचारिक आवेश

औपचारिक आवेश पूछता है कि यदि हर आबंधी युग्म बराबर बाँट दिया जाए, तो चित्र में परमाणु के पास उदासीन मुक्त परमाणु की तुलना में कितने इलेक्ट्रॉन हैं। सूत्र है FC = V − N − B/2, जहाँ V परमाणु के संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या है, N उस पर अनाबंधी (एकाकी युग्म) इलेक्ट्रॉनों की संख्या है, और B उसके आबंधों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या है। संरचना में औपचारिक आवेशों का योग हमेशा स्पीशीज़ के कुल आवेश के बराबर होता है, जो आपको अंतर्निहित अंकगणितीय जाँच देता है।

जब कई संरचनाएँ इलेक्ट्रॉन गिनती का पालन करें, तो उसे चुनें जिसमें औपचारिक आवेश यथासंभव शून्य के निकट हों। यदि कुछ औपचारिक आवेश बचना ही हो, तो बेहतर संरचना ऋणात्मक औपचारिक आवेश को अधिक विद्युत-ऋणात्मक परमाणु पर रखती है और जुड़े पड़ोसियों पर एक ही चिह्न के आवेश रखने से बचती है।

औपचारिक आवेश लेखा-जोखा है, मापा गया आवेश नहीं। क्योंकि यह विद्युत-ऋणात्मकता की उपेक्षा करता है, शून्य औपचारिक आवेश वाला परमाणु भी वास्तविक अणु में काफ़ी आंशिक आवेश रख सकता है।

हल किया गया उदाहरण: फ़ॉस्जीन और सायनेट आयन

फ़ॉस्जीन, COCl₂। गिनती: C 4 देता है, O 6 देता है, और हर Cl 7 देता है, इसलिए कुल 4 + 6 + 2(7) = 24 इलेक्ट्रॉन हैं। कार्बन केंद्रीय परमाणु है। C से O और हर Cl तक तीन एकल आबंध 6 इलेक्ट्रॉन लेते हैं। O और दोनों Cl परमाणुओं के अष्टक पूरे करने में 3 × 6 = 18 और लगते हैं, कुल 24, इसलिए कार्बन के लिए कोई इलेक्ट्रॉन नहीं बचता। कार्बन के चारों ओर केवल 6 इलेक्ट्रॉन हैं, इसलिए एक एकाकी युग्म को दूसरे आबंध में बदलें। O का एकाकी युग्म ले जाने पर C=O मिलता है; Cl का एकाकी युग्म ले जाने पर C=Cl।

औपचारिक आवेश इनके बीच निर्णय करता है। C=O के साथ, ऑक्सीजन के पास 4 अनाबंधी और 4 आबंधी इलेक्ट्रॉन हैं: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0। हर Cl के पास 6 अनाबंधी और 2 आबंधी इलेक्ट्रॉन हैं: FC = 7 − 6 − 1 = 0। कार्बन के पास 8 आबंधी इलेक्ट्रॉन हैं: FC = 4 − 0 − 4 = 0। इसके बजाय C=Cl के साथ वह Cl 7 − 4 − 2 = +1 हो जाता है और एकल आबंध वाला O 6 − 6 − 1 = −1। सभी शून्य वाली C=O द्वि-आबंध संरचना को प्राथमिकता मिलती है।

सायनेट आयन, OCN⁻। गिनती: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 इलेक्ट्रॉन, कार्बन केंद्र में। तीन व्यवस्थाएँ कार्बन को अष्टक देती हैं: O=C=N, O≡C–N और O–C≡N, हर एक में एकाकी युग्म O और N के अष्टक पूरे करते हैं। O=C=N के लिए, O = 6 − 4 − 2 = 0 और N = 5 − 4 − 2 = −1। O≡C–N के लिए, O = 6 − 2 − 3 = +1 और N = 5 − 6 − 1 = −2। O–C≡N के लिए, O = 6 − 6 − 1 = −1 और N = 5 − 2 − 3 = 0। तीनों में कार्बन 0 है, और हर समुच्चय का योग −1 है जैसा होना चाहिए।

O≡C–N रूप में सबसे बड़े आवेश हैं और वह सबसे अधिक विद्युत-ऋणात्मक परमाणु ऑक्सीजन पर धनात्मक आवेश रखता है, इसलिए उसका योगदान सबसे कम है। O–C≡N रूप ऋणात्मक आवेश को ऑक्सीजन पर रखता है और सबसे महत्वपूर्ण योगदानकर्ता है, जिसके ठीक पीछे O=C=N है। वास्तविक आयन इन संरचनाओं का मिश्रण है, जैसा अगला खंड समझाता है।

अनुनाद, जब एक चित्र आबंधों का वर्णन न कर सके

कुछ स्पीशीज़ की दो या अधिक वैध लुईस संरचनाएँ होती हैं जो केवल इस बात में भिन्न होती हैं कि इलेक्ट्रॉन कहाँ रखे गए हैं, जबकि हर परमाणु उसी स्थान पर रहता है। ये अनुनाद संरचनाएँ हैं, जिनके बीच द्विशीर्ष तीर (↔) लिखा जाता है। वास्तविक अणु एक ही संरचना है, अनुनाद संकर, जिसके आबंध योगदानकर्ताओं का औसत हैं। वह उनके बीच आगे-पीछे नहीं बदलता।

फ़ॉर्मेट आयन, HCOO⁻, एक साफ़ उदाहरण है। गिनती: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 इलेक्ट्रॉन। H और दोनों O परमाणु C से जुड़े हों और ऑक्सीजन के अष्टक पूरे हों, तो 18 इलेक्ट्रॉन लग जाते हैं और कार्बन के पास केवल 6 हैं, इसलिए ऑक्सीजन का एक एकाकी युग्म C=O आबंध बन जाता है। द्वि-आबंध वाले O का FC = 6 − 4 − 2 = 0 है और एकल-आबंध वाले O का FC = 6 − 6 − 1 = −1। द्वि-आबंध कोई भी ऑक्सीजन रख सकती है, इसलिए दो समतुल्य संरचनाएँ हैं।

क्योंकि दोनों योगदानकर्ता समतुल्य हैं, संकर में दो समान कार्बन–ऑक्सीजन आबंध होते हैं, हर एक एकल और द्वि आबंध के बीच का, और हर ऑक्सीजन औसतन ऋणात्मक आवेश का आधा वहन करती है। कार्बोक्सिलेट आयनों में मापी गई आबंध लंबाइयाँ इस चित्र से मेल खाती हैं। जब योगदानकर्ता समतुल्य नहीं होते, जैसे सायनेट में, तो संकर सबसे अधिक कम औपचारिक आवेश वाली संरचनाओं जैसा दिखता है।

जब अष्टक नियम झुकता है: विषम, अपूर्ण और विस्तारित गिनती

तीन प्रकार की स्पीशीज़ अष्टक पैटर्न में नहीं बैठतीं। विषम-इलेक्ट्रॉन अणु, जैसे नाइट्रोजन मोनोऑक्साइड, NO, जिसमें 5 + 6 = 11 संयोजकता इलेक्ट्रॉन हैं, हर परमाणु को अष्टक नहीं दे सकते; एक परमाणु को अयुग्मित इलेक्ट्रॉन रखना होता है। इस प्रकार की स्पीशीज़ को मूलक कहा जाता है और वे आमतौर पर अभिक्रियाशील होती हैं।

कुछ अणुओं में केंद्रीय परमाणु पर अपूर्ण अष्टक होता है। बोरॉन ट्राइफ़्लुओराइड, BF₃ (24 इलेक्ट्रॉन), में तीन B–F एकल आबंधों वाली संरचना बोरॉन के पास 6 इलेक्ट्रॉन छोड़ती है पर हर परमाणु को शून्य औपचारिक आवेश देती है। B=F द्वि आबंध बनाने से बोरॉन का अष्टक केवल तभी पूरा होता जब फ़्लुओरीन को +1 और बोरॉन को −1 औपचारिक आवेश मिलता, इसलिए एकल-आबंध वाली संरचना ही सामान्य वर्णन है।

आवर्त 3 और उसके नीचे के परमाणुओं को आठ से अधिक इलेक्ट्रॉनों के साथ बनाया जा सकता है। PCl₅ (40 इलेक्ट्रॉन) में पाँच आबंध फ़ॉस्फ़ोरस को 10 इलेक्ट्रॉन देते हैं। ट्राइआयोडाइड आयन, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 इलेक्ट्रॉन), में केंद्रीय आयोडीन के पास दो आबंध और तीन एकाकी युग्म हैं, और उसका औपचारिक आवेश 7 − 6 − 2 = −1 है। बचे हुए इलेक्ट्रॉनों को केंद्रीय परमाणु पर तभी रखें जब हर सिरे के परमाणु का अष्टक पूरा हो चुका हो।

लुईस संरचना की आम त्रुटियाँ और उन्हें कैसे पकड़ें

अधिकतर गलतियाँ गिनती की गलतियाँ होती हैं, इसलिए सबसे भरोसेमंद आदत यह है कि हर संरचना को दो जाँचों से पूरा करें: चित्र के हर इलेक्ट्रॉन को (हर आबंध के 2, हर एकाकी युग्म के 2) अपनी लिखी कुल संख्या से मिलाएँ, और औपचारिक आवेशों को जोड़कर पुष्टि करें कि वे कुल आवेश के बराबर हैं।

यदि आपकी कुल संख्या किसी सहपाठी की या उत्तर-कुंजी की संख्या से आयन के आवेश के दोगुने से भिन्न है, तो आवेश शायद गलत चिह्न के साथ लगाया गया था। यदि चित्र में आपकी कुल संख्या से भिन्न इलेक्ट्रॉन हैं, तो ऐसे आबंध खोजें जिन्हें दो की जगह एक इलेक्ट्रॉन गिना गया, या बचे हुए इलेक्ट्रॉन जो कभी रखे ही नहीं गए। नीचे की विशिष्ट त्रुटियाँ अधिकांश गलत संरचनाओं का कारण हैं।

• धनायन के लिए इलेक्ट्रॉन जोड़ना या ऋणायन के लिए घटाना। ऋणात्मक आवेश का अर्थ अधिक इलेक्ट्रॉन है।
• आबंध को एक इलेक्ट्रॉन गिनना। हर रेखा एक साझा युग्म दर्शाती है, इसलिए वह 2 इलेक्ट्रॉन है।
• हाइड्रोजन को दो आबंध देना या उसे केंद्रीय परमाणु बनाना। हाइड्रोजन केवल 2 इलेक्ट्रॉन रखता है।
• C, N, O या F पर 8 से अधिक इलेक्ट्रॉन रखना। विस्तारित गिनती केवल आवर्त 3 और उसके नीचे संभव है।
• औपचारिक आवेश को परमाणु का वास्तविक आवेश मानना, या उसे ऑक्सीकरण संख्या से मिला देना, जो सभी आबंधी इलेक्ट्रॉनों को अधिक विद्युत-ऋणात्मक परमाणु को देती है।
• परमाणुओं को हिलाकर अनुनाद संरचनाएँ बनाना। परमाणु को हिलाने से अनुनाद योगदानकर्ता नहीं, बल्कि भिन्न यौगिक बनता है।