ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳು ಮತ್ತು ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ: ನೀವು ಪರಿಶೀಲಿಸಬಹುದಾದ ವಿಧಾನ

ಅಣುಗಳು ಮತ್ತು ಬಹುಪರಮಾಣ್ವಿಕ ಅಯಾನುಗಳಿಗೆ ಸಂಯೋಜಕತಾ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಎಣಿಸುವುದು

ಪ್ರತಿ ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಯೂ ಒಂದು ಸಂಖ್ಯೆಯಿಂದ ಪ್ರಾರಂಭವಾಗುತ್ತದೆ: ಇಡಲು ಲಭ್ಯವಿರುವ ಸಂಯೋಜಕತಾ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಒಟ್ಟು ಎಣಿಕೆ. ಮುಖ್ಯ-ಗುಂಪಿನ ಧಾತುಗಳಿಗೆ, ಸಂಯೋಜಕತಾ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಎಣಿಕೆ 1–18 ಸಂಖ್ಯೆಯಲ್ಲಿನ ಗುಂಪು ಸಂಖ್ಯೆಯ ಕೊನೆಯ ಅಂಕಿಗೆ ಸಮ, ಆದ್ದರಿಂದ ಕಾರ್ಬನ್ 4, ನೈಟ್ರೋಜನ್ 5, ಆಮ್ಲಜನಕ 6, ಮತ್ತು ಪ್ರತಿ ಹ್ಯಾಲೊಜನ್ 7 ನೀಡುತ್ತದೆ. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ 1 ನೀಡುತ್ತದೆ, ಮತ್ತು 2 ಇರುವ ಹೀಲಿಯಂ ಗುಂಪು-ಸಂಖ್ಯೆ ನಿಯಮಕ್ಕೆ ಏಕೈಕ ಅಪವಾದ.

ಅಯಾನಿನ ಆವೇಶ ಒಟ್ಟು ಮೊತ್ತವನ್ನು ಬದಲಾಯಿಸುತ್ತದೆ. ಋಣ ಆವೇಶ ಎಂದರೆ ಹೆಚ್ಚುವರಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು, ಆದ್ದರಿಂದ ಪ್ರತಿ ಋಣ ಆವೇಶ ಏಕಮಾನಕ್ಕೆ ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಸೇರಿಸಿ. ಧನ ಆವೇಶ ಎಂದರೆ ಕಾಣೆಯಾದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು, ಆದ್ದರಿಂದ ಕಳೆಯಿರಿ. ಅಮೋನಿಯಂ ಅಯಾನು NH₄⁺ ಗೆ 5 + 4(1) − 1 = 8 ಸಂಯೋಜಕತಾ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿವೆ, ಆದರೆ ಕಾರ್ಬೊನೇಟ್ ಅಯಾನು CO₃²⁻ ಗೆ 4 + 3(6) + 2 = 24.

ಏನನ್ನಾದರೂ ಬಿಡಿಸುವ ಮೊದಲು ಈ ಒಟ್ಟು ಸಂಖ್ಯೆಯನ್ನು ಬರೆದಿಡಿ; ಮುಗಿದ ರಚನೆಯನ್ನು ನೀವು ಪರಿಶೀಲಿಸುವುದು ಈ ಸಂಖ್ಯೆಯ ವಿರುದ್ಧ.

ರಚನಾ ಚೌಕಟ್ಟನ್ನು ಕಟ್ಟುವುದು ಮತ್ತು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಜೋಡಿಗಳನ್ನು ಇಡುವುದು

ರಚನಾ ಚೌಕಟ್ಟು ಎಂದರೆ ಯಾವ ಪರಮಾಣು ಯಾವುದಕ್ಕೆ ಸಂಪರ್ಕ ಹೊಂದಿದೆ ಎಂಬ ಮಾದರಿ. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಮತ್ತು ಫ್ಲೋರಿನ್ ಬಹುತೇಕ ಯಾವಾಗಲೂ ಒಂದೇ ಬಂಧವನ್ನು ರೂಪಿಸುತ್ತವೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಅವು ಅಂತ್ಯ ಪರಮಾಣುಗಳು. ಕೇಂದ್ರ ಪರಮಾಣು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಹೊರತುಪಡಿಸಿ ಕಡಿಮೆ ವಿದ್ಯುದೃಣೀಯ ಪರಮಾಣು, ಇದು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಸೂತ್ರದಲ್ಲಿ ಒಮ್ಮೆ ಮಾತ್ರ ಕಾಣಿಸುವ ಪರಮಾಣು. ಆಕ್ಸಿಆಮ್ಲಗಳಲ್ಲಿ, ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಪರಮಾಣುಗಳು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಆಮ್ಲಜನಕಕ್ಕೆ ಬಂಧಿತವಾಗಿರುತ್ತವೆ, ಕೇಂದ್ರ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಅಲ್ಲ.

ರಚನಾ ಚೌಕಟ್ಟು ಸಿದ್ಧವಾದ ನಂತರ, ಉಳಿದ ಹಂತಗಳು ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣು ಸ್ಥಿರ ಎಣಿಕೆ ತಲುಪುವಂತೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹಂಚುತ್ತವೆ. ಆವರ್ತ 2 ರ ಪರಮಾಣುಗಳು (C, N, O, F) ಕೇವಲ ನಾಲ್ಕು ಸಂಯೋಜಕತಾ ಕಕ್ಷಕಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿರುವುದರಿಂದ ತಮ್ಮ ಸುತ್ತ ಗರಿಷ್ಠ ಎಂಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹಿಡಿಯಬಲ್ಲವು, ಅದಕ್ಕಾಗಿಯೇ ಅವಕ್ಕೆ ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮ ಕಟ್ಟುನಿಟ್ಟಿನ ಮಿತಿ.

• ಪ್ರತಿ ಅಂತ್ಯ ಪರಮಾಣುವನ್ನು ಕೇಂದ್ರ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಏಕ ಬಂಧದಿಂದ (ತಲಾ 2 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು) ಸಂಪರ್ಕಿಸಿ.
• ಅಂತ್ಯ ಪರಮಾಣುಗಳ ಅಷ್ಟಕಗಳನ್ನು ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿಗಳಿಂದ ಪೂರ್ಣಗೊಳಿಸಿ (ಹೈಡ್ರೋಜನ್ಗೆ ಕೇವಲ 2 ಬೇಕು).
• ಉಳಿದ ಯಾವುದೇ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಕೇಂದ್ರ ಪರಮಾಣುವಿನ ಮೇಲೆ ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿಗಳಾಗಿ ಇಡಿ.
• ಕೇಂದ್ರ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಇನ್ನೂ 8 ಕ್ಕಿಂತ ಕಡಿಮೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿದ್ದರೆ, ಪಕ್ಕದ ಪರಮಾಣುವಿನ ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿಯನ್ನು ಹಂಚಿಕೊಂಡ ಜೋಡಿಯಾಗಿ ಪರಿವರ್ತಿಸಿ ದ್ವಿ ಅಥವಾ ತ್ರಿ ಬಂಧ ಮಾಡಿ.
• ಪರಿಶೀಲಿಸಿ: ಬಿಡಿಸಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಎಣಿಸಿದ ಒಟ್ಟಿಗೆ ಸಮ, ಮತ್ತು ಪ್ರತಿ ಆವರ್ತ 2 ಪರಮಾಣುವಿಗೆ 8 ಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚಿಲ್ಲ.

ಅಭ್ಯರ್ಥಿ ರಚನೆಗಳ ನಡುವಿನ ಪರೀಕ್ಷೆಯಾಗಿ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ

ಪ್ರತಿ ಬಂಧ ಜೋಡಿಯನ್ನು ಸಮಾನವಾಗಿ ವಿಭಜಿಸಿದರೆ, ತಟಸ್ಥ ಮುಕ್ತ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಹೋಲಿಸಿದರೆ ಚಿತ್ರದಲ್ಲಿ ಪರಮಾಣುವು ಎಷ್ಟು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ ಎಂದು ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ ಕೇಳುತ್ತದೆ. ಸೂತ್ರ FC = V − N − B/2, ಇಲ್ಲಿ V ಪರಮಾಣುವಿನ ಸಂಯೋಜಕತಾ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಎಣಿಕೆ, N ಅದರ ಮೇಲಿನ ಅಬಂಧಿತ (ಏಕಾಂಗಿ-ಜೋಡಿ) ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆ, ಮತ್ತು B ಅದರ ಬಂಧಗಳಲ್ಲಿನ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳ ಸಂಖ್ಯೆ. ರಚನೆಯಲ್ಲಿನ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶಗಳ ಮೊತ್ತ ಯಾವಾಗಲೂ ಪ್ರಭೇದದ ಒಟ್ಟು ಆವೇಶಕ್ಕೆ ಸಮ, ಇದು ನಿಮಗೆ ಅಂತರ್ನಿರ್ಮಿತ ಅಂಕಗಣಿತ ಪರಿಶೀಲನೆ ನೀಡುತ್ತದೆ.

ಹಲವು ರಚನೆಗಳು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಎಣಿಕೆಯನ್ನು ಪಾಲಿಸಿದಾಗ, ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶಗಳು ಸಾಧ್ಯವಾದಷ್ಟು ಸೊನ್ನೆಗೆ ಹತ್ತಿರವಿರುವುದನ್ನು ಆದ್ಯತೆ ನೀಡಿ. ಕೆಲವು ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ ಉಳಿಯಲೇಬೇಕಾದರೆ, ಉತ್ತಮ ರಚನೆಯು ಋಣ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶವನ್ನು ಹೆಚ್ಚು ವಿದ್ಯುದೃಣೀಯ ಪರಮಾಣುವಿನ ಮೇಲೆ ಇಡುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಬಂಧಿತ ನೆರೆಹೊರೆಯವರ ಮೇಲೆ ಒಂದೇ ಚಿಹ್ನೆಯ ಆವೇಶಗಳನ್ನು ಇಡುವುದನ್ನು ತಪ್ಪಿಸುತ್ತದೆ.

ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ ಲೆಕ್ಕಪತ್ರ, ಅಳತೆ ಮಾಡಿದ ಆವೇಶವಲ್ಲ. ಅದು ವಿದ್ಯುದೃಣತೆಯನ್ನು ನಿರ್ಲಕ್ಷಿಸುವುದರಿಂದ, ಸೊನ್ನೆ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶದ ಪರಮಾಣು ನಿಜವಾದ ಅಣುವಿನಲ್ಲಿ ಗಣನೀಯ ಭಾಗಶಃ ಆವೇಶವನ್ನು ಹೊಂದಿರಬಹುದು.

ಬಿಡಿಸಿದ ಉದಾಹರಣೆ: ಫಾಸ್ಜೀನ್ ಮತ್ತು ಸೈನೇಟ್ ಅಯಾನು

ಫಾಸ್ಜೀನ್, COCl₂. ಎಣಿಕೆ: C 4, O 6, ಮತ್ತು ಪ್ರತಿ Cl 7 ನೀಡುತ್ತದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಒಟ್ಟು 4 + 6 + 2(7) = 24 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು. ಕಾರ್ಬನ್ ಕೇಂದ್ರ ಪರಮಾಣು. C ಯಿಂದ O ಮತ್ತು ಪ್ರತಿ Cl ಗೆ ಮೂರು ಏಕ ಬಂಧಗಳು 6 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಬಳಸುತ್ತವೆ. O ಮತ್ತು ಎರಡೂ Cl ಪರಮಾಣುಗಳ ಅಷ್ಟಕಗಳನ್ನು ಪೂರ್ಣಗೊಳಿಸಲು ಇನ್ನೂ 3 × 6 = 18 ಬೇಕು, ಒಟ್ಟು 24, ಆದ್ದರಿಂದ ಕಾರ್ಬನ್‌ಗೆ ಯಾವುದೇ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಉಳಿಯುವುದಿಲ್ಲ. ಕಾರ್ಬನ್ ಸುತ್ತ ಕೇವಲ 6 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿವೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಒಂದು ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿಯನ್ನು ಎರಡನೇ ಬಂಧವಾಗಿ ಪರಿವರ್ತಿಸಿ. O ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿಯನ್ನು ಸರಿಸಿದರೆ C=O ಸಿಗುತ್ತದೆ; Cl ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿಯನ್ನು ಸರಿಸಿದರೆ C=Cl ಸಿಗುತ್ತದೆ.

ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ ಅವುಗಳ ನಡುವೆ ನಿರ್ಧರಿಸುತ್ತದೆ. C=O ಜೊತೆ, ಆಮ್ಲಜನಕಕ್ಕೆ 4 ಅಬಂಧಿತ ಮತ್ತು 4 ಬಂಧ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿವೆ: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. ಪ್ರತಿ Cl ಗೆ 6 ಅಬಂಧಿತ ಮತ್ತು 2 ಬಂಧ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿವೆ: FC = 7 − 6 − 1 = 0. ಕಾರ್ಬನ್‌ಗೆ 8 ಬಂಧ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿವೆ: FC = 4 − 0 − 4 = 0. ಬದಲಾಗಿ C=Cl ಇದ್ದರೆ, ಆ Cl 7 − 4 − 2 = +1 ಆಗುತ್ತದೆ ಮತ್ತು ಏಕ ಬಂಧದ O 6 − 6 − 1 = −1 ಆಗುತ್ತದೆ. C=O ದ್ವಿ ಬಂಧವಿರುವ ಎಲ್ಲವೂ ಸೊನ್ನೆಯ ರಚನೆಗೆ ಆದ್ಯತೆ.

ಸೈನೇಟ್ ಅಯಾನು, OCN⁻. ಎಣಿಕೆ: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು, ಕಾರ್ಬನ್ ಕೇಂದ್ರ. ಮೂರು ಜೋಡಣೆಗಳು ಕಾರ್ಬನ್‌ಗೆ ಅಷ್ಟಕವನ್ನು ನೀಡುತ್ತವೆ: O=C=N, O≡C–N ಮತ್ತು O–C≡N, ಪ್ರತಿಯೊಂದರಲ್ಲೂ ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿಗಳು O ಮತ್ತು N ಮೇಲಿನ ಅಷ್ಟಕಗಳನ್ನು ಪೂರ್ಣಗೊಳಿಸುತ್ತವೆ. O=C=N ಗೆ, O = 6 − 4 − 2 = 0 ಮತ್ತು N = 5 − 4 − 2 = −1. O≡C–N ಗೆ, O = 6 − 2 − 3 = +1 ಮತ್ತು N = 5 − 6 − 1 = −2. O–C≡N ಗೆ, O = 6 − 6 − 1 = −1 ಮತ್ತು N = 5 − 2 − 3 = 0. ಮೂರರಲ್ಲೂ ಕಾರ್ಬನ್ 0, ಮತ್ತು ಪ್ರತಿ ಗುಂಪಿನ ಮೊತ್ತ ಇರಬೇಕಾದಂತೆ −1.

O≡C–N ರೂಪವು ಅತಿ ದೊಡ್ಡ ಆವೇಶಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದ್ದು ಅತ್ಯಂತ ವಿದ್ಯುದೃಣೀಯ ಪರಮಾಣುವಾದ ಆಮ್ಲಜನಕದ ಮೇಲೆ ಧನ ಆವೇಶವನ್ನು ಇಡುತ್ತದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಅದರ ಕೊಡುಗೆ ಅತಿ ಕಡಿಮೆ. O–C≡N ರೂಪವು ಋಣ ಆವೇಶವನ್ನು ಆಮ್ಲಜನಕದ ಮೇಲೆ ಇಟ್ಟು ಅತ್ಯಂತ ಮುಖ್ಯ ಕೊಡುಗೆದಾರ ರಚನೆಯಾಗಿದೆ, O=C=N ಹತ್ತಿರದಲ್ಲಿದೆ. ನಿಜವಾದ ಅಯಾನು ಈ ರಚನೆಗಳ ಮಿಶ್ರಣ, ಮುಂದಿನ ವಿಭಾಗ ವಿವರಿಸುವಂತೆ.

ಒಂದು ಚಿತ್ರ ಬಂಧಗಳನ್ನು ವಿವರಿಸಲಾಗದಾಗ ಅನುರಣನ

ಕೆಲವು ಪ್ರಭೇದಗಳಿಗೆ ಎರಡು ಅಥವಾ ಹೆಚ್ಚು ಮಾನ್ಯ ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆಗಳಿರುತ್ತವೆ, ಅವು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಇಡುವ ಸ್ಥಳದಲ್ಲಿ ಮಾತ್ರ ಭಿನ್ನವಾಗಿದ್ದು ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣು ಅದೇ ಸ್ಥಾನದಲ್ಲಿರುತ್ತದೆ. ಇವು ಅನುರಣನ ರಚನೆಗಳು, ಅವುಗಳ ನಡುವೆ ದ್ವಿ-ತಲೆಯ ಬಾಣ (↔) ದೊಂದಿಗೆ ಬರೆಯಲಾಗುತ್ತದೆ. ನಿಜವಾದ ಅಣು ಒಂದೇ ರಚನೆ, ಅನುರಣನ ಸಂಕರ, ಅದರ ಬಂಧಗಳು ಕೊಡುಗೆದಾರ ರಚನೆಗಳ ಸರಾಸರಿ. ಅದು ಅವುಗಳ ನಡುವೆ ಹಿಂದಕ್ಕೂ ಮುಂದಕ್ಕೂ ಬದಲಾಗುವುದಿಲ್ಲ.

ಫಾರ್ಮೇಟ್ ಅಯಾನು, HCOO⁻, ಸ್ಪಷ್ಟ ಉದಾಹರಣೆ. ಎಣಿಕೆ: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು. H ಮತ್ತು ಎರಡೂ O ಪರಮಾಣುಗಳು C ಗೆ ಬಂಧಿತವಾಗಿ ಆಮ್ಲಜನಕ ಅಷ್ಟಕಗಳು ಪೂರ್ಣಗೊಂಡಾಗ, 18 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು ಬಳಕೆಯಾಗುತ್ತವೆ ಮತ್ತು ಕಾರ್ಬನ್‌ಗೆ ಕೇವಲ 6 ಇರುತ್ತದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಒಂದು ಆಮ್ಲಜನಕ ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿ C=O ಬಂಧವಾಗುತ್ತದೆ. ದ್ವಿ-ಬಂಧದ O ಗೆ FC = 6 − 4 − 2 = 0 ಮತ್ತು ಏಕ-ಬಂಧದ O ಗೆ FC = 6 − 6 − 1 = −1. ಯಾವ ಆಮ್ಲಜನಕವಾದರೂ ದ್ವಿ ಬಂಧವನ್ನು ಹಿಡಿಯಬಹುದು, ಆದ್ದರಿಂದ ಎರಡು ಸಮಾನ ರಚನೆಗಳಿವೆ.

ಎರಡು ಕೊಡುಗೆದಾರ ರಚನೆಗಳು ಸಮಾನವಾಗಿರುವುದರಿಂದ, ಸಂಕರವು ಎರಡು ಒಂದೇ ರೀತಿಯ ಕಾರ್ಬನ್–ಆಮ್ಲಜನಕ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದ್ದು, ಪ್ರತಿಯೊಂದೂ ಏಕ ಮತ್ತು ದ್ವಿ ಬಂಧದ ನಡುವಿನ ಮಧ್ಯಂತರ, ಮತ್ತು ಪ್ರತಿ ಆಮ್ಲಜನಕ ಸರಾಸರಿ ಋಣ ಆವೇಶದ ಅರ್ಧವನ್ನು ಹೊಂದಿದೆ. ಕಾರ್ಬಾಕ್ಸಿಲೇಟ್ ಅಯಾನುಗಳಲ್ಲಿ ಅಳತೆ ಮಾಡಿದ ಬಂಧ ಉದ್ದಗಳು ಈ ಚಿತ್ರಕ್ಕೆ ಹೊಂದುತ್ತವೆ. ಸೈನೇಟ್‌ನಂತೆ ಕೊಡುಗೆದಾರ ರಚನೆಗಳು ಸಮಾನವಾಗಿಲ್ಲದಿದ್ದಾಗ, ಸಂಕರವು ಕಡಿಮೆ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶದ ರಚನೆಗಳನ್ನು ಹೆಚ್ಚು ಹೋಲುತ್ತದೆ.

ಅಷ್ಟಕ ನಿಯಮ ಬಾಗಿದಾಗ: ಬೆಸ, ಅಪೂರ್ಣ ಮತ್ತು ವಿಸ್ತೃತ ಎಣಿಕೆಗಳು

ಮೂರು ಬಗೆಯ ಪ್ರಭೇದಗಳು ಅಷ್ಟಕ ಮಾದರಿಗೆ ಹೊಂದುವುದಿಲ್ಲ. 5 + 6 = 11 ಸಂಯೋಜಕತಾ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳಿರುವ ನೈಟ್ರೋಜನ್ ಮೊನಾಕ್ಸೈಡ್, NO, ನಂತಹ ಬೆಸ-ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅಣುಗಳು ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿಗೂ ಅಷ್ಟಕ ನೀಡಲಾರವು; ಒಂದು ಪರಮಾಣು ಜೋಡಿಯಾಗದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಹೊತ್ತಿರಬೇಕು. ಈ ಬಗೆಯ ಪ್ರಭೇದಗಳನ್ನು ರ‍್ಯಾಡಿಕಲ್‌ಗಳು ಎನ್ನುತ್ತಾರೆ ಮತ್ತು ಅವು ಸಾಮಾನ್ಯವಾಗಿ ಕ್ರಿಯಾಶೀಲ.

ಕೆಲವು ಅಣುಗಳಲ್ಲಿ ಕೇಂದ್ರ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ಅಪೂರ್ಣ ಅಷ್ಟಕ ಇರುತ್ತದೆ. ಬೋರಾನ್ ಟ್ರೈಫ್ಲೋರೈಡ್, BF₃ (24 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು), ನಲ್ಲಿ ಮೂರು B–F ಏಕ ಬಂಧಗಳ ರಚನೆ ಬೋರಾನ್‌ಗೆ 6 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಬಿಡುತ್ತದೆ ಆದರೆ ಪ್ರತಿ ಪರಮಾಣುವಿಗೂ ಸೊನ್ನೆ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ ನೀಡುತ್ತದೆ. B=F ದ್ವಿ ಬಂಧ ರೂಪಿಸುವುದು ಫ್ಲೋರಿನ್‌ಗೆ +1 ಮತ್ತು ಬೋರಾನ್‌ಗೆ −1 ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ ನೀಡುವ ಮೂಲಕ ಮಾತ್ರ ಬೋರಾನ್‌ನ ಅಷ್ಟಕವನ್ನು ಪೂರ್ಣಗೊಳಿಸುತ್ತದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಏಕ-ಬಂಧದ ರಚನೆಯೇ ಸಾಮಾನ್ಯ ವಿವರಣೆ.

ಆವರ್ತ 3 ಮತ್ತು ಅದಕ್ಕಿಂತ ಕೆಳಗಿನ ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಅವುಗಳ ಸುತ್ತ ಎಂಟಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳೊಂದಿಗೆ ಬಿಡಿಸಬಹುದು. PCl₅ (40 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು) ನಲ್ಲಿ, ಐದು ಬಂಧಗಳು ರಂಜಕಕ್ಕೆ 10 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ನೀಡುತ್ತವೆ. ಟ್ರೈಅಯೋಡೈಡ್ ಅಯಾನು I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು) ನಲ್ಲಿ, ಕೇಂದ್ರ ಅಯೋಡಿನ್ ಎರಡು ಬಂಧಗಳು ಮತ್ತು ಮೂರು ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿಗಳನ್ನು ಹಿಡಿದಿದ್ದು, ಅದರ ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶ 7 − 6 − 2 = −1. ಪ್ರತಿ ಅಂತ್ಯ ಪರಮಾಣು ತನ್ನ ಅಷ್ಟಕವನ್ನು ಪಡೆದ ನಂತರ ಮಾತ್ರ ಉಳಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಕೇಂದ್ರ ಪರಮಾಣುವಿನ ಮೇಲೆ ಇಡಿ.

ಸಾಮಾನ್ಯ ಲೂಯಿಸ್ ರಚನೆ ದೋಷಗಳು ಮತ್ತು ಅವನ್ನು ಹಿಡಿಯುವ ವಿಧಾನ

ಹೆಚ್ಚಿನ ತಪ್ಪುಗಳು ಎಣಿಕೆಯ ತಪ್ಪುಗಳು, ಆದ್ದರಿಂದ ಅತ್ಯಂತ ವಿಶ್ವಾಸಾರ್ಹ ಅಭ್ಯಾಸವೆಂದರೆ ಪ್ರತಿ ರಚನೆಯನ್ನು ಎರಡು ಪರಿಶೀಲನೆಗಳೊಂದಿಗೆ ಮುಗಿಸುವುದು: ಚಿತ್ರದಲ್ಲಿನ ಪ್ರತಿ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಅನ್ನು (ಪ್ರತಿ ಬಂಧಕ್ಕೆ 2, ಪ್ರತಿ ಏಕಾಂಗಿ ಜೋಡಿಗೆ 2) ನೀವು ಬರೆದ ಒಟ್ಟಿನ ವಿರುದ್ಧ ಎಣಿಸಿ, ಮತ್ತು ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶಗಳನ್ನು ಕೂಡಿಸಿ ಅವು ಒಟ್ಟು ಆವೇಶಕ್ಕೆ ಸಮ ಎಂದು ದೃಢಪಡಿಸಿ.

ನಿಮ್ಮ ಒಟ್ಟು ಸಹಪಾಠಿಯ ಅಥವಾ ಉತ್ತರ ಪಟ್ಟಿಯ ಒಟ್ಟಿನಿಂದ ಅಯಾನಿನ ಆವೇಶದ ಎರಡು ಪಟ್ಟು ಭಿನ್ನವಾಗಿದ್ದರೆ, ಆವೇಶವನ್ನು ಬಹುಶಃ ತಪ್ಪು ಚಿಹ್ನೆಯೊಂದಿಗೆ ಅನ್ವಯಿಸಲಾಗಿದೆ. ಚಿತ್ರವು ನಿಮ್ಮ ಒಟ್ಟಿಗಿಂತ ಬೇರೆ ಸಂಖ್ಯೆಯ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹೊಂದಿದ್ದರೆ, ಎರಡರ ಬದಲು ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಎಂದು ಎಣಿಸಿದ ಬಂಧಗಳನ್ನು ಅಥವಾ ಎಂದಿಗೂ ಇಡದ ಉಳಿದ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹುಡುಕಿ. ಕೆಳಗಿನ ನಿರ್ದಿಷ್ಟ ದೋಷಗಳು ಹೆಚ್ಚಿನ ತಪ್ಪು ರಚನೆಗಳಿಗೆ ಕಾರಣ.

• ಧನಾಯಾನುವಿಗೆ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಸೇರಿಸುವುದು ಅಥವಾ ಋಣಾಯಾನುವಿಗೆ ಕಳೆಯುವುದು. ಋಣ ಆವೇಶ ಎಂದರೆ ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು.
• ಬಂಧವನ್ನು ಒಂದು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್ ಎಂದು ಎಣಿಸುವುದು. ಪ್ರತಿ ಗೆರೆ ಹಂಚಿಕೊಂಡ ಜೋಡಿಯನ್ನು ಪ್ರತಿನಿಧಿಸುತ್ತದೆ, ಆದ್ದರಿಂದ ಅದು 2 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳು.
• ಹೈಡ್ರೋಜನ್‌ಗೆ ಎರಡು ಬಂಧಗಳನ್ನು ನೀಡುವುದು ಅಥವಾ ಅದನ್ನು ಕೇಂದ್ರ ಪರಮಾಣುವನ್ನಾಗಿ ಮಾಡುವುದು. ಹೈಡ್ರೋಜನ್ ಕೇವಲ 2 ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹಿಡಿಯುತ್ತದೆ.
• C, N, O ಅಥವಾ F ಮೇಲೆ 8 ಕ್ಕಿಂತ ಹೆಚ್ಚು ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಇಡುವುದು. ವಿಸ್ತೃತ ಎಣಿಕೆಗಳು ಆವರ್ತ 3 ಮತ್ತು ಕೆಳಗಿನವುಗಳಿಗೆ ಮಾತ್ರ ಸಾಧ್ಯ.
• ಔಪಚಾರಿಕ ಆವೇಶವನ್ನು ಪರಮಾಣುವಿನ ನಿಜವಾದ ಆವೇಶ ಎಂದು ಪರಿಗಣಿಸುವುದು, ಅಥವಾ ಎಲ್ಲಾ ಬಂಧ ಎಲೆಕ್ಟ್ರಾನ್‌ಗಳನ್ನು ಹೆಚ್ಚು ವಿದ್ಯುದೃಣೀಯ ಪರಮಾಣುವಿಗೆ ನಿಗದಿಪಡಿಸುವ ಉತ್ಕರ್ಷಣ ಸಂಖ್ಯೆಯೊಂದಿಗೆ ಅದನ್ನು ಗೊಂದಲಗೊಳಿಸುವುದು.
• ಪರಮಾಣುಗಳನ್ನು ಸರಿಸಿ ಅನುರಣನ ರಚನೆಗಳನ್ನು ಬಿಡಿಸುವುದು. ಪರಮಾಣುವನ್ನು ಸರಿಸಿದರೆ ಬೇರೆ ಸಂಯುಕ್ತ ಸೃಷ್ಟಿಯಾಗುತ್ತದೆ, ಅನುರಣನ ಕೊಡುಗೆದಾರ ರಚನೆಯಲ್ಲ.