ലൂയിസ് ഘടനകളും ഫോർമൽ ചാർജും: നിങ്ങൾക്ക് പരിശോധിക്കാവുന്ന ഒരു രീതി

തന്മാത്രകൾക്കും ബഹുഘടക അയോണുകൾക്കും സംയോജകത ഇലക്ട്രോണുകൾ എണ്ണൽ

ഓരോ ലൂയിസ് ഘടനയും തുടങ്ങുന്നത് ഒരു സംഖ്യയിൽ നിന്നാണ്: സ്ഥാപിക്കാൻ ലഭ്യമായ സംയോജകത ഇലക്ട്രോണുകളുടെ ആകെ എണ്ണം. മുഖ്യഗ്രൂപ്പ് മൂലകങ്ങൾക്ക്, സംയോജകത ഇലക്ട്രോൺ എണ്ണം 1–18 സംഖ്യാരീതിയിലെ ഗ്രൂപ്പ് സംഖ്യയുടെ അവസാന അക്കത്തിന് തുല്യമാണ്; അതിനാൽ കാർബൺ 4 ഉം നൈട്രജൻ 5 ഉം ഓക്സിജൻ 6 ഉം ഓരോ ഹാലൊജനും 7 ഉം നൽകുന്നു. ഹൈഡ്രജൻ 1 നൽകുന്നു, 2 ഉള്ള ഹീലിയം ഗ്രൂപ്പ് സംഖ്യാ നിയമത്തിന്റെ ഏക അപവാദമാണ്.

ഒരു അയോണിന്റെ ചാർജ് ആകെ എണ്ണത്തെ മാറ്റുന്നു. നെഗറ്റീവ് ചാർജ് അധിക ഇലക്ട്രോണുകളെ സൂചിപ്പിക്കുന്നു, അതിനാൽ നെഗറ്റീവ് ചാർജിന്റെ ഓരോ യൂണിറ്റിനും ഒരു ഇലക്ട്രോൺ ചേർക്കുക. പോസിറ്റീവ് ചാർജ് ഇലക്ട്രോണുകളുടെ കുറവിനെ സൂചിപ്പിക്കുന്നു, അതിനാൽ കുറയ്ക്കുക. അമോണിയം അയോൺ, NH₄⁺, ന് 5 + 4(1) − 1 = 8 സംയോജകത ഇലക്ട്രോണുകളുണ്ട്, കാർബണേറ്റ് അയോൺ, CO₃²⁻, ന് 4 + 3(6) + 2 = 24.

എന്തെങ്കിലും വരയ്ക്കുംമുമ്പ് ഈ ആകെ എണ്ണം എഴുതിവയ്ക്കുക; പൂർത്തിയായ ഘടനയെ പരിശോധിക്കാൻ നിങ്ങൾ ഉപയോഗിക്കുന്ന സംഖ്യ അതാണ്.

ചട്ടക്കൂട് നിർമിക്കലും ഇലക്ട്രോൺ ജോടികൾ വയ്ക്കലും

ഏത് ആറ്റം ഏതുമായി ബന്ധിക്കുന്നു എന്ന മാതൃകയാണ് ചട്ടക്കൂട്. ഹൈഡ്രജനും ഫ്ലൂറിനും മിക്കവാറും എപ്പോഴും ഒരു ബന്ധനം മാത്രമേ ഉണ്ടാക്കൂ, അതിനാൽ അവ അന്ത്യ ആറ്റങ്ങളാണ്. കേന്ദ്ര ആറ്റം സാധാരണയായി ഹൈഡ്രജൻ ഒഴികെ ഏറ്റവും കുറഞ്ഞ വിദ്യുത്-ഋണതയുള്ള ആറ്റമാണ്, പലപ്പോഴും സൂത്രവാക്യത്തിൽ ഒരിക്കൽ മാത്രം വരുന്ന ആറ്റം. ഓക്സി അമ്ലങ്ങളിൽ ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റങ്ങൾ സാധാരണയായി ഓക്സിജനുമായാണ് ബന്ധിക്കുന്നത്, കേന്ദ്ര ആറ്റവുമായല്ല.

ചട്ടക്കൂട് നിശ്ചയിച്ചുകഴിഞ്ഞാൽ, ഓരോ ആറ്റവും സ്ഥിരതയുള്ള എണ്ണത്തിൽ എത്തുന്ന വിധത്തിൽ ശേഷിക്കുന്ന ഘട്ടങ്ങൾ ഇലക്ട്രോണുകൾ വിതരണം ചെയ്യുന്നു. പീരിയഡ് 2 ആറ്റങ്ങൾക്ക് (C, N, O, F) നാല് സംയോജകത ഓർബിറ്റലുകൾ മാത്രമുള്ളതിനാൽ ചുറ്റും പരമാവധി എട്ട് ഇലക്ട്രോണുകൾ മാത്രമേ ഉൾക്കൊള്ളാനാകൂ; അതുകൊണ്ടാണ് ഒക്ടെറ്റ് നിയമം അവയ്ക്ക് കർശനമായ പരിധിയാകുന്നത്.

• ഓരോ അന്ത്യ ആറ്റത്തെയും കേന്ദ്ര ആറ്റവുമായി ഒറ്റ ബന്ധനം കൊണ്ട് (ഓരോന്നിനും 2 ഇലക്ട്രോണുകൾ) ബന്ധിപ്പിക്കുക.
• അന്ത്യ ആറ്റങ്ങളുടെ ഒക്ടെറ്റുകൾ ഏകാകി ജോടികൾ കൊണ്ട് പൂർത്തിയാക്കുക (ഹൈഡ്രജന് 2 മാത്രം മതി).
• ശേഷിക്കുന്ന ഇലക്ട്രോണുകൾ കേന്ദ്ര ആറ്റത്തിൽ ഏകാകി ജോടികളായി വയ്ക്കുക.
• കേന്ദ്ര ആറ്റത്തിന് ഇപ്പോഴും 8-ൽ കുറവ് ഇലക്ട്രോണുകളാണെങ്കിൽ, ഇരട്ട അല്ലെങ്കിൽ ത്രിബന്ധനം ഉണ്ടാക്കാൻ അയൽ ആറ്റത്തിലെ ഒരു ഏകാകി ജോടിയെ പങ്കിട്ട ജോടിയാക്കി മാറ്റുക.
• പരിശോധിക്കുക: വരച്ച ഇലക്ട്രോണുകൾ എണ്ണിയ ആകെയ്ക്ക് തുല്യമാണ്, ഓരോ പീരിയഡ് 2 ആറ്റത്തിനും 8-ൽ കൂടുതലില്ല.

സ്ഥാനാർഥി ഘടനകൾക്കിടയിലെ പരീക്ഷണമായി ഫോർമൽ ചാർജ്

ഓരോ ബന്ധന ജോടിയും തുല്യമായി വിഭജിച്ചാൽ, ചിത്രത്തിൽ ഒരു ആറ്റത്തിന് ന്യൂട്രൽ സ്വതന്ത്ര ആറ്റവുമായി താരതമ്യം ചെയ്യുമ്പോൾ എത്ര ഇലക്ട്രോണുകൾ സ്വന്തമായുണ്ട് എന്ന് ഫോർമൽ ചാർജ് ചോദിക്കുന്നു. സൂത്രവാക്യം FC = V − N − B/2 ആണ്, ഇവിടെ V ആറ്റത്തിന്റെ സംയോജകത ഇലക്ട്രോൺ എണ്ണവും N അതിലെ ബന്ധനമില്ലാത്ത (ഏകാകി ജോടി) ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണവും B അതിന്റെ ബന്ധനങ്ങളിലെ ഇലക്ട്രോണുകളുടെ എണ്ണവുമാണ്. ഒരു ഘടനയിലെ ഫോർമൽ ചാർജുകൾ എല്ലായ്പ്പോഴും സ്പീഷീസിന്റെ ആകെ ചാർജിന് തുല്യമാകും, ഇത് ഉള്ളിൽ തന്നെയുള്ള ഒരു ഗണിത പരിശോധന നൽകുന്നു.

ഇലക്ട്രോൺ എണ്ണത്തെ പാലിക്കുന്ന പല ഘടനകളുണ്ടെങ്കിൽ, ഫോർമൽ ചാർജുകൾ പൂജ്യത്തോട് പരമാവധി അടുത്തുള്ളതിനെ തിരഞ്ഞെടുക്കുക. ഏതെങ്കിലും ഫോർമൽ ചാർജ് ശേഷിക്കേണ്ടതുണ്ടെങ്കിൽ, മെച്ചപ്പെട്ട ഘടന നെഗറ്റീവ് ഫോർമൽ ചാർജ് കൂടുതൽ വിദ്യുത്-ഋണതയുള്ള ആറ്റത്തിൽ വയ്ക്കുകയും ബന്ധിച്ച അയൽക്കാരിൽ ഒരേ ചിഹ്നമുള്ള ചാർജുകൾ വയ്ക്കുന്നത് ഒഴിവാക്കുകയും ചെയ്യുന്നു.

ഫോർമൽ ചാർജ് കണക്കെഴുത്താണ്, അളന്ന ചാർജല്ല. ഇത് വിദ്യുത്-ഋണതയെ അവഗണിക്കുന്നതിനാൽ, പൂജ്യം ഫോർമൽ ചാർജുള്ള ആറ്റത്തിനും യഥാർഥ തന്മാത്രയിൽ ഗണ്യമായ ആംശിക ചാർജ് ഉണ്ടാകാം.

ഉദാഹരണം: ഫോസ്ജീനും സയനേറ്റ് അയോണും

ഫോസ്ജീൻ, COCl₂. എണ്ണൽ: C 4 ഉം O 6 ഉം ഓരോ Cl-ഉം 7 ഉം നൽകുന്നു, അതിനാൽ ആകെ 4 + 6 + 2(7) = 24 ഇലക്ട്രോണുകൾ. കാർബൺ കേന്ദ്ര ആറ്റമാണ്. C-ൽ നിന്ന് O-ലേക്കും ഓരോ Cl-ലേക്കുമുള്ള മൂന്ന് ഒറ്റ ബന്ധനങ്ങൾ 6 ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉപയോഗിക്കുന്നു. O-യുടെയും രണ്ട് Cl ആറ്റങ്ങളുടെയും ഒക്ടെറ്റുകൾ പൂർത്തിയാക്കാൻ 3 × 6 = 18 കൂടി വേണം, ആകെ 24, അതിനാൽ കാർബണിന് ഇലക്ട്രോണുകൾ ശേഷിക്കുന്നില്ല. കാർബണിന് ചുറ്റും 6 ഇലക്ട്രോണുകൾ മാത്രമേ ഉള്ളൂ, അതിനാൽ ഒരു ഏകാകി ജോടിയെ രണ്ടാമത്തെ ബന്ധനമാക്കി മാറ്റുക. ഒരു O ഏകാകി ജോടിയെ നീക്കുന്നത് C=O നൽകുന്നു; ഒരു Cl ഏകാകി ജോടിയെ നീക്കുന്നത് C=Cl നൽകുന്നു.

ഫോർമൽ ചാർജ് ഇവയ്ക്കിടയിൽ തീരുമാനിക്കുന്നു. C=O ഉള്ളപ്പോൾ ഓക്സിജന് 4 ബന്ധനമില്ലാത്ത ഇലക്ട്രോണുകളും 4 ബന്ധന ഇലക്ട്രോണുകളുമുണ്ട്: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. ഓരോ Cl-ലും 6 ബന്ധനമില്ലാത്തതും 2 ബന്ധന ഇലക്ട്രോണുകളുമുണ്ട്: FC = 7 − 6 − 1 = 0. കാർബണിന് 8 ബന്ധന ഇലക്ട്രോണുകളുണ്ട്: FC = 4 − 0 − 4 = 0. പകരം C=Cl ആണെങ്കിൽ, ആ Cl 7 − 4 − 2 = +1 ഉം ഒറ്റ ബന്ധനമുള്ള O 6 − 6 − 1 = −1 ഉം ആകുന്നു. C=O ഇരട്ട ബന്ധനമുള്ള, എല്ലാം പൂജ്യമായ ഘടനയാണ് മുൻഗണന.

സയനേറ്റ് അയോൺ, OCN⁻. എണ്ണൽ: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 ഇലക്ട്രോണുകൾ, കാർബൺ കേന്ദ്രത്തിൽ. കാർബണിന് ഒക്ടെറ്റ് നൽകുന്ന മൂന്ന് ക്രമീകരണങ്ങൾ: O=C=N, O≡C–N, O–C≡N; ഓരോന്നിലും O-യിലും N-ലും ഒക്ടെറ്റുകൾ പൂർത്തിയാക്കുന്ന ഏകാകി ജോടികളുണ്ട്. O=C=N-ന്: O = 6 − 4 − 2 = 0, N = 5 − 4 − 2 = −1. O≡C–N-ന്: O = 6 − 2 − 3 = +1, N = 5 − 6 − 1 = −2. O–C≡N-ന്: O = 6 − 6 − 1 = −1, N = 5 − 2 − 3 = 0. മൂന്നിലും കാർബൺ 0 ആണ്, ഓരോ സെറ്റിന്റെയും തുക −1 ആണ്, അങ്ങനെയാകണം.

O≡C–N രൂപത്തിന് ഏറ്റവും വലിയ ചാർജുകളുണ്ട്, ഏറ്റവും വിദ്യുത്-ഋണതയുള്ള ആറ്റമായ ഓക്സിജനിൽ പോസിറ്റീവ് ചാർജ് വയ്ക്കുന്നു, അതിനാൽ അത് ഏറ്റവും കുറച്ച് സംഭാവന ചെയ്യുന്നു. O–C≡N രൂപം നെഗറ്റീവ് ചാർജ് ഓക്സിജനിൽ വയ്ക്കുന്നു, ഏറ്റവും പ്രധാന സംഭാവകനാണ്, O=C=N അടുത്തുതന്നെയുണ്ട്. അടുത്ത വിഭാഗം വിശദീകരിക്കുന്നതുപോലെ യഥാർഥ അയോൺ ഈ ഘടനകളുടെ മിശ്രണമാണ്.

ഒരു ചിത്രത്തിന് ബന്ധനങ്ങളെ വിവരിക്കാനാകാത്തപ്പോൾ അനുരണനം

ചില സ്പീഷീസുകൾക്ക് ഇലക്ട്രോണുകൾ വയ്ക്കുന്ന സ്ഥാനത്തിൽ മാത്രം വ്യത്യാസമുള്ള, ഓരോ ആറ്റവും ഒരേ സ്ഥാനത്തുള്ള, രണ്ടോ അതിലധികമോ സാധുവായ ലൂയിസ് ഘടനകളുണ്ട്. ഇവ അനുരണന ഘടനകളാണ്, അവയ്ക്കിടയിൽ ഇരട്ട-തലയുള്ള അമ്പടയാളം (↔) ഉപയോഗിച്ച് എഴുതുന്നു. യഥാർഥ തന്മാത്ര ഒരൊറ്റ ഘടനയാണ്, അനുരണന സങ്കരം, അതിന്റെ ബന്ധനങ്ങൾ സംഭാവകരുടെ ശരാശരിയാണ്. അത് അവയ്ക്കിടയിൽ മാറിമാറി പോകുന്നില്ല.

ഫോർമേറ്റ് അയോൺ, HCOO⁻, വ്യക്തമായ ഒരു ഉദാഹരണമാണ്. എണ്ണൽ: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 ഇലക്ട്രോണുകൾ. H-ഉം രണ്ട് O ആറ്റങ്ങളും C-യുമായി ബന്ധിക്കുകയും ഓക്സിജൻ ഒക്ടെറ്റുകൾ പൂർത്തിയാക്കുകയും ചെയ്യുമ്പോൾ 18 ഇലക്ട്രോണുകൾ ഉപയോഗിക്കപ്പെടുന്നു, കാർബണിന് 6 മാത്രമേ ഉള്ളൂ; അതിനാൽ ഒരു ഓക്സിജൻ ഏകാകി ജോടി C=O ബന്ധനമായി മാറുന്നു. ഇരട്ട ബന്ധനമുള്ള O-യ്ക്ക് FC = 6 − 4 − 2 = 0 ഉം ഒറ്റ ബന്ധനമുള്ള O-യ്ക്ക് FC = 6 − 6 − 1 = −1 ഉം ആണ്. ഏത് ഓക്സിജനും ഇരട്ട ബന്ധനം വഹിക്കാം, അതിനാൽ രണ്ട് തുല്യ ഘടനകളുണ്ട്.

രണ്ട് സംഭാവകരും തുല്യമായതിനാൽ, സങ്കരത്തിന് ഒരേപോലുള്ള രണ്ട് കാർബൺ–ഓക്സിജൻ ബന്ധനങ്ങളുണ്ട്, ഓരോന്നും ഒറ്റ ബന്ധനത്തിനും ഇരട്ട ബന്ധനത്തിനും ഇടയിലാണ്, ഓരോ ഓക്സിജനും ശരാശരി നെഗറ്റീവ് ചാർജിന്റെ പകുതി വഹിക്കുന്നു. കാർബോക്സിലേറ്റ് അയോണുകളിൽ അളന്ന ബന്ധന ദൈർഘ്യങ്ങൾ ഈ ചിത്രവുമായി യോജിക്കുന്നു. സയനേറ്റിലെപ്പോലെ സംഭാവകർ തുല്യമല്ലാത്തപ്പോൾ, സങ്കരം ഏറ്റവുമധികം സാദൃശ്യം പുലർത്തുന്നത് കുറഞ്ഞ ഫോർമൽ ചാർജുള്ള ഘടനകളോടാണ്.

ഒക്ടെറ്റ് നിയമം വളയുമ്പോൾ: ഒറ്റ, അപൂർണ, വികസിത എണ്ണങ്ങൾ

മൂന്ന് തരം സ്പീഷീസുകൾ ഒക്ടെറ്റ് മാതൃകയ്ക്ക് യോജിക്കുന്നില്ല. 5 + 6 = 11 സംയോജകത ഇലക്ട്രോണുകളുള്ള നൈട്രജൻ മോണോക്സൈഡ്, NO, പോലുള്ള ഒറ്റ-ഇലക്ട്രോൺ തന്മാത്രകൾക്ക് എല്ലാ ആറ്റങ്ങൾക്കും ഒക്ടെറ്റ് നൽകാനാവില്ല; ഒരു ആറ്റം ജോടിയാകാത്ത ഇലക്ട്രോൺ വഹിക്കണം. ഇത്തരം സ്പീഷീസുകളെ റാഡിക്കലുകൾ എന്ന് വിളിക്കുന്നു, അവ സാധാരണയായി അഭിക്രിയാശീലമുള്ളവയാണ്.

ചില തന്മാത്രകൾക്ക് കേന്ദ്ര ആറ്റത്തിൽ അപൂർണ ഒക്ടെറ്റുണ്ട്. ബോറോൺ ട്രൈഫ്ലൂറൈഡിൽ, BF₃ (24 ഇലക്ട്രോണുകൾ), മൂന്ന് B–F ഒറ്റ ബന്ധനങ്ങളുള്ള ഘടന ബോറോണിന് 6 ഇലക്ട്രോണുകൾ നൽകുന്നു, പക്ഷേ എല്ലാ ആറ്റങ്ങൾക്കും പൂജ്യം ഫോർമൽ ചാർജ് നൽകുന്നു. B=F ഇരട്ട ബന്ധനം ഉണ്ടാക്കുന്നത് ഫ്ലൂറിന് +1 ഉം ബോറോണിന് −1 ഉം ഫോർമൽ ചാർജ് നൽകിയാൽ മാത്രമേ ബോറോണിന്റെ ഒക്ടെറ്റ് പൂർത്തിയാക്കൂ; അതിനാൽ ഒറ്റ ബന്ധനമുള്ള ഘടനയാണ് സാധാരണ വിവരണം.

പീരിയഡ് 3-ലും അതിന് താഴെയുമുള്ള ആറ്റങ്ങളെ ചുറ്റും എട്ടിലധികം ഇലക്ട്രോണുകളോടെ വരയ്ക്കാം. PCl₅-ൽ (40 ഇലക്ട്രോണുകൾ) അഞ്ച് ബന്ധനങ്ങൾ ഫോസ്ഫറസിന് 10 ഇലക്ട്രോണുകൾ നൽകുന്നു. ട്രൈഅയഡൈഡ് അയോണിൽ, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 ഇലക്ട്രോണുകൾ), കേന്ദ്ര അയഡിൻ രണ്ട് ബന്ധനങ്ങളും മൂന്ന് ഏകാകി ജോടികളും വഹിക്കുന്നു, അതിന്റെ ഫോർമൽ ചാർജ് 7 − 6 − 2 = −1 ആണ്. എല്ലാ അന്ത്യ ആറ്റങ്ങൾക്കും ഒക്ടെറ്റ് ലഭിച്ച ശേഷം മാത്രം ബാക്കി ഇലക്ട്രോണുകൾ കേന്ദ്ര ആറ്റത്തിൽ വയ്ക്കുക.

സാധാരണ ലൂയിസ് ഘടനാ പിശകുകളും അവ എങ്ങനെ കണ്ടെത്താം

മിക്ക തെറ്റുകളും എണ്ണൽ തെറ്റുകളാണ്, അതിനാൽ ഏറ്റവും വിശ്വസനീയമായ ശീലം ഓരോ ഘടനയും രണ്ട് പരിശോധനകളോടെ അവസാനിപ്പിക്കുക എന്നതാണ്: ചിത്രത്തിലെ എല്ലാ ഇലക്ട്രോണുകളും (ഓരോ ബന്ധനത്തിനും 2, ഓരോ ഏകാകി ജോടിക്കും 2) നിങ്ങൾ എഴുതിയ ആകെയുമായി എണ്ണി നോക്കുക, ഫോർമൽ ചാർജുകൾ കൂട്ടി ആകെ ചാർജിന് തുല്യമാണോ എന്ന് ഉറപ്പാക്കുക.

നിങ്ങളുടെ ആകെ സഹപാഠിയുടേതിൽ നിന്നോ ഉത്തരസൂചികയിൽ നിന്നോ അയോണിന്റെ ചാർജിന്റെ ഇരട്ടി വ്യത്യാസപ്പെട്ടാൽ, ചാർജ് തെറ്റായ ചിഹ്നത്തിൽ പ്രയോഗിച്ചിരിക്കാനാണ് സാധ്യത. ചിത്രത്തിൽ നിങ്ങളുടെ ആകെയിൽ നിന്ന് വ്യത്യസ്തമായ ഇലക്ട്രോൺ എണ്ണമുണ്ടെങ്കിൽ, രണ്ടിന് പകരം ഒന്നായി എണ്ണിയ ബന്ധനങ്ങളോ ഒരിക്കലും സ്ഥാപിക്കാത്ത ശേഷിച്ച ഇലക്ട്രോണുകളോ തിരയുക. താഴെയുള്ള പ്രത്യേക പിശകുകളാണ് തെറ്റായ മിക്ക ഘടനകൾക്കും കാരണം.

• കാറ്റയോണിന് ഇലക്ട്രോണുകൾ ചേർക്കുകയോ ആനയോണിന് കുറയ്ക്കുകയോ ചെയ്യൽ. നെഗറ്റീവ് ചാർജ് എന്നാൽ കൂടുതൽ ഇലക്ട്രോണുകൾ.
• ഒരു ബന്ധനത്തെ ഒരു ഇലക്ട്രോണായി എണ്ണൽ. ഓരോ വരയും ഒരു പങ്കിട്ട ജോടിയെ പ്രതിനിധീകരിക്കുന്നു, അതിനാൽ അത് 2 ഇലക്ട്രോണുകളാണ്.
• ഹൈഡ്രജന് രണ്ട് ബന്ധനങ്ങൾ നൽകുകയോ അതിനെ കേന്ദ്ര ആറ്റമാക്കുകയോ ചെയ്യൽ. ഹൈഡ്രജൻ 2 ഇലക്ട്രോണുകൾ മാത്രമേ ഉൾക്കൊള്ളൂ.
• C, N, O, F എന്നിവയിൽ 8-ൽ കൂടുതൽ ഇലക്ട്രോണുകൾ വയ്ക്കൽ. വികസിത എണ്ണങ്ങൾ പീരിയഡ് 3-നും അതിന് താഴെയുള്ളവയ്ക്കും മാത്രമേ സാധ്യമാകൂ.
• ഫോർമൽ ചാർജിനെ ആറ്റത്തിലെ യഥാർഥ ചാർജായി കണക്കാക്കുകയോ, എല്ലാ ബന്ധന ഇലക്ട്രോണുകളും കൂടുതൽ വിദ്യുത്-ഋണതയുള്ള ആറ്റത്തിന് നൽകുന്ന ഓക്സീകരണ സംഖ്യയുമായി കൂട്ടിക്കലർത്തുകയോ ചെയ്യൽ.
• ആറ്റങ്ങളെ നീക്കി അനുരണന ഘടനകൾ വരയ്ക്കൽ. ഒരു ആറ്റത്തെ നീക്കുന്നത് മറ്റൊരു സംയുക്തം സൃഷ്ടിക്കുന്നു, അനുരണന സംഭാവകനെയല്ല.