लुईस संरचना आणि औपचारिक प्रभार: तुम्ही तपासू शकाल अशी पद्धत

रेणू आणि बहुअणुक आयनांसाठी संयुजा इलेक्ट्रॉन मोजणे

प्रत्येक लुईस संरचना एका संख्येपासून सुरू होते: ठेवण्यासाठी उपलब्ध असलेल्या संयुजा इलेक्ट्रॉनांची एकूण संख्या. मुख्य-गटाच्या मूलद्रव्यांसाठी संयुजा इलेक्ट्रॉन संख्या 1–18 क्रमांकनातील गट क्रमांकाच्या शेवटच्या अंकाइतकी असते, म्हणून कार्बन 4, नायट्रोजन 5, ऑक्सिजन 6 आणि प्रत्येक हॅलोजन 7 देतो. हायड्रोजन 1 देतो, आणि 2 असलेला हीलियम गट क्रमांक नियमाला एकमेव अपवाद आहे.

आयनाचा प्रभार एकूण संख्या बदलतो. ऋण प्रभार म्हणजे अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन, म्हणून प्रत्येक ऋण प्रभार एककासाठी एक इलेक्ट्रॉन जोडा. धन प्रभार म्हणजे इलेक्ट्रॉन कमी, म्हणून वजा करा. अमोनियम आयन, NH₄⁺, चे 5 + 4(1) − 1 = 8 संयुजा इलेक्ट्रॉन आहेत, तर कार्बोनेट आयन, CO₃²⁻, चे 4 + 3(6) + 2 = 24 आहेत.

काहीही काढण्यापूर्वी ही एकूण संख्या लिहून ठेवा; पूर्ण झालेली संरचना तुम्ही याच संख्येशी तपासता.

सांगाडा उभारणे आणि इलेक्ट्रॉन जोड्या ठेवणे

सांगाडा म्हणजे कोणता अणू कशाशी जोडलेला आहे याचा आकृतीबंध. हायड्रोजन आणि फ्लोरीन जवळजवळ नेहमी फक्त एकच बंध बनवतात, म्हणून ते टोकाचे अणू असतात. मध्यवर्ती अणू सहसा हायड्रोजन वगळता सर्वात कमी विद्युतऋण अणू असतो, जो अनेकदा सूत्रात एकदाच येणारा अणू असतो. ऑक्सिआम्लांमध्ये हायड्रोजन अणू सामान्यतः मध्यवर्ती अणूशी नव्हे तर ऑक्सिजनशी जोडलेले असतात.

सांगाडा ठरला की उरलेले टप्पे प्रत्येक अणू स्थिर संख्येपर्यंत पोहोचेल असे इलेक्ट्रॉन वितरित करतात. आवर्त 2 चे अणू (C, N, O, F) त्यांच्याभोवती जास्तीत जास्त आठ इलेक्ट्रॉन धरू शकतात कारण त्यांचे फक्त चार संयुजा कक्षक असतात, म्हणूनच अष्टक नियम त्यांच्यासाठी कठोर मर्यादा आहे.

• प्रत्येक टोकाचा अणू मध्यवर्ती अणूशी एकेरी बंधाने जोडा (प्रत्येकी 2 इलेक्ट्रॉन).
• टोकाच्या अणूंची अष्टके एकाकी जोड्यांनी पूर्ण करा (हायड्रोजनला फक्त 2 लागतात).
• उरलेले कोणतेही इलेक्ट्रॉन मध्यवर्ती अणूवर एकाकी जोड्या म्हणून ठेवा.
• मध्यवर्ती अणूकडे अजूनही 8 पेक्षा कमी इलेक्ट्रॉन असतील तर शेजारच्या अणूवरील एकाकी जोडीला सामायिक जोडीत बदलून दुहेरी किंवा तिहेरी बंध बनवा.
• तपासणी: काढलेले इलेक्ट्रॉन मोजलेल्या एकूण संख्येइतके आहेत, आणि प्रत्येक आवर्त 2 अणूभोवती 8 पेक्षा जास्त नाहीत.

उमेदवार संरचनांमधील चाचणी म्हणून औपचारिक प्रभार

औपचारिक प्रभार विचारतो की प्रत्येक बंधन जोडी समान वाटली असती तर रेखाटनात अणू उदासीन मुक्त अणूच्या तुलनेत किती इलेक्ट्रॉन स्वतःकडे ठेवतो. सूत्र FC = V − N − B/2 आहे, जेथे V अणूची संयुजा इलेक्ट्रॉन संख्या, N त्यावरील अबंधक (एकाकी जोडी) इलेक्ट्रॉनांची संख्या आणि B त्याच्या बंधांमधील इलेक्ट्रॉनांची संख्या आहे. संरचनेतील औपचारिक प्रभारांची बेरीज नेहमी स्पीशीजच्या एकूण प्रभाराइतकी होते, जी तुम्हाला अंगभूत गणिती तपासणी देते.

अनेक संरचना इलेक्ट्रॉन संख्येचे पालन करत असतील तेव्हा औपचारिक प्रभार शक्य तितके शून्याजवळ असलेली संरचना पसंत करा. काही औपचारिक प्रभार राहणे अपरिहार्य असेल तर चांगली संरचना ऋण औपचारिक प्रभार अधिक विद्युतऋण अणूवर ठेवते आणि जोडलेल्या शेजाऱ्यांवर समान चिन्हाचे प्रभार ठेवणे टाळते.

औपचारिक प्रभार हिशोब आहे, मोजलेला प्रभार नव्हे. तो विद्युतऋणतेकडे दुर्लक्ष करतो, म्हणून शून्य औपचारिक प्रभार असलेल्या अणूवरही प्रत्यक्ष रेणूत लक्षणीय आंशिक प्रभार असू शकतो.

सोडवलेले उदाहरण: फॉस्जीन आणि सायनेट आयन

फॉस्जीन, COCl₂. मोजणी: C 4, O 6 आणि प्रत्येक Cl 7 देतो, म्हणून एकूण 4 + 6 + 2(7) = 24 इलेक्ट्रॉन. कार्बन मध्यवर्ती अणू आहे. C पासून O आणि प्रत्येक Cl पर्यंतचे तीन एकेरी बंध 6 इलेक्ट्रॉन वापरतात. O आणि दोन्ही Cl अणूंची अष्टके पूर्ण करण्यासाठी आणखी 3 × 6 = 18 लागतात, एकूण 24, म्हणून कार्बनसाठी इलेक्ट्रॉन उरत नाहीत. कार्बनभोवती फक्त 6 इलेक्ट्रॉन आहेत, म्हणून एका एकाकी जोडीला दुसऱ्या बंधात बदला. O ची एकाकी जोडी हलवल्यास C=O मिळते; Cl ची एकाकी जोडी हलवल्यास C=Cl.

औपचारिक प्रभार दोघांमधून निवड करतो. C=O असताना ऑक्सिजनचे 4 अबंधक आणि 4 बंधक इलेक्ट्रॉन आहेत: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. प्रत्येक Cl चे 6 अबंधक आणि 2 बंधक इलेक्ट्रॉन आहेत: FC = 7 − 6 − 1 = 0. कार्बनचे 8 बंधक इलेक्ट्रॉन आहेत: FC = 4 − 0 − 4 = 0. त्याऐवजी C=Cl असल्यास तो Cl 7 − 4 − 2 = +1 होतो आणि एकेरी बंधातील O 6 − 6 − 1 = −1 होतो. C=O दुहेरी बंध असलेली सर्व-शून्य संरचना पसंत केली जाते.

सायनेट आयन, OCN⁻. मोजणी: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 इलेक्ट्रॉन, कार्बन मध्यवर्ती. तीन मांडण्या कार्बनला अष्टक देतात: O=C=N, O≡C–N आणि O–C≡N, प्रत्येकात O आणि N वरील अष्टके एकाकी जोड्यांनी पूर्ण होतात. O=C=N साठी O = 6 − 4 − 2 = 0 आणि N = 5 − 4 − 2 = −1. O≡C–N साठी O = 6 − 2 − 3 = +1 आणि N = 5 − 6 − 1 = −2. O–C≡N साठी O = 6 − 6 − 1 = −1 आणि N = 5 − 2 − 3 = 0. तिन्हींमध्ये कार्बन 0 आहे, आणि प्रत्येक संचाची बेरीज −1 येते, जशी यायला हवी.

O≡C–N रूपात सर्वात मोठे प्रभार आहेत आणि सर्वात विद्युतऋण अणू ऑक्सिजनवर धन प्रभार येतो, म्हणून त्याचे योगदान सर्वात कमी आहे. O–C≡N रूप ऋण प्रभार ऑक्सिजनवर ठेवते आणि सर्वात महत्त्वाचे योगदानकर्ते आहे, O=C=N त्याच्या जवळ आहे. प्रत्यक्ष आयन या संरचनांचे मिश्रण आहे, जसे पुढील विभाग स्पष्ट करतो.

एक रेखाटन बंधांचे वर्णन करू शकत नाही तेव्हा अनुस्पंदन

काही स्पीशीजच्या दोन किंवा अधिक वैध लुईस संरचना असतात ज्या फक्त इलेक्ट्रॉन कुठे ठेवले आहेत त्यात भिन्न असतात, तर प्रत्येक अणू त्याच जागी असतो. यांना अनुस्पंदन संरचना म्हणतात, आणि त्यांच्यामध्ये दुहेरी टोकाचा बाण (↔) लिहिला जातो. प्रत्यक्ष रेणू एकच संरचना आहे, अनुस्पंदन संकर, ज्याचे बंध योगदानकर्त्यांची सरासरी असतात. तो त्यांच्यात मागेपुढे होत नाही.

फॉर्मेट आयन, HCOO⁻, हे स्वच्छ उदाहरण आहे. मोजणी: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 इलेक्ट्रॉन. H आणि दोन्ही O अणू C शी जोडलेले आणि ऑक्सिजन अष्टके पूर्ण केल्यावर 18 इलेक्ट्रॉन वापरले जातात आणि कार्बनकडे फक्त 6 असतात, म्हणून एका ऑक्सिजनची एकाकी जोडी C=O बंध बनते. दुहेरी बंधातील O चा FC = 6 − 4 − 2 = 0 आणि एकेरी बंधातील O चा FC = 6 − 6 − 1 = −1 आहे. दुहेरी बंध कोणताही ऑक्सिजन धरू शकतो, म्हणून दोन समतुल्य संरचना आहेत.

दोन योगदानकर्ते समतुल्य असल्याने संकरात दोन एकसारखे कार्बन–ऑक्सिजन बंध असतात, प्रत्येक एकेरी आणि दुहेरी बंधाच्या मधला, आणि प्रत्येक ऑक्सिजन सरासरीने ऋण प्रभाराचा अर्धा भाग धरतो. कार्बोक्झिलेट आयनांमधील मोजलेल्या बंध लांबी या चित्राशी जुळतात. योगदानकर्ते समतुल्य नसतात, जसे सायनेटमध्ये, तेव्हा संकर सर्वात कमी औपचारिक प्रभार असलेल्या संरचनांशी सर्वाधिक साम्य दाखवतो.

अष्टक नियम जेव्हा वाकतो: विषम, अपूर्ण आणि विस्तारित संख्या

तीन प्रकारच्या स्पीशीज अष्टक नमुन्यात बसत नाहीत. नायट्रोजन मोनोक्साइड, NO, सारख्या विषम-इलेक्ट्रॉन रेणूंमध्ये, ज्याचे 5 + 6 = 11 संयुजा इलेक्ट्रॉन आहेत, प्रत्येक अणूला अष्टक देता येत नाही; एका अणूकडे अयुग्मित इलेक्ट्रॉन असला पाहिजे. अशा प्रकारच्या स्पीशीजना मुक्त मूलक म्हणतात आणि त्या सहसा अभिक्रियाशील असतात.

काही रेणूंमध्ये मध्यवर्ती अणूवर अपूर्ण अष्टक असते. बोरॉन ट्रायफ्लोराइड, BF₃ (24 इलेक्ट्रॉन), मध्ये तीन B–F एकेरी बंध असलेली संरचना बोरॉनला 6 इलेक्ट्रॉन देते पण प्रत्येक अणूचा औपचारिक प्रभार शून्य ठेवते. B=F दुहेरी बंध केल्यास बोरॉनचे अष्टक फक्त फ्लोरीनला +1 आणि बोरॉनला −1 औपचारिक प्रभार देऊनच पूर्ण होईल, म्हणून एकेरी बंधाची संरचना सामान्य वर्णन आहे.

आवर्त 3 आणि त्याखालील अणूंभोवती आठ पेक्षा जास्त इलेक्ट्रॉन काढता येतात. PCl₅ (40 इलेक्ट्रॉन) मध्ये पाच बंध फॉस्फरसला 10 इलेक्ट्रॉन देतात. ट्रायआयोडाइड आयन, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 इलेक्ट्रॉन), मध्ये मध्यवर्ती आयोडीन दोन बंध आणि तीन एकाकी जोड्या धरतो, आणि त्याचा औपचारिक प्रभार 7 − 6 − 2 = −1 आहे. प्रत्येक टोकाच्या अणूला अष्टक मिळाल्यानंतरच उरलेले इलेक्ट्रॉन मध्यवर्ती अणूवर ठेवा.

लुईस संरचनेच्या सामान्य चुका आणि त्या कशा पकडाव्यात

बहुतेक चुका मोजणीच्या चुका असतात, म्हणून सर्वात विश्वासार्ह सवय म्हणजे प्रत्येक संरचना दोन तपासण्यांनी संपवणे: रेखाटनातील प्रत्येक इलेक्ट्रॉन मोजा (प्रति बंध 2, प्रति एकाकी जोडी 2) आणि तुमच्या लिहिलेल्या एकूण संख्येशी पडताळा, आणि औपचारिक प्रभार जोडून ते एकूण प्रभाराइतके असल्याची खात्री करा.

तुमची एकूण संख्या सहाध्यायी किंवा उत्तरसूचीपेक्षा आयनाच्या प्रभाराच्या दुप्पट इतकी वेगळी असेल, तर प्रभार कदाचित चुकीच्या चिन्हासह लावला गेला. रेखाटनात तुमच्या एकूण संख्येपेक्षा वेगळे इलेक्ट्रॉन असतील तर दोन ऐवजी एक इलेक्ट्रॉन म्हणून मोजलेले बंध किंवा कधीच ठेवले न गेलेले उरलेले इलेक्ट्रॉन शोधा. खालील विशिष्ट चुका बहुतेक चुकीच्या संरचनांचे कारण आहेत.

• धनायनासाठी इलेक्ट्रॉन जोडणे किंवा ऋणायनासाठी वजा करणे. ऋण प्रभार म्हणजे अधिक इलेक्ट्रॉन.
• बंधाला एक इलेक्ट्रॉन म्हणून मोजणे. प्रत्येक रेषा सामायिक जोडी दर्शवते, म्हणून ती 2 इलेक्ट्रॉन आहे.
• हायड्रोजनला दोन बंध देणे किंवा त्याला मध्यवर्ती अणू बनवणे. हायड्रोजन फक्त 2 इलेक्ट्रॉन धरतो.
• C, N, O किंवा F वर 8 पेक्षा जास्त इलेक्ट्रॉन ठेवणे. विस्तारित संख्या फक्त आवर्त 3 आणि त्याखालील अणूंसाठी शक्य आहेत.
• औपचारिक प्रभाराला अणूवरील खरा प्रभार मानणे, किंवा त्याची ऑक्सिडीकरण अंकाशी गल्लत करणे, जो सर्व बंधक इलेक्ट्रॉन अधिक विद्युतऋण अणूला देतो.
• अणू हलवून अनुस्पंदन संरचना काढणे. अणू हलवल्याने अनुस्पंदन योगदानकर्ता नव्हे तर वेगळे संयुग बनते.