लुइस संरचना र औपचारिक आवेश: तपाईंले जाँच्न सक्ने विधि

अणु र बहुपरमाणुक आयनका संयोजी इलेक्ट्रोन गन्ने

प्रत्येक लुइस संरचना एउटा सङ्ख्याबाट सुरु हुन्छ: राख्न उपलब्ध संयोजी इलेक्ट्रोनको कुल सङ्ख्या। मुख्य समूहका तत्वका लागि 1–18 अङ्कनमा संयोजी इलेक्ट्रोनको सङ्ख्या समूह सङ्ख्याको अन्तिम अंक बराबर हुन्छ, त्यसैले कार्बनले 4, नाइट्रोजनले 5, अक्सिजनले 6, र प्रत्येक हेलोजनले 7 दिन्छ। हाइड्रोजनले 1 दिन्छ, र 2 भएको हिलियम समूह सङ्ख्याको नियमको एक मात्र अपवाद हो।

आयनको आवेशले कुल सङ्ख्या बदल्छ। ऋणात्मक आवेशको अर्थ अतिरिक्त इलेक्ट्रोन हो, त्यसैले ऋणात्मक आवेशको प्रति एकाइ एउटा इलेक्ट्रोन थप्नुहोस्। धनात्मक आवेशको अर्थ इलेक्ट्रोन छुटेको हो, त्यसैले घटाउनुहोस्। अमोनियम आयन, NH₄⁺, मा 5 + 4(1) − 1 = 8 संयोजी इलेक्ट्रोन छन्, जबकि कार्बोनेट आयन, CO₃²⁻, मा 4 + 3(6) + 2 = 24 छन्।

केही कोर्नुअघि यो कुल सङ्ख्या लेखिराख्नुहोस्; तयार संरचनालाई यही सङ्ख्यासँग जाँच्नुपर्छ।

ढाँचा बनाउने र इलेक्ट्रोन जोडी राख्ने

ढाँचा भनेको कुन परमाणु कुनसँग जोडिन्छ भन्ने नमुना हो। हाइड्रोजन र फ्लोरिनले लगभग सधैँ एउटा मात्र बन्ध बनाउँछन्, त्यसैले तिनी टर्मिनल परमाणु हुन्। केन्द्रीय परमाणु प्रायः हाइड्रोजन बाहेकको सबैभन्दा कम विद्युत्ऋणात्मक परमाणु हुन्छ, जुन प्रायः सूत्रमा एकपटक मात्र देखा पर्ने परमाणु हुन्छ। अक्सि-अम्लमा हाइड्रोजन परमाणु सामान्यतः केन्द्रीय परमाणुसँग होइन, अक्सिजनसँग बन्धित हुन्छन्।

ढाँचा तय भएपछि बाँकी चरणले प्रत्येक परमाणुले स्थिर सङ्ख्या पाउने गरी इलेक्ट्रोन वितरण गर्छन्। आवर्त 2 का परमाणु (C, N, O, F) वरिपरि बढीमा आठ इलेक्ट्रोन हुन सक्छन् किनभने तिनमा चारओटा मात्र संयोजी कक्षक हुन्छन्, र त्यसैले अष्टक नियम तिनीहरूका लागि कडा सीमा हो।

• प्रत्येक टर्मिनल परमाणुलाई केन्द्रीय परमाणुसँग एकल बन्धले (प्रत्येकमा 2 इलेक्ट्रोन) जोड्नुहोस्।
• टर्मिनल परमाणुका अष्टक एकल जोडीले पूरा गर्नुहोस् (हाइड्रोजनलाई 2 मात्र चाहिन्छ)।
• बाँकी रहेका कुनै पनि इलेक्ट्रोनलाई केन्द्रीय परमाणुमा एकल जोडीका रूपमा राख्नुहोस्।
• केन्द्रीय परमाणुमा अझै 8 भन्दा कम इलेक्ट्रोन छन् भने छिमेकी परमाणुको एकल जोडीलाई दोहोरो वा तेहेरो बन्ध बनाउन साझा जोडीमा बदल्नुहोस्।
• जाँच: कोरिएका इलेक्ट्रोन गनिएको कुलसँग बराबर छन्, र प्रत्येक आवर्त 2 को परमाणुमा 8 भन्दा बढी छैनन्।

उम्मेदवार संरचनाबीचको परीक्षणका रूपमा औपचारिक आवेश

औपचारिक आवेशले प्रत्येक बन्धन जोडी बराबर बाँडिएको अवस्थामा रेखाचित्रमा परमाणुले तटस्थ मुक्त परमाणुको तुलनामा कतिओटा इलेक्ट्रोन स्वामित्वमा राख्छ भनी सोध्छ। सूत्र FC = V − N − B/2 हो, जहाँ V परमाणुको संयोजी इलेक्ट्रोन सङ्ख्या, N त्यसमा रहेका अबन्धित (एकल जोडी) इलेक्ट्रोनको सङ्ख्या, र B त्यसका बन्धमा रहेका इलेक्ट्रोनको सङ्ख्या हो। संरचनामा औपचारिक आवेशको योग सधैँ स्पेसिजको समग्र आवेश बराबर हुन्छ, जसले तपाईंलाई निर्मित अङ्कगणितीय जाँच दिन्छ।

धेरै संरचनाले इलेक्ट्रोन गणना पालना गर्दा औपचारिक आवेश सकेसम्म शून्यको नजिक हुने संरचनालाई प्राथमिकता दिनुहोस्। केही औपचारिक आवेश बाँकी रहनै पर्छ भने राम्रो संरचनाले ऋणात्मक औपचारिक आवेश बढी विद्युत्ऋणात्मक परमाणुमा राख्छ र बन्धित छिमेकीमा एउटै चिह्नको आवेश राख्नबाट जोगिन्छ।

औपचारिक आवेश हिसाब राख्ने साधन हो, मापित आवेश होइन। यसले विद्युत्ऋणात्मकतालाई बेवास्ता गर्ने भएकाले शून्य औपचारिक आवेश भएको परमाणुमा पनि वास्तविक अणुमा उल्लेख्य आंशिक आवेश हुन सक्छ।

हल गरिएको उदाहरण: फस्जिन र सायनेट आयन

फस्जिन, COCl₂। गणना: C ले 4, O ले 6, र प्रत्येक Cl ले 7 दिन्छ, त्यसैले कुल 4 + 6 + 2(7) = 24 इलेक्ट्रोन हुन्छ। कार्बन केन्द्रीय परमाणु हो। C बाट O र प्रत्येक Cl सम्मका तीनओटा एकल बन्धले 6 इलेक्ट्रोन प्रयोग गर्छन्। O र दुवै Cl परमाणुका अष्टक पूरा गर्न थप 3 × 6 = 18 लाग्छ, जम्मा 24, त्यसैले कार्बनका लागि कुनै इलेक्ट्रोन बाँकी रहँदैन। कार्बनवरिपरि 6 इलेक्ट्रोन मात्र छन्, त्यसैले एउटा एकल जोडीलाई दोस्रो बन्धमा बदल्नुहोस्। O को एकल जोडी सार्दा C=O आउँछ; Cl को एकल जोडी सार्दा C=Cl आउँछ।

औपचारिक आवेशले यीमध्ये छान्छ। C=O सँग अक्सिजनमा 4 अबन्धित र 4 बन्धित इलेक्ट्रोन छन्: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0। प्रत्येक Cl मा 6 अबन्धित र 2 बन्धित इलेक्ट्रोन छन्: FC = 7 − 6 − 1 = 0। कार्बनमा 8 बन्धित इलेक्ट्रोन छन्: FC = 4 − 0 − 4 = 0। बरु C=Cl भएमा त्यो Cl 7 − 4 − 2 = +1 हुन्छ र एकल बन्धित O 6 − 6 − 1 = −1 हुन्छ। C=O दोहोरो बन्ध भएको सबै शून्य संरचनालाई प्राथमिकता दिइन्छ।

सायनेट आयन, OCN⁻। गणना: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 इलेक्ट्रोन, कार्बन केन्द्रमा। कार्बनलाई अष्टक दिने तीनओटा व्यवस्था O=C=N, O≡C–N, र O–C≡N हुन्, प्रत्येकमा O र N का अष्टक एकल जोडीले पूरा गरिएका छन्। O=C=N का लागि O = 6 − 4 − 2 = 0 र N = 5 − 4 − 2 = −1। O≡C–N का लागि O = 6 − 2 − 3 = +1 र N = 5 − 6 − 1 = −2। O–C≡N का लागि O = 6 − 6 − 1 = −1 र N = 5 − 2 − 3 = 0। कार्बन तीनैमा 0 छ, र प्रत्येक समूहको योग अनिवार्य रूपमा −1 हुन्छ।

O≡C–N रूपमा सबैभन्दा ठूला आवेश छन् र सबैभन्दा बढी विद्युत्ऋणात्मक परमाणु अक्सिजनमा धनात्मक आवेश राखिएको छ, त्यसैले यसको योगदान सबैभन्दा कम हुन्छ। O–C≡N रूपले ऋणात्मक आवेश अक्सिजनमा राख्छ र सबैभन्दा महत्त्वपूर्ण योगदानकर्ता हो, O=C=N त्यसको नजिकै छ। वास्तविक आयन यी संरचनाहरूको मिश्रण हो, जसरी अर्को खण्डले व्याख्या गर्छ।

एउटै चित्रले बन्धलाई वर्णन गर्न नसक्दा अनुनाद

केही स्पेसिजमा दुई वा बढी वैध लुइस संरचना हुन्छन् जो केवल इलेक्ट्रोन कहाँ राखिएको छ भन्नेमा फरक हुन्छन्, जबकि प्रत्येक परमाणु उही स्थानमा हुन्छ। यी अनुनाद संरचना हुन्, जसबीच दुई-टुप्पे तीर (↔) लेखिन्छ। वास्तविक अणु एउटै संरचना, अनुनाद संकर, हो, जसका बन्ध योगदानकर्ताहरूको औसत हुन्। यो तिनीहरूबीच अगाडि-पछाडि बदलिँदैन।

फर्मेट आयन, HCOO⁻, सफा उदाहरण हो। गणना: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 इलेक्ट्रोन। H र दुवै O परमाणु C सँग बन्धित भएर अक्सिजनका अष्टक पूरा हुँदा 18 इलेक्ट्रोन प्रयोग भइसक्छन् र कार्बनमा 6 मात्र हुन्छन्, त्यसैले एउटा अक्सिजनको एकल जोडी C=O बन्ध बन्छ। दोहोरो बन्ध भएको O को FC = 6 − 4 − 2 = 0 र एकल बन्ध भएको O को FC = 6 − 6 − 1 = −1 हुन्छ। कुनै पनि अक्सिजनले दोहोरो बन्ध राख्न सक्छ, त्यसैले दुईओटा समतुल्य संरचना छन्।

दुई योगदानकर्ता समतुल्य भएकाले संकरमा दुईओटा उस्तै कार्बन–अक्सिजन बन्ध हुन्छन्, प्रत्येक एकल र दोहोरो बन्धको बीचको, र प्रत्येक अक्सिजनले औसतमा ऋणात्मक आवेशको आधा बोक्छ। कार्बोक्सिलेट आयनमा मापित बन्ध लम्बाइ यो चित्रसँग मिल्छन्। सायनेटमा जस्तै योगदानकर्ता समतुल्य नहुँदा संकरले कम औपचारिक आवेश भएका संरचनासँग बढी मिल्छ।

अष्टक नियम झुक्दा: विषम, अपूर्ण र विस्तारित सङ्ख्या

तीन किसिमका स्पेसिज अष्टक ढाँचामा मिल्दैनन्। 5 + 6 = 11 संयोजी इलेक्ट्रोन भएको नाइट्रोजन मोनोअक्साइड, NO, जस्ता विषम-इलेक्ट्रोन अणुले प्रत्येक परमाणुलाई अष्टक दिन सक्दैनन्; एउटा परमाणुले अयुग्मित इलेक्ट्रोन बोक्नुपर्छ। यस किसिमका स्पेसिजलाई मूलक भनिन्छ र तिनी सामान्यतः अभिक्रियाशील हुन्छन्।

केही अणुमा केन्द्रीय परमाणुमा अपूर्ण अष्टक हुन्छ। बोरोन ट्राइफ्लोराइड, BF₃ (24 इलेक्ट्रोन), मा तीनओटा B–F एकल बन्ध भएको संरचनाले बोरोनलाई 6 इलेक्ट्रोन छोड्छ तर प्रत्येक परमाणुलाई शून्य औपचारिक आवेश दिन्छ। B=F दोहोरो बन्ध बनाउँदा फ्लोरिनलाई +1 र बोरोनलाई −1 औपचारिक आवेश दिएर मात्र बोरोनको अष्टक पूरा हुन्छ, त्यसैले एकल बन्ध भएको संरचना सामान्य वर्णन हो।

आवर्त 3 र त्यसभन्दा तलका परमाणुलाई वरिपरि आठभन्दा बढी इलेक्ट्रोनसहित कोर्न सकिन्छ। PCl₅ (40 इलेक्ट्रोन) मा पाँचओटा बन्धले फस्फोरसलाई 10 इलेक्ट्रोन दिन्छन्। ट्राइआयोडाइड आयन, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 इलेक्ट्रोन), मा केन्द्रीय आयोडिनले दुईओटा बन्ध र तीन एकल जोडी राख्छ, र यसको औपचारिक आवेश 7 − 6 − 2 = −1 हुन्छ। बाँकी इलेक्ट्रोन प्रत्येक टर्मिनल परमाणुले आफ्नो अष्टक पाइसकेपछि मात्र केन्द्रीय परमाणुमा राख्नुहोस्।

लुइस संरचनाका सामान्य त्रुटि र तिनलाई कसरी समात्ने

अधिकांश गल्ती गणनाका गल्ती हुन्, त्यसैले सबैभन्दा भरपर्दो बानी प्रत्येक संरचनालाई दुई जाँचले अन्त्य गर्नु हो: रेखाचित्रका प्रत्येक इलेक्ट्रोन (प्रति बन्ध 2, प्रति एकल जोडी 2) लाई आफ्नो लेखिएको कुलसँग गन्नुहोस्, र औपचारिक आवेश जोडेर तिनी समग्र आवेश बराबर छन् भनी पुष्टि गर्नुहोस्।

तपाईंको कुल साथी वा उत्तरकुञ्जीको भन्दा आयनको आवेशको दोब्बरले फरक छ भने आवेश सम्भवतः गलत चिह्नसँग लागू गरिएको थियो। रेखाचित्रमा तपाईंको कुलभन्दा फरक सङ्ख्याका इलेक्ट्रोन छन् भने दुईको सट्टा एक इलेक्ट्रोन गनिएका बन्ध, वा कहिल्यै नराखिएका बाँकी इलेक्ट्रोन खोज्नुहोस्। तलका विशिष्ट त्रुटिले अधिकांश गलत संरचनालाई जनाउँछन्।

• धनायनका लागि इलेक्ट्रोन थप्नु वा ऋणायनका लागि घटाउनु। ऋणात्मक आवेशको अर्थ बढी इलेक्ट्रोन हो।
• बन्धलाई एक इलेक्ट्रोन गन्नु। प्रत्येक रेखाले साझा जोडी जनाउँछ, त्यसैले यो 2 इलेक्ट्रोन हो।
• हाइड्रोजनलाई दुईओटा बन्ध दिनु वा केन्द्रीय परमाणु बनाउनु। हाइड्रोजनले 2 इलेक्ट्रोन मात्र राख्छ।
• C, N, O वा F मा 8 भन्दा बढी इलेक्ट्रोन राख्नु। विस्तारित सङ्ख्या आवर्त 3 र त्यसभन्दा तलका लागि मात्र सम्भव छ।
• औपचारिक आवेशलाई परमाणुको वास्तविक आवेश मान्नु, वा यसलाई अक्सिकरण सङ्ख्यासँग बाझ्नु, जसले सबै बन्धन इलेक्ट्रोन बढी विद्युत्ऋणात्मक परमाणुलाई तोक्छ।
• परमाणु सारेर अनुनाद संरचना कोर्नु। परमाणु सार्दा अनुनाद योगदानकर्ता होइन, फरक यौगिक बन्छ।