லூயிஸ் கட்டமைப்புகளும் முறையான மின்னூட்டமும்: நீங்களே சரிபார்க்கக்கூடிய ஒரு முறை

மூலக்கூறுகளுக்கும் பல்லணு அயனிகளுக்கும் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களை எண்ணுதல்

ஒவ்வொரு லூயிஸ் கட்டமைப்பும் ஒரு எண்ணுடன் தொடங்குகிறது: வைக்கக் கிடைக்கும் மொத்த இணைதிறன் எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை. முதன்மைத் தொகுதித் தனிமங்களுக்கு, இணைதிறன் எலக்ட்ரான் எண்ணிக்கை 1–18 எண்ணிடலில் தொகுதி எண்ணின் கடைசி இலக்கத்துக்குச் சமம்; எனவே கார்பன் 4-ஐயும், நைட்ரஜன் 5-ஐயும், ஆக்சிஜன் 6-ஐயும், ஒவ்வொரு ஹாலஜனும் 7-ஐயும் தருகின்றன. ஹைட்ரஜன் 1-ஐத் தருகிறது; 2 உடைய ஹீலியம் தொகுதி எண் விதிக்கு ஒரே விதிவிலக்கு.

அயனியின் மின்னூட்டம் மொத்தத்தை மாற்றுகிறது. எதிர் மின்னூட்டம் கூடுதல் எலக்ட்ரான்களைக் குறிக்கிறது; எனவே எதிர் மின்னூட்டத்தின் ஒவ்வோர் அலகுக்கும் ஓர் எலக்ட்ரானைச் சேருங்கள். நேர் மின்னூட்டம் விடுபட்ட எலக்ட்ரான்களைக் குறிக்கிறது; எனவே கழியுங்கள். அம்மோனியம் அயனி NH₄⁺-இல் 5 + 4(1) − 1 = 8 இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் உள்ளன; கார்பனேட்டு அயனி CO₃²⁻-இல் 4 + 3(6) + 2 = 24.

எதையும் வரையும் முன் இந்த மொத்தத்தை எழுதிவையுங்கள்; முடிந்த கட்டமைப்பை நீங்கள் சரிபார்க்கும் எண் அதுவே.

எலும்புக்கூட்டைக் கட்டுதலும் எலக்ட்ரான் இணைகளை இடுதலும்

எலும்புக்கூடு என்பது எந்த அணு எதனுடன் இணைகிறது என்ற அமைப்பு. ஹைட்ரஜனும் புளோரினும் கிட்டத்தட்ட எப்போதும் ஒரே ஒரு பிணைப்பை மட்டுமே உருவாக்குகின்றன; எனவே அவை முனை அணுக்கள். மையத்து அணு பொதுவாக ஹைட்ரஜனைத் தவிர மிகக் குறைந்த மின்னெதிர்த்தன்மை கொண்ட அணு; இது பெரும்பாலும் வாய்ப்பாட்டில் ஒரே ஒரு முறை தோன்றும் அணு. ஆக்சிஜன் அமிலங்களில், ஹைட்ரஜன் அணுக்கள் வழக்கமாக மையத்து அணுவுடன் அல்ல, ஆக்சிஜனுடன் பிணைந்திருக்கும்.

எலும்புக்கூடு அமைந்தவுடன், மீதமுள்ள படிகள் ஒவ்வோர் அணுவும் நிலையான எண்ணிக்கையை அடையும்படி எலக்ட்ரான்களைப் பகிர்கின்றன. தொடர் 2 அணுக்களுக்கு (C, N, O, F) நான்கு இணைதிறன் ஆர்பிட்டால்கள் மட்டுமே உள்ளதால், அவற்றைச் சுற்றி அதிகபட்சம் எட்டு எலக்ட்ரான்கள் மட்டுமே இருக்க முடியும்; இதனால்தான் எண்ம விதி அவற்றுக்கு உறுதியான வரம்பு.

• ஒவ்வொரு முனை அணுவையும் மையத்து அணுவுடன் ஒற்றைப் பிணைப்பால் இணையுங்கள் (ஒவ்வொன்றுக்கும் 2 எலக்ட்ரான்கள்).
• முனை அணுக்களின் எண்மங்களைத் தனி இணைகளால் நிறைவு செய்யுங்கள் (ஹைட்ரஜனுக்கு 2 மட்டுமே தேவை).
• மீதமுள்ள எலக்ட்ரான்களை மையத்து அணுவில் தனி இணைகளாக இடுங்கள்.
• மையத்து அணுவில் இன்னும் 8-க்குக் குறைவான எலக்ட்ரான்கள் இருந்தால், அண்டையிலுள்ள அணுவின் தனி இணையை இரட்டை அல்லது மும்மைப் பிணைப்பாக்க, பகிரப்பட்ட இணையாக மாற்றுங்கள்.
• சரிபார்ப்பு: வரைந்த எலக்ட்ரான்கள் எண்ணிய மொத்தத்துக்குச் சமம், ஒவ்வொரு தொடர் 2 அணுவிலும் 8-க்கு மேல் இல்லை.

வேட்பாளர் கட்டமைப்புகளுக்கு இடையிலான சோதனையாக முறையான மின்னூட்டம்

ஒவ்வொரு பிணைப்பு இணையும் சமமாகப் பிரிக்கப்பட்டால், நடுநிலைத் தனி அணுவுடன் ஒப்பிடும்போது வரைபடத்தில் ஓர் அணு எத்தனை எலக்ட்ரான்களைச் சொந்தமாகக் கொண்டுள்ளது என்று முறையான மின்னூட்டம் கேட்கிறது. சூத்திரம் FC = V − N − B/2; இங்கு V அணுவின் இணைதிறன் எலக்ட்ரான் எண்ணிக்கை, N அதில் உள்ள பிணைக்காத (தனி இணை) எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை, B அதன் பிணைப்புகளில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை. ஒரு கட்டமைப்பில் உள்ள முறையான மின்னூட்டங்கள் எப்போதும் அந்த இனத்தின் ஒட்டுமொத்த மின்னூட்டத்துக்குச் சமமாகக் கூடுகின்றன; இது உள்ளமைந்த எண்கணிதச் சரிபார்ப்பைத் தருகிறது.

பல கட்டமைப்புகள் எலக்ட்ரான் எண்ணிக்கையைப் பின்பற்றும்போது, முறையான மின்னூட்டங்கள் முடிந்தவரை பூஜ்யத்துக்கு நெருக்கமாக உள்ளதை விரும்புங்கள். ஏதேனும் முறையான மின்னூட்டம் எஞ்சியே ஆக வேண்டுமென்றால், சிறந்த கட்டமைப்பு எதிர் முறையான மின்னூட்டத்தை அதிக மின்னெதிர்த்தன்மை கொண்ட அணுவில் வைக்கிறது, பிணைந்த அண்டை அணுக்களில் ஒரே குறி மின்னூட்டங்களை வைப்பதைத் தவிர்க்கிறது.

முறையான மின்னூட்டம் கணக்கு வைப்பு, அளவிடப்பட்ட மின்னூட்டம் அல்ல. அது மின்னெதிர்த்தன்மையைப் புறக்கணிப்பதால், முறையான மின்னூட்டம் பூஜ்யமுள்ள அணு உண்மையான மூலக்கூறில் கணிசமான பகுதி மின்னூட்டத்தைக் கொண்டிருக்கலாம்.

தீர்த்த எடுத்துக்காட்டு: பாஸ்ஜீனும் சயனேட்டு அயனியும்

பாஸ்ஜீன், COCl₂. எண்ணிக்கை: C 4-ஐயும், O 6-ஐயும், ஒவ்வொரு Cl-உம் 7-ஐயும் தருகின்றன; எனவே மொத்தம் 4 + 6 + 2(7) = 24 எலக்ட்ரான்கள். கார்பன் மையத்து அணு. C-இலிருந்து O-க்கும் ஒவ்வொரு Cl-க்கும் செல்லும் மூன்று ஒற்றைப் பிணைப்புகள் 6 எலக்ட்ரான்களைப் பயன்படுத்துகின்றன. O மற்றும் இரு Cl அணுக்களின் எண்மங்களை நிறைவு செய்ய மேலும் 3 × 6 = 18 தேவை; மொத்தம் 24; எனவே கார்பனுக்கு எலக்ட்ரான்கள் மீதமில்லை. கார்பனைச் சுற்றி 6 எலக்ட்ரான்கள் மட்டுமே உள்ளன; எனவே ஒரு தனி இணையை இரண்டாவது பிணைப்பாக மாற்றுங்கள். O தனி இணையை நகர்த்தினால் C=O கிடைக்கிறது; Cl தனி இணையை நகர்த்தினால் C=Cl கிடைக்கிறது.

இவற்றுக்கு இடையே முறையான மின்னூட்டம் தீர்மானிக்கிறது. C=O உடன், ஆக்சிஜனுக்கு 4 பிணைக்காத எலக்ட்ரான்களும் 4 பிணைப்பு எலக்ட்ரான்களும் உள்ளன: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. ஒவ்வொரு Cl-க்கும் 6 பிணைக்காத, 2 பிணைப்பு எலக்ட்ரான்கள்: FC = 7 − 6 − 1 = 0. கார்பனுக்கு 8 பிணைப்பு எலக்ட்ரான்கள்: FC = 4 − 0 − 4 = 0. அதற்குப் பதிலாக C=Cl உடன், அந்த Cl 7 − 4 − 2 = +1 ஆகிறது, ஒற்றைப் பிணைப்பு O 6 − 6 − 1 = −1 ஆகிறது. C=O இரட்டைப் பிணைப்புடன் உள்ள, அனைத்தும் பூஜ்யமான கட்டமைப்பே விரும்பப்படுகிறது.

சயனேட்டு அயனி, OCN⁻. எண்ணிக்கை: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 எலக்ட்ரான்கள், கார்பன் மையத்தில். மூன்று அமைப்புகள் கார்பனுக்கு எண்மத்தைத் தருகின்றன: O=C=N, O≡C–N, O–C≡N; ஒவ்வொன்றிலும் O மற்றும் N-இன் எண்மங்கள் தனி இணைகளால் நிறைவு செய்யப்படுகின்றன. O=C=N-க்கு, O = 6 − 4 − 2 = 0 மற்றும் N = 5 − 4 − 2 = −1. O≡C–N-க்கு, O = 6 − 2 − 3 = +1 மற்றும் N = 5 − 6 − 1 = −2. O–C≡N-க்கு, O = 6 − 6 − 1 = −1 மற்றும் N = 5 − 2 − 3 = 0. மூன்றிலும் கார்பன் 0; ஒவ்வொரு தொகுப்பும் இருக்க வேண்டியபடி −1 ஆகக் கூடுகிறது.

O≡C–N வடிவத்தில் மிகப் பெரிய மின்னூட்டங்கள் உள்ளன, மிக அதிக மின்னெதிர்த்தன்மை கொண்ட அணுவான ஆக்சிஜனில் நேர் மின்னூட்டத்தை வைக்கிறது; எனவே அது மிகக் குறைவாகப் பங்களிக்கிறது. O–C≡N வடிவம் எதிர் மின்னூட்டத்தை ஆக்சிஜனில் வைக்கிறது, மிக முக்கியப் பங்களிப்பாளர்; O=C=N அதற்கு அடுத்து நெருக்கமாக உள்ளது. அடுத்த பிரிவு விளக்குவது போல, உண்மையான அயனி இந்தக் கட்டமைப்புகளின் கலவை.

ஒரு வரைபடம் பிணைப்புகளை விவரிக்க இயலாதபோது ஒத்ததிர்வு

சில இனங்களுக்கு, ஒவ்வோர் அணுவும் அதே நிலையில் இருக்க, எலக்ட்ரான்கள் எங்கே வைக்கப்படுகின்றன என்பதில் மட்டுமே வேறுபடும் இரண்டு அல்லது அதற்கு மேற்பட்ட செல்லுபடியாகும் லூயிஸ் கட்டமைப்புகள் உள்ளன. இவை ஒத்ததிர்வுக் கட்டமைப்புகள்; அவற்றுக்கு இடையே இருமுனை அம்புக்குறி (↔) இட்டு எழுதப்படுகின்றன. உண்மையான மூலக்கூறு ஒரே கட்டமைப்பு, ஒத்ததிர்வுக் கலப்பு; அதன் பிணைப்புகள் பங்களிப்பாளர்களின் சராசரி. அது அவற்றுக்கு இடையே முன்னும் பின்னும் மாறுவதில்லை.

ஃபார்மேட்டு அயனி, HCOO⁻, தெளிவான எடுத்துக்காட்டு. எண்ணிக்கை: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 எலக்ட்ரான்கள். H மற்றும் இரு O அணுக்களும் C-உடன் பிணைந்து, ஆக்சிஜன் எண்மங்கள் நிறைவு செய்யப்பட்டால் 18 எலக்ட்ரான்கள் பயன்படுத்தப்படுகின்றன, கார்பனுக்கு 6 மட்டுமே உள்ளன; எனவே ஒரு ஆக்சிஜன் தனி இணை C=O பிணைப்பாகிறது. இரட்டைப் பிணைப்பு O-க்கு FC = 6 − 4 − 2 = 0, ஒற்றைப் பிணைப்பு O-க்கு FC = 6 − 6 − 1 = −1. இரட்டைப் பிணைப்பை எந்த ஆக்சிஜனும் கொண்டிருக்கலாம்; எனவே இரண்டு சமமான கட்டமைப்புகள் உள்ளன.

இரு பங்களிப்பாளர்களும் சமமாக இருப்பதால், கலப்பில் இரண்டு ஒரே மாதிரியான கார்பன்–ஆக்சிஜன் பிணைப்புகள் உள்ளன, ஒவ்வொன்றும் ஒற்றைக்கும் இரட்டைக்கும் இடைப்பட்டது, ஒவ்வோர் ஆக்சிஜனும் சராசரியாக எதிர் மின்னூட்டத்தில் பாதியைத் தாங்குகிறது. கார்பாக்சிலேட்டு அயனிகளில் அளவிடப்பட்ட பிணைப்பு நீளங்கள் இந்தப் படத்துடன் ஒத்துப்போகின்றன. சயனேட்டில் போல, பங்களிப்பாளர்கள் சமமாக இல்லாதபோது, கலப்பு குறைந்த முறையான மின்னூட்டம் கொண்ட கட்டமைப்புகளையே அதிகம் ஒத்திருக்கிறது.

எண்ம விதி வளையும்போது: ஒற்றை, முழுமையற்ற, விரிந்த எண்ணிக்கைகள்

மூன்று வகை இனங்கள் எண்ம வடிவத்துக்குப் பொருந்துவதில்லை. 5 + 6 = 11 இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் கொண்ட நைட்ரஜன் மோனாக்சைடு, NO, போன்ற ஒற்றை-எலக்ட்ரான் மூலக்கூறுகள் ஒவ்வோர் அணுவுக்கும் எண்மம் தர இயலாது; ஓர் அணு இணையாத எலக்ட்ரானைத் தாங்க வேண்டும். இத்தகைய இனங்கள் ரேடிக்கல்கள் எனப்படுகின்றன, பொதுவாக வினைத்திறன் உள்ளவை.

சில மூலக்கூறுகளின் மையத்து அணுவில் முழுமையற்ற எண்மம் உள்ளது. போரான் டிரைஃப்ளோரைடு, BF₃ (24 எலக்ட்ரான்கள்), மூன்று B–F ஒற்றைப் பிணைப்புகள் கொண்ட கட்டமைப்பு போரானுக்கு 6 எலக்ட்ரான்களை விட்டுவைக்கிறது, ஆனால் ஒவ்வோர் அணுவுக்கும் முறையான மின்னூட்டம் பூஜ்யமாகத் தருகிறது. B=F இரட்டைப் பிணைப்பை உருவாக்குவது புளோரினுக்கு முறையான மின்னூட்டம் +1-ம் போரானுக்கு −1-ம் தருவதன் மூலமே போரானின் எண்மத்தை நிறைவு செய்யும்; எனவே ஒற்றைப் பிணைப்புக் கட்டமைப்பே வழக்கமான விளக்கம்.

தொடர் 3 மற்றும் அதற்குக் கீழுள்ள அணுக்களைச் சுற்றி எட்டுக்கு மேற்பட்ட எலக்ட்ரான்களுடன் வரையலாம். PCl₅-இல் (40 எலக்ட்ரான்கள்), ஐந்து பிணைப்புகள் பாஸ்பரசுக்கு 10 எலக்ட்ரான்களைத் தருகின்றன. டிரையோடைடு அயனி I₃⁻-இல் (3 × 7 + 1 = 22 எலக்ட்ரான்கள்), மையத்து அயோடின் இரண்டு பிணைப்புகளையும் மூன்று தனி இணைகளையும் கொண்டுள்ளது, அதன் முறையான மின்னூட்டம் 7 − 6 − 2 = −1. ஒவ்வோர் முனை அணுவும் தன் எண்மத்தைப் பெற்ற பிறகே, மீதமுள்ள எலக்ட்ரான்களை மையத்து அணுவில் இடுங்கள்.

பொதுவான லூயிஸ் கட்டமைப்புப் பிழைகளும் அவற்றைக் கண்டுபிடிக்கும் வழிகளும்

பெரும்பாலான தவறுகள் எண்ணிக்கைத் தவறுகள்; எனவே ஒவ்வொரு கட்டமைப்பையும் இரண்டு சரிபார்ப்புகளுடன் முடிப்பதே மிக நம்பகமான பழக்கம்: வரைபடத்தில் உள்ள ஒவ்வோர் எலக்ட்ரானையும் (ஒரு பிணைப்புக்கு 2, ஒரு தனி இணைக்கு 2) நீங்கள் எழுதிய மொத்தத்துடன் எண்ணி ஒப்பிடுங்கள்; முறையான மின்னூட்டங்கள் ஒட்டுமொத்த மின்னூட்டத்துக்குச் சமமா என்பதை உறுதிசெய்ய அவற்றைக் கூட்டுங்கள்.

உங்கள் மொத்தம் வகுப்புத் தோழருடையதிலிருந்தோ விடைக்குறிப்பிலிருந்தோ அயனியின் மின்னூட்டத்தின் இருமடங்கால் வேறுபட்டால், மின்னூட்டம் ஒருவேளை தவறான குறியுடன் பயன்படுத்தப்பட்டிருக்கும். வரைபடத்தில் உள்ள எலக்ட்ரான்களின் எண்ணிக்கை உங்கள் மொத்தத்திலிருந்து வேறுபட்டால், இரண்டுக்குப் பதிலாக ஒரு எலக்ட்ரானாக எண்ணப்பட்ட பிணைப்புகளையோ ஒருபோதும் இடப்படாத மீதமுள்ள எலக்ட்ரான்களையோ தேடுங்கள். கீழுள்ள குறிப்பிட்ட பிழைகள் தவறான கட்டமைப்புகளில் பெரும்பாலானவற்றுக்குக் காரணம்.

• நேரயனிக்கு எலக்ட்ரான்களைச் சேர்ப்பது அல்லது எதிரயனிக்கு அவற்றைக் கழிப்பது. எதிர் மின்னூட்டம் என்றால் அதிக எலக்ட்ரான்கள்.
• ஒரு பிணைப்பை ஓர் எலக்ட்ரானாக எண்ணுதல். ஒவ்வொரு கோடும் பகிரப்பட்ட இணையைக் குறிக்கிறது; எனவே அது 2 எலக்ட்ரான்கள்.
• ஹைட்ரஜனுக்கு இரண்டு பிணைப்புகள் தருதல் அல்லது அதை மையத்து அணுவாக்குதல். ஹைட்ரஜன் 2 எலக்ட்ரான்களை மட்டுமே கொள்கிறது.
• C, N, O அல்லது F-இல் 8-க்கு மேல் எலக்ட்ரான்களை இடுதல். விரிந்த எண்ணிக்கைகள் தொடர் 3 மற்றும் அதற்குக் கீழுள்ளவற்றுக்கு மட்டுமே சாத்தியம்.
• முறையான மின்னூட்டத்தை அணுவின் உண்மையான மின்னூட்டமாகக் கருதுதல், அல்லது அதை, அனைத்துப் பிணைப்பு எலக்ட்ரான்களையும் மிக அதிக மின்னெதிர்த்தன்மை கொண்ட அணுவுக்கு வழங்கும் ஆக்சிஜனேற்ற எண்ணுடன் குழப்புதல்.
• அணுக்களை நகர்த்தி ஒத்ததிர்வுக் கட்டமைப்புகளை வரைதல். அணுவை நகர்த்துவது ஒத்ததிர்வுப் பங்களிப்பாளரை அல்ல, வேறு சேர்மத்தை உருவாக்குகிறது.