لیوس ساختیں اور رسمی چارج: ایک قابل جانچ طریقہ

سالموں اور کثیر ایٹمی آئنوں کے گرفتی الیکٹران گننا

ہر لیوس ساخت ایک عدد سے شروع ہوتی ہے: رکھنے کے لیے دستیاب گرفتی الیکٹرانوں کی کل تعداد۔ مرکزی گروہ کے عناصر کے لیے گرفتی الیکٹرانوں کی تعداد 1–18 شمار میں گروہ کے عدد کے آخری ہندسے کے برابر ہوتی ہے، اس لیے کاربن 4، نائٹروجن 5، آکسیجن 6، اور ہر ہیلوجن 7 دیتا ہے۔ ہائیڈروجن 1 دیتی ہے، اور ہیلیم، 2 کے ساتھ، گروہ کے عدد کے قاعدے کا واحد استثنا ہے۔

آئن کا چارج کل کو بدل دیتا ہے۔ منفی چارج کا مطلب اضافی الیکٹران ہے، اس لیے منفی چارج کی ہر اکائی کے لیے ایک الیکٹران جمع کریں۔ مثبت چارج کا مطلب الیکٹران کی کمی ہے، اس لیے منفی کریں۔ امونیم آئن، NH₄⁺، میں 5 + 4(1) − 1 = 8 گرفتی الیکٹران ہیں، جبکہ کاربونیٹ آئن، CO₃²⁻، میں 4 + 3(6) + 2 = 24۔

کچھ بنانے سے پہلے یہ کل لکھ لیں؛ یہی وہ عدد ہے جس کے مقابل آپ مکمل ساخت کی جانچ کریں گے۔

ڈھانچہ بنانا اور الیکٹران جوڑے رکھنا

ڈھانچہ اس کا نمونہ ہے کہ کون سا ایٹم کس سے جڑتا ہے۔ ہائیڈروجن اور فلورین تقریباً ہمیشہ صرف ایک بندھن بناتے ہیں، اس لیے وہ آخری ایٹم ہوتے ہیں۔ مرکزی ایٹم عموماً ہائیڈروجن کے سوا سب سے کم برق منفی ایٹم ہوتا ہے، جو اکثر وہ ایٹم ہوتا ہے جو فارمولے میں ایک ہی بار آتا ہے۔ آکسی تیزابوں میں ہائیڈروجن ایٹم عموماً آکسیجن سے بندھے ہوتے ہیں، مرکزی ایٹم سے نہیں۔

ڈھانچہ طے ہونے کے بعد باقی قدم الیکٹرانوں کو یوں تقسیم کرتے ہیں کہ ہر ایٹم مستحکم تعداد تک پہنچے۔ دور 2 کے ایٹم (C، N، O، F) اپنے گرد زیادہ سے زیادہ آٹھ الیکٹران رکھ سکتے ہیں کیونکہ ان کے صرف چار گرفتی آربیٹل ہیں، اسی لیے ان کے لیے قاعدۂ ہشتک ایک پکی حد ہے۔

• ہر آخری ایٹم کو مرکزی ایٹم سے اکہرے بندھن (ہر ایک میں 2 الیکٹران) سے جوڑیں۔
• آخری ایٹموں کے ہشتک تنہا جوڑوں سے مکمل کریں (ہائیڈروجن کو صرف 2 چاہییں)۔
• بچ جانے والے الیکٹران مرکزی ایٹم پر تنہا جوڑوں کی صورت میں رکھیں۔
• اگر مرکزی ایٹم کے پاس اب بھی 8 سے کم الیکٹران ہوں تو پڑوسی ایٹم کے تنہا جوڑے کو مشترک جوڑے میں بدل کر دوہرا یا تہرا بندھن بنائیں۔
• جانچ: بنائے گئے الیکٹران گنے گئے کل کے برابر ہوں، اور دور 2 کے ہر ایٹم کے پاس 8 سے زیادہ نہ ہوں۔

امیدوار ساختوں کے درمیان امتحان کے طور پر رسمی چارج

رسمی چارج پوچھتا ہے کہ اگر ہر بندھنی جوڑا برابر تقسیم کیا جائے تو ایٹم کے پاس ڈرائنگ میں غیر جانبدار آزاد ایٹم کے مقابلے میں کتنے الیکٹران ہیں۔ فارمولا FC = V − N − B/2 ہے، جہاں V ایٹم کے گرفتی الیکٹرانوں کی تعداد، N اس پر غیر بندھنی (تنہا جوڑے کے) الیکٹرانوں کی تعداد، اور B اس کے بندھنوں کے الیکٹرانوں کی تعداد ہے۔ ساخت میں رسمی چارج ہمیشہ نوع کے کل چارج کے برابر جمع ہوتے ہیں، جو آپ کو ایک بلٹ اِن حسابی جانچ دیتا ہے۔

جب کئی ساختیں الیکٹران کی گنتی پر پوری اتریں تو وہ ساخت ترجیح دیں جس میں رسمی چارج جتنا ممکن ہو صفر کے قریب ہوں۔ اگر کوئی رسمی چارج رہنا ہی ہو تو بہتر ساخت منفی رسمی چارج کو زیادہ برق منفی ایٹم پر رکھتی ہے اور بندھے ہوئے پڑوسیوں پر ایک ہی علامت کے چارج رکھنے سے بچتی ہے۔

رسمی چارج حساب کتاب ہے، ناپا گیا چارج نہیں۔ چونکہ یہ برق منفیت کو نظرانداز کرتا ہے، اس لیے صفر رسمی چارج والا ایٹم بھی حقیقی سالمے میں خاصا جزوی چارج رکھ سکتا ہے۔

حل شدہ مثال: فاسجین اور سائینیٹ آئن

فاسجین، COCl₂۔ گنتی: C 4، O 6، اور ہر Cl 7 دیتا ہے، اس لیے کل 4 + 6 + 2(7) = 24 الیکٹران ہیں۔ کاربن مرکزی ایٹم ہے۔ C سے O اور ہر Cl تک تین اکہرے بندھن 6 الیکٹران استعمال کرتے ہیں۔ O اور دونوں Cl کے ہشتک مکمل کرنے میں 3 × 6 = 18 مزید لگتے ہیں، یوں کل 24 ہوئے، اس لیے کاربن کے لیے کوئی الیکٹران نہیں بچتا۔ کاربن کے گرد صرف 6 الیکٹران ہیں، اس لیے ایک تنہا جوڑے کو دوسرے بندھن میں بدلیں۔ O کا تنہا جوڑا منتقل کرنے سے C=O ملتا ہے؛ Cl کا تنہا جوڑا منتقل کرنے سے C=Cl۔

رسمی چارج ان کے درمیان فیصلہ کرتا ہے۔ C=O کے ساتھ آکسیجن کے 4 غیر بندھنی اور 4 بندھنی الیکٹران ہیں: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0۔ ہر Cl کے 6 غیر بندھنی اور 2 بندھنی الیکٹران ہیں: FC = 7 − 6 − 1 = 0۔ کاربن کے 8 بندھنی الیکٹران ہیں: FC = 4 − 0 − 4 = 0۔ اس کی بجائے C=Cl کے ساتھ وہ Cl 7 − 4 − 2 = +1 اور اکہرے بندھے O کا 6 − 6 − 1 = −1 بن جاتا ہے۔ سب صفر والی ساخت، C=O دوہرے بندھن کے ساتھ، ترجیح پاتی ہے۔

سائینیٹ آئن، OCN⁻۔ گنتی: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 الیکٹران، کاربن مرکزی۔ تین ترتیبیں کاربن کو ہشتک دیتی ہیں: O=C=N، O≡C–N، اور O–C≡N، ہر ایک میں O اور N کے ہشتک تنہا جوڑوں سے مکمل ہیں۔ O=C=N کے لیے O = 6 − 4 − 2 = 0 اور N = 5 − 4 − 2 = −1۔ O≡C–N کے لیے O = 6 − 2 − 3 = +1 اور N = 5 − 6 − 1 = −2۔ O–C≡N کے لیے O = 6 − 6 − 1 = −1 اور N = 5 − 2 − 3 = 0۔ تینوں میں کاربن 0 ہے، اور ہر مجموعہ −1 بنتا ہے جیسا ہونا چاہیے۔

O≡C–N صورت میں سب سے بڑے چارج ہیں اور مثبت چارج آکسیجن پر ہے، جو سب سے زیادہ برق منفی ایٹم ہے، اس لیے اس کا حصہ سب سے کم ہے۔ O–C≡N صورت منفی چارج آکسیجن پر رکھتی ہے اور سب سے اہم حصہ ڈالنے والی ہے، جبکہ O=C=N اس کے قریب ہے۔ حقیقی آئن ان ساختوں کا امتزاج ہے، جیسا اگلے حصے میں بیان ہے۔

گمک، جب ایک ڈرائنگ بندھنوں کو بیان نہ کر سکے

کچھ انواع کی دو یا زیادہ درست لیوس ساختیں ہوتی ہیں جو صرف الیکٹرانوں کی جگہ میں مختلف ہوتی ہیں، جبکہ ہر ایٹم اسی مقام پر ہوتا ہے۔ یہ گمکی ساختیں ہیں، جنہیں ان کے درمیان دو سروں والے تیر (↔) سے لکھا جاتا ہے۔ حقیقی سالمہ ایک ہی ساخت ہے، گمکی مخلوط، جس کے بندھن حصہ ڈالنے والی ساختوں کا اوسط ہیں۔ وہ ان کے درمیان آگے پیچھے نہیں ہوتا۔

فارمیٹ آئن، HCOO⁻، ایک صاف مثال ہے۔ گنتی: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 الیکٹران۔ H اور دونوں O ایٹموں کو C سے باندھنے اور آکسیجن کے ہشتک مکمل کرنے پر 18 الیکٹران استعمال ہو جاتے ہیں اور کاربن کے پاس صرف 6 ہیں، اس لیے آکسیجن کا ایک تنہا جوڑا C=O بندھن بن جاتا ہے۔ دوہرے بندھے O کا FC = 6 − 4 − 2 = 0 اور اکہرے بندھے O کا FC = 6 − 6 − 1 = −1 ہے۔ دوہرا بندھن کوئی بھی آکسیجن رکھ سکتی ہے، اس لیے دو مساوی ساختیں ہیں۔

چونکہ دونوں حصہ ڈالنے والی ساختیں مساوی ہیں، اس لیے مخلوط میں دو ایک جیسے کاربن–آکسیجن بندھن ہیں، ہر ایک اکہرے اور دوہرے بندھن کے بیچ کا، اور ہر آکسیجن اوسطاً منفی چارج کا نصف رکھتی ہے۔ کاربوکسیلیٹ آئنوں میں ناپی گئی بندھن کی لمبائیاں اس تصویر سے مطابقت رکھتی ہیں۔ جب حصہ ڈالنے والی ساختیں مساوی نہ ہوں، جیسے سائینیٹ میں، تو مخلوط سب سے زیادہ کم رسمی چارج والی ساختوں سے ملتا جلتا ہوتا ہے۔

جب قاعدۂ ہشتک جھکتا ہے: طاق، نامکمل اور پھیلی ہوئی گنتیاں

تین قسم کی انواع ہشتک کے نمونے میں فٹ نہیں بیٹھتیں۔ طاق الیکٹران والے سالمے، جیسے نائٹروجن مونو آکسائیڈ، NO، جس میں 5 + 6 = 11 گرفتی الیکٹران ہیں، ہر ایٹم کو ہشتک نہیں دے سکتے؛ ایک ایٹم کو غیر جوڑا الیکٹران رکھنا پڑتا ہے۔ اس قسم کی انواع ریڈیکل کہلاتی ہیں اور عموماً تعامل پذیر ہوتی ہیں۔

کچھ سالموں میں مرکزی ایٹم پر نامکمل ہشتک ہوتا ہے۔ بورون ٹرائی فلورائیڈ، BF₃ (24 الیکٹران)، میں تین B–F اکہرے بندھنوں والی ساخت بورون کو 6 الیکٹران کے ساتھ چھوڑتی ہے لیکن ہر ایٹم کو صفر رسمی چارج دیتی ہے۔ B=F دوہرا بندھن بنانا بورون کا ہشتک صرف اسی صورت مکمل کرتا کہ فلورین کا رسمی چارج +1 اور بورون کا −1 ہو جاتا، اس لیے اکہرے بندھنوں والی ساخت معمول کی تصویر ہے۔

دور 3 اور اس سے نیچے کے ایٹموں کو آٹھ سے زیادہ الیکٹران کے ساتھ دکھایا جا سکتا ہے۔ PCl₅ (40 الیکٹران) میں پانچ بندھن فاسفورس کو 10 الیکٹران دیتے ہیں۔ ٹرائی آیوڈائیڈ آئن، I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 الیکٹران)، میں مرکزی آیوڈین دو بندھن اور تین تنہا جوڑے رکھتی ہے، اور اس کا رسمی چارج 7 − 6 − 2 = −1 ہے۔ بچے ہوئے الیکٹران مرکزی ایٹم پر صرف تب رکھیں جب ہر آخری ایٹم کو ہشتک مل جائے۔

لیوس ساخت کی عام غلطیاں اور انہیں کیسے پکڑیں

زیادہ تر غلطیاں گنتی کی غلطیاں ہوتی ہیں، اس لیے سب سے قابل اعتماد عادت یہ ہے کہ ہر ساخت دو جانچوں پر ختم کریں: ڈرائنگ کے ہر الیکٹران کو (ہر بندھن کے 2، ہر تنہا جوڑے کے 2) اپنے لکھے ہوئے کل کے مقابل گنیں، اور رسمی چارج جمع کر کے تصدیق کریں کہ وہ کل چارج کے برابر ہیں۔

اگر آپ کا کل کسی ہم جماعت یا جوابی کنجی سے آئن کے چارج کے دگنے کے برابر مختلف ہو تو غالباً چارج غلط علامت کے ساتھ لاگو ہوا۔ اگر ڈرائنگ میں آپ کے کل سے مختلف تعداد میں الیکٹران ہوں تو وہ بندھن دیکھیں جو دو کی بجائے ایک الیکٹران گنے گئے، یا بچے ہوئے الیکٹران جو کبھی رکھے ہی نہیں گئے۔ نیچے دی گئی مخصوص غلطیاں زیادہ تر غلط ساختوں کی وضاحت کرتی ہیں۔

• کیٹائن کے لیے الیکٹران جمع کرنا یا اینائن کے لیے منفی کرنا۔ منفی چارج کا مطلب زیادہ الیکٹران ہے۔
• بندھن کو ایک الیکٹران گننا۔ ہر لکیر مشترک جوڑے کو ظاہر کرتی ہے، اس لیے یہ 2 الیکٹران ہے۔
• ہائیڈروجن کو دو بندھن دینا یا اسے مرکزی ایٹم بنانا۔ ہائیڈروجن صرف 2 الیکٹران رکھتی ہے۔
• C، N، O یا F پر 8 سے زیادہ الیکٹران رکھنا۔ پھیلی ہوئی گنتیاں صرف دور 3 اور نیچے ممکن ہیں۔
• رسمی چارج کو ایٹم پر حقیقی چارج سمجھنا، یا اسے تکسیدی عدد سے گڈمڈ کرنا، جو تمام بندھنی الیکٹران زیادہ برق منفی ایٹم کو دے دیتا ہے۔
• ایٹم ہلا کر گمکی ساختیں بنانا۔ ایٹم ہلانے سے مختلف مرکب بنتا ہے، گمکی حصہ نہیں۔