लुईस की संरचना संरचना में, यह कैसे किया जाता है, उदाहरण

लुईस की संरचना एक अणु या एक आयन के भीतर सहसंयोजक बंधों का प्रतिनिधित्व करता है। इसमें, ये लिंक और इलेक्ट्रॉनों को डॉट्स या लंबे हाइफ़न द्वारा दर्शाया जाता है, हालांकि अधिकांश समय अंक बिना इलेक्ट्रॉनों के इलेक्ट्रॉनों और सहसंयोजक बांडों के अनुरूप होते हैं.

लेकिन एक सहसंयोजक बंधन क्या है? यह आवर्त सारणी के किसी भी दो परमाणुओं के बीच इलेक्ट्रॉनों (या बिंदुओं) की एक जोड़ी का साझाकरण है। इन आरेखों के साथ आप एक निश्चित परिसर के लिए कई कंकाल स्केच कर सकते हैं। कौन सा सही है यह औपचारिक आरोपों और उसी परमाणुओं की रासायनिक प्रकृति पर निर्भर करेगा.

ऊपर की छवि में हमारे पास एक उदाहरण है कि लुईस संरचना क्या है। इस मामले में, प्रस्तुत यौगिक 2-ब्रोमोप्रोपेन है। इलेक्ट्रॉनों के अनुरूप काले डॉट्स की सराहना की जा सकती है, जो लिंक और गैर-साझा वाले दोनों में भाग लेते हैं (केवल ब्रा के ऊपर एकमात्र जोड़ी).

यदि बिंदुओं के जोड़े ":" को एक लंबी हाइफ़न द्वारा प्रतिस्थापित किया गया था - "-", तो 2-ब्रोमोप्रोपेन के कार्बन कंकाल का प्रतिनिधित्व किया जाएगा: सी-सी-सी। "आण्विक ढाँचे" के बजाय, इसे C-H-H-C क्यों नहीं बनाया जा सकता है? उत्तर प्रत्येक परमाणु की इलेक्ट्रॉनिक विशेषताओं में निहित है.

इस प्रकार, क्योंकि हाइड्रोजन में केवल एक इलेक्ट्रॉन होता है और एक एकल कक्षीय भरने के लिए उपलब्ध होता है, यह केवल एक सहसंयोजक बंधन बनाता है। इसलिए, यह कभी भी दो बांड नहीं बना सकता है (हाइड्रोजन बांड के साथ भ्रमित नहीं होना चाहिए)। दूसरी ओर, कार्बन परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक विन्यास इसे (और आवश्यकता) चार सहसंयोजक बंधों के निर्माण की अनुमति देता है.

इस कारण से कि लुईस संरचनाएं जहां C और H हस्तक्षेप करती हैं, उनका सुसंगत होना चाहिए और उनका इलेक्ट्रॉनिक विन्यासों द्वारा नियंत्रित होना चाहिए। इस तरह, अगर कार्बन में चार से अधिक बंधन हैं, या हाइड्रोजन एक से अधिक है, तो रूपरेखा को खारिज किया जा सकता है और वास्तविकता के अनुरूप एक नया एक और शुरू किया जा सकता है।.

यह वह जगह है जहां इन संरचनाओं के कुछ मुख्य कारण या पीठ दिखाई देते हैं, गिल्बर्ट न्यूटन लुईस द्वारा प्रयोगात्मक डेटा के लिए वफादार आणविक अभ्यावेदन के लिए उनकी खोज में प्रस्तुत किया गया: आणविक संरचना और औपचारिक शुल्क.

सभी मौजूदा यौगिकों को लुईस संरचनाओं द्वारा दर्शाया जा सकता है, जो कि अणु या आयन कैसे हो सकते हैं, इस बारे में पहला अनुमान लगाते हैं.

सूची

1 लुईस की संरचना क्या है?
2 यह कैसे किया जाता है??
- २.१ गणितीय सूत्र को लागू करना
- 2.2 कम से कम विद्युतीय परमाणुओं को कहां रखें
- 2.3 समरूपता और औपचारिक शुल्क
3 ऑक्टेट नियम पर सीमाएं
लुईस संरचनाओं के 4 उदाहरण
- 4.1 आयोडीन
- 4.2 अमोनिया
- 4.3 सी 2 एच 6 ओ
- ४.४ इमान परमंगनेट
- 4.5 आयन डाइक्रोमेट
5 संदर्भ

लुईस की संरचना क्या है?

यह एक अणु या आयन में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों और सहसंयोजक बंधों की एक प्रतिनिधि संरचना है जो इसकी खनिज संरचना का एक विचार प्राप्त करने के लिए कार्य करता है.

हालांकि, यह संरचना कुछ महत्वपूर्ण विवरणों की भविष्यवाणी करने में विफल रहती है जैसे आणविक ज्यामिति एक परमाणु और उसके पर्यावरण के संबंध में (यदि यह वर्ग, त्रिकोणीय, द्विध्रुवीय, आदि) है।.

इसके अलावा, यह इस बारे में कुछ भी नहीं कहता है कि इसके परमाणुओं का रासायनिक संकरण क्या है, लेकिन संरचना में अनुनाद डबल या ट्रिपल बांड कहां हैं.

इस जानकारी के साथ यह एक यौगिक की प्रतिक्रियाशीलता, इसकी स्थिरता, अणु कैसे और क्या तंत्र का पालन करेगा, जब यह प्रतिक्रिया करता है, के बारे में तर्क दिया जा सकता है.

इस कारण से लुईस की संरचना पर विचार करना कभी बंद नहीं होता है और वे बहुत उपयोगी होते हैं, क्योंकि उनमें नए रासायनिक सीखने को संघनित किया जा सकता है.

यह कैसे किया जाता है??

किसी संरचना को तैयार करने या स्केच करने के लिए, यौगिक का लुईस आरेख आवश्यक रासायनिक सूत्र है। इसके बिना आप यह भी नहीं जान सकते हैं कि कौन से परमाणु हैं जो इसे बनाते हैं। एक बार इसके साथ, आवर्त सारणी का उपयोग उन समूहों का पता लगाने के लिए किया जाता है, जिनसे वे संबंधित हैं।.

उदाहरण के लिए, यदि आपके पास कंपाउंड सी है₁₄हे₂एन₃ फिर हमें उन समूहों की तलाश करनी चाहिए जहां कार्बन, ऑक्सीजन और नाइट्रोजन हैं। यह किया गया, कोई फर्क नहीं पड़ता कि परिसर क्या है, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या समान रहती है, ताकि जितनी जल्दी या बाद में वे याद किए जाएं.

इस प्रकार, कार्बन वैट समूह से संबंधित है, VIA समूह को ऑक्सीजन और VA को नाइट्रोजन। समूह संख्या वैलेंस इलेक्ट्रॉनों (अंक) की संख्या के बराबर है। इन सभी में वैलेंस लेयर के ऑक्टेट को पूरा करने की प्रवृत्ति आम है.

यह सभी गैर-धातु तत्वों या उन लोगों पर लागू होता है जो आवधिक तालिका के ब्लॉक या पी में पाए जाते हैं। हालांकि, सभी तत्व ओकटेट नियम का पालन नहीं करते हैं। विशेष मामले संक्रमण धातुएं हैं, जिनकी संरचना औपचारिक शुल्क और उनके समूह संख्या पर आधारित है.

गणितीय सूत्र को लागू करना

यह जानते हुए कि तत्व किस समूह के हैं, और इसलिए, लिंक बनाने के लिए उपलब्ध वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या, हम निम्नलिखित सूत्र के साथ आगे बढ़ते हैं, जो लुईस संरचनाओं को खींचने के लिए उपयोगी है:

सी = एन - डी

जहां C का मतलब है साझा इलेक्ट्रॉनों, वह है, जो सहसंयोजक बंधनों में भाग लेते हैं। चूंकि प्रत्येक लिंक दो इलेक्ट्रॉनों से बना होता है, तो C / 2 लिंक की संख्या (या डैश) के बराबर होता है जिसे खींचा जाना चाहिए.

एन हैं इलेक्ट्रॉनों की जरूरत है, जो कि एक ही अवधि में इसका अनुसरण करने वाले कुलीन गैस के लिए आइसोलेरोनिक होने के लिए इसकी घाटी के खोल में परमाणु होना चाहिए। एच के अलावा अन्य सभी तत्वों के लिए (क्योंकि उसे उसकी तुलना में दो इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है), उन्हें आठ इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है.

डी हैं इलेक्ट्रॉन उपलब्ध हैं, जो समूह या वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की संख्या द्वारा निर्धारित होते हैं। इस प्रकार, चूंकि सीएल VIIA समूह से संबंधित है, इसलिए इसे सात काले बिंदुओं या इलेक्ट्रॉनों से घिरा होना चाहिए, और ध्यान रखें कि लिंक बनाने के लिए एक जोड़ी की आवश्यकता होती है.

परमाणुओं, उनके बिंदुओं और सी / 2 बांडों की संख्या के बाद, एक लुईस संरचना को फिर से सुधार किया जा सकता है। लेकिन इसके अलावा, अन्य "नियमों" की धारणा होना आवश्यक है.

कम से कम इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु कहां रखें

विशाल बहुमत वाली संरचनाओं में कम इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु केंद्रों पर कब्जा कर लेते हैं। इस कारण से, यदि आपके पास P, O और F के परमाणुओं वाला एक कंपाउंड है, तो P को काल्पनिक संरचना के केंद्र में रखा जाना चाहिए.

इसके अलावा, यह ध्यान रखना महत्वपूर्ण है कि हाइड्रोजन परमाणु आमतौर पर अत्यधिक इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणुओं से जुड़े होते हैं। यदि आपके पास एक कंपाउंड Zn, H और O है, तो H, O के बगल में जाएगा और Zn (Zn-O-H और न कि H-Zn-O) के साथ होगा। इस नियम के अपवाद हैं, लेकिन यह आमतौर पर गैर-धातु परमाणुओं के साथ होता है.

समरूपता और औपचारिक शुल्क

प्रकृति में यथासंभव आणविक संरचनाओं की उत्पत्ति के लिए उच्च प्राथमिकता है। यह अव्यवस्थित संरचनाओं को प्रस्तुत करने से बचने में मदद करता है, परमाणुओं को इस तरह से व्यवस्थित किया जाता है कि वे किसी भी स्पष्ट पैटर्न का पालन नहीं करते हैं.

उदाहरण के लिए, यौगिक सी के लिए₂एक₃, जहाँ A एक काल्पनिक परमाणु है, सबसे अधिक संभावना संरचना A-C-A-C-A होगी। इसके पक्षों की समरूपता पर ध्यान दें, दोनों दूसरे के प्रतिबिंब हैं.

लेविस की संरचनाओं को चित्रित करते समय औपचारिक शुल्क भी एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं, विशेष रूप से आयनों के लिए। इस प्रकार, लिंक जोड़े या हटाए जा सकते हैं ताकि एक परमाणु का औपचारिक प्रभार कुल प्रदर्शित प्रभार से मेल खाता हो। यह मानदंड संक्रमण धातुओं के यौगिकों के लिए बहुत सहायक है.

अष्टक नियम में मर्यादा

सभी नियम पूरे नहीं होते हैं, जो जरूरी नहीं है कि संरचना गलत है। इसके कई उदाहरण कई यौगिकों में देखे गए हैं जहाँ समूह IIIA (B, Al, Ga, In, Tl) के तत्व शामिल हैं। एल्यूमीनियम ट्राइफ्लोराइड (AlF) को विशेष रूप से यहाँ माना जाता है₃).

ऊपर वर्णित सूत्र को लागू करना, हमारे पास है:

डी = 1 × 3 (एक एल्यूमीनियम परमाणु) + 7 × 3 (तीन फ्लोरीन परमाणु) = 24 इलेक्ट्रॉन

यहाँ 3 और 7 एल्यूमीनियम और फ्लोरीन के लिए उपलब्ध वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के संबंधित समूह या संख्या हैं। फिर, आवश्यक इलेक्ट्रॉनों एन पर विचार:

एन = 8 × 1 (एक एल्यूमीनियम परमाणु) + 8 × 3 (तीन फ्लोरीन परमाणु) = 32 इलेक्ट्रॉन

और इसलिए साझा इलेक्ट्रॉनों हैं:

सी = एन - डी

सी = 32 - 24 = 8 इलेक्ट्रॉनों

सी / 2 = 4 लिंक

चूंकि एल्यूमीनियम कम से कम इलेक्ट्रोनगेटिव परमाणु है, जिसे केंद्र में रखा जाना चाहिए, और फ्लोरीन केवल एक बंधन बनाता है। इसे देखते हुए, हमारे पास AlF की लुईस संरचना है₃ (शीर्ष छवि) साझा इलेक्ट्रॉनों को गैर-साझा लोगों से अलग करने के लिए हरे रंग के डॉट्स के साथ हाइलाइट किया जाता है.

यद्यपि गणना यह अनुमान लगाती है कि 4 बंधन हैं जो कि बनने चाहिए, एल्यूमीनियम में पर्याप्त इलेक्ट्रॉनों की कमी है और इसके अलावा कोई चौथा फ्लोरीन परमाणु नहीं है। नतीजतन, एल्यूमीनियम ऑक्टेट नियम का पालन नहीं करता है और यह तथ्य गणना में परिलक्षित नहीं होता है.

लुईस संरचनाओं के उदाहरण

आयोडीन

आयोडीन एक हलोजन है और इसलिए VIIA समूह के अंतर्गत आता है। इसके बाद सात वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, और इस सरल डायटोमिक अणु को सूत्र को सुधारने या लागू करने से दर्शाया जा सकता है:

D = 2 × 7 (दो आयोडीन परमाणु) = 14 इलेक्ट्रॉन

एन = 2 × 8 = 16 इलेक्ट्रॉन

सी = 16 - 14 = 2 इलेक्ट्रॉनों

सी / 2 = 1 लिंक

14 इलेक्ट्रॉनों के रूप में 2 सहसंयोजक बंधन (ग्रीन डॉट्स और हाइफ़न) में भाग लेते हैं, 12 साझा नहीं किए जाते हैं; और क्योंकि वे दो आयोडीन परमाणु हैं, उनमें से एक (उनके वैलेंस इलेक्ट्रॉनों) के लिए 6 को विभाजित किया जाना चाहिए। इस अणु में, केवल यह संरचना संभव है, जिसकी ज्यामिति रैखिक है.

अमोनिया का

अमोनिया अणु के लिए लुईस संरचना क्या है? चूंकि नाइट्रोजन VA समूह से है, इसमें पांच वैलेंस इलेक्ट्रॉन हैं, और फिर:

D = 1 × 5 (एक नाइट्रोजन परमाणु) + 1 × 3 (तीन हाइड्रोजन परमाणु) = 8 इलेक्ट्रॉन

एन = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 इलेक्ट्रॉन

सी = 14 - 8 = 6 इलेक्ट्रॉन

सी / 2 = 3 लिंक

इस बार सूत्र लिंक की संख्या (तीन हरे लिंक) के साथ सफल होता है। 8 उपलब्ध इलेक्ट्रॉनों के 6 लिंक में भाग लेते हैं, एक गैर-साझा जोड़ी है जो नाइट्रोजन परमाणु के ऊपर स्थित है.

यह संरचना वह सब कुछ कहती है जो अमोनिया बेस के बारे में जाना जाना चाहिए। TEV और TRPEV के ज्ञान को लागू करते हुए, यह माना जाता है कि ज्यामिति टेट्राहेड्रल नाइट्रोजन की मुक्त जोड़ी से विकृत होती है और इसीलिए इसका संकरण sp है³.

सी₂एच₆हे

सूत्र एक कार्बनिक यौगिक से मेल खाती है। सूत्र को लागू करने से पहले, यह याद रखना चाहिए कि हाइड्रोजेन एक एकल बंधन, ऑक्सीजन दो, कार्बन चार बनाता है और यह संरचना यथासंभव सममित होनी चाहिए। पिछले उदाहरणों के अनुसार, हमारे पास है:

D = 6 × 1 (छह हाइड्रोजन परमाणु) + 6 × 1 (एक ऑक्सीजन परमाणु) + 4 × 2 (दो कार्बन परमाणु) = 20 इलेक्ट्रॉन

N = 6 × 2 (छह हाइड्रोजन परमाणु) + 8 × 1 (एक ऑक्सीजन परमाणु) + 8 × 2 (दो कार्बन परमाणु) = 36 इलेक्ट्रॉन

सी = 36 - 20 = 16 इलेक्ट्रॉन

सी / 2 = 8 लिंक

हरे रंग की डैश की संख्या 8 गणना लिंक के अनुरूप है। प्रस्तावित लुईस संरचना सीएच इथेनॉल की है₃सीएच₂ओह। हालांकि, डिमिथाइल ईथर सीएच की संरचना का प्रस्ताव करना भी सही होगा₃OCH₃, जो और भी अधिक सममित है.

दोनों में से कौन सा "अधिक" सही है? दोनों समान रूप से हैं, क्योंकि संरचनाएं एक ही आणविक सूत्र सी के संरचनात्मक आइसोमर्स के रूप में उभरी हैं₂एच₆हे.

आयन परमंगनेट

स्थिति जटिल है जब यह संक्रमण धातु यौगिकों के लिए लुईस संरचनाओं को बनाने के लिए वांछित है। मैंगनीज VIIB समूह के अंतर्गत आता है, इसी तरह, नकारात्मक आवेश के इलेक्ट्रॉन को उपलब्ध इलेक्ट्रॉनों के बीच जोड़ा जाना चाहिए। आपके पास जो फॉर्मूला है उसे लागू करें:

D = 7 × 1 (एक मैंगनीज परमाणु) + 6 × 4 (चार ऑक्सीजन परमाणु) + 1 इलेक्ट्रॉन प्रति चार्ज = 32 इलेक्ट्रॉन

एन = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 इलेक्ट्रॉन

C = 40 - 32 = 8 साझा इलेक्ट्रॉन

सी / 2 = 4 लिंक

हालांकि, संक्रमण धातुओं में आठ से अधिक वैलेंस इलेक्ट्रॉन हो सकते हैं। इसके अलावा, MnO आयन के लिए₄^- ऋणात्मक आवेश को प्रदर्शित करने के लिए ऑक्सीजन परमाणुओं के औपचारिक आवेशों को कम करना आवश्यक है। कैसे? दोहरे बंधनों के माध्यम से.

यदि MnO के सभी लिंक₄^- सरल थे, ऑक्सीजन्स के औपचारिक शुल्क -1 के बराबर होंगे। चूंकि चार हैं, परिणामस्वरूप चार्ज आयन के लिए -4 होगा, जो स्पष्ट रूप से सच नहीं है। जब दोहरे बंधन बनते हैं, तो यह गारंटी दी जाती है कि आयन में परिलक्षित एक एकल ऑक्सीजन का नकारात्मक औपचारिक आवेश होता है.

परमैंगनेट आयन में यह देखा जा सकता है कि अनुनाद है। इसका तात्पर्य यह है कि चार ओ परमाणुओं के बीच एकल सरल बंधन Mn-O को मुखर किया गया है।.

आयन डाइक्रोमेट

अंत में, एक समान मामला डाइक्रोमेट आयन (सीआर) के साथ होता है₂हे₇)। क्रोमियम VIB समूह से संबंधित है, इसलिए इसमें छह वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। सूत्र को फिर से लागू करना:

D = 6 × 2 (दो क्रोमियम परमाणु) + 6 × 7 (सात ऑक्सीजन परमाणु) + 2 इलेक्ट्रॉन्स प्रति डीवल चार्ज = 56 इलेक्ट्रॉन्स

एन = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 इलेक्ट्रॉन

C = 72 - 56 = 16 साझा इलेक्ट्रॉन