परमाणुओं, आयनों और सहसंयोजक अणुओं के लिए लुईस डॉट आरेख

लुईस डॉट आरेख उस क्षण उपयोगी हो जाता है जब कोई रासायनिक सूत्र आपको पर्याप्त जानकारी देना बंद कर देता है। \(\ce{H2O}\) बताता है कि पानी में दो हाइड्रोजन परमाणु और एक ऑक्सीजन परमाणु होते हैं, लेकिन यह नहीं दिखाता कि कौन-से इलेक्ट्रॉन बंध बनाते हैं, कौन-से इलेक्ट्रॉन एकाकी युग्म के रूप में रहते हैं, या ऑक्सीजन सामान्यतः दो बंध क्यों बनाता है जबकि हाइड्रोजन एक बंध बनाता है।

विधि बनाने से पहले एक अनुमान लगाइए। ऑक्सीजन में छह संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं। क्या इसका अर्थ यह है कि पानी में एक ऑक्सीजन परमाणु अपने सभी छह इलेक्ट्रॉनों को बंध बनाने में योगदान देता है?

नहीं। ऑक्सीजन के केवल दो संयोजक इलेक्ट्रॉन दो O-H बंध बनाने में उपयोग होते हैं। शेष चार इलेक्ट्रॉन दो एकाकी युग्मों के रूप में रहते हैं। लुईस डॉट आरेख इलेक्ट्रॉनों की इस व्यवस्था को दिखाई देने योग्य बनाते हैं।

01लुईस डॉट आरेख वास्तव में क्या दिखाता है

बंधन के लिए सबसे महत्त्वपूर्ण इलेक्ट्रॉन सामान्यतः संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं, यानी परमाणु के बाहरी कोश के इलेक्ट्रॉन।

इन्हें रासायनिक परस्पर क्रियाओं के लिए उपलब्ध इलेक्ट्रॉनों की तरह समझिए। आंतरिक इलेक्ट्रॉन पहले से ही नाभिक के पास स्थित होते हैं और सामान्य सहसंयोजक बंधन में प्रायः भाग नहीं लेते।

एक लुईस आरेख दिखाता है:

• प्रत्येक परमाणु के लिए एक तत्व-प्रतीक
• संयोजक इलेक्ट्रॉनों को बिंदुओं के रूप में
• साझा इलेक्ट्रॉन युग्मों को सहसंयोजक बंधों के रूप में
• असाझा युग्मों को एकाकी युग्मों के रूप में
• जब पूरी रासायनिक प्रजाति आयन हो, तब कोष्ठक और आवेश

सामान्य मुख्य-समूह तत्वों के लिए, आवर्त सारणी में समूह संयोजक इलेक्ट्रॉनों की संख्या बताता है।

समूह 18 में हीलियम एक अपवाद है। इसमें केवल दो इलेक्ट्रॉन होते हैं क्योंकि इसका पहला कोश दो इलेक्ट्रॉनों से ही पूर्ण हो जाता है।

02अलग-अलग परमाणुओं के लिए लुईस डॉट आरेख

क्लोरीन से शुरू करते हैं।

एक क्लोरीन परमाणु में सात संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं। इसे बनाने से पहले अनुमान लगाइए कि बिंदु कैसे दिखने चाहिए। क्या आप सभी सात बिंदुओं को प्रतीक के एक ही ओर रखेंगे?

ऐसा करने पर भी सात इलेक्ट्रॉन ही होंगे, लेकिन इससे उनकी व्यवस्था स्पष्ट रूप से व्यक्त नहीं होगी। सामान्य लुईस परंपरा यह है कि पहले चारों ओर एक-एक इलेक्ट्रॉन रखा जाए और फिर उनका युग्मन शुरू किया जाए।

इसलिए क्लोरीन को इस प्रकार दर्शाया जा सकता है:

   ••
•• Cl ••
   •

कुल मिलाकर सात बिंदु हैं:

• तीन युग्म
• एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन

यह एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन उपयोगी संकेत देता है। क्लोरीन सामान्यतः एक सहसंयोजक बंध बनाता है, जिससे वह एक और इलेक्ट्रॉन साझा कर सकता है और बाह्य कोश की स्थिर व्यवस्था प्राप्त कर सकता है।

N

   ••
•  N  •
   •

03एकपरमाणुक आयनों के लिए लुईस आरेख

अब मान लीजिए कि कोई परमाणु इलेक्ट्रॉन ग्रहण करता है या खोता है।

यहाँ सबसे सामान्य गलती यह है कि पहले उदासीन परमाणु बनाया जाए और फिर उसके बगल में केवल आवेश लिख दिया जाए। आवेश केवल सजावटी चिह्न नहीं है। यह बताता है कि इलेक्ट्रॉनों की संख्या वास्तव में बदल गई है।

ऑक्साइड आयन, \(\mathrm{O}^{2-}\), पर विचार कीजिए।

एक उदासीन ऑक्सीजन परमाणु में छह संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं। \(2-\) आवेश का अर्थ है कि इसने दो इलेक्ट्रॉन ग्रहण किए हैं:

\[ 6 + 2 = 8 \text{ संयोजक इलेक्ट्रॉन} \]

इसलिए इसके लुईस आरेख में आठ बिंदु होते हैं:

    ••
[•• O ••]²⁻
    ••

दो महत्त्वपूर्ण विशेषताओं पर ध्यान दीजिए:

1. O के चारों ओर आठ इलेक्ट्रॉन हैं।
2. पूरा लुईस प्रतीक वर्गाकार कोष्ठकों में है और \(2-\) बाहर लिखा गया है।

धन आयन के लिए इसका उलटा कीजिए: इलेक्ट्रॉन घटाइए।

उदाहरण के लिए, उदासीन सोडियम परमाणु में एक संयोजक इलेक्ट्रॉन होता है। सोडियम आयन \(\mathrm{Na}^{+}\) वह इलेक्ट्रॉन खो चुका है, इसलिए उसके लुईस प्रतीक में कोई बिंदु नहीं होता:

[Na]⁺

एक उपयोगी नियम है:

\[ \text{ऋणायन में इलेक्ट्रॉन} = \text{उदासीन अवस्था के संयोजक इलेक्ट्रॉन} + \text{ऋणात्मक आवेश} \]

\[ \text{धनायन में इलेक्ट्रॉन} = \text{उदासीन अवस्था के संयोजक इलेक्ट्रॉन} - \text{धनात्मक आवेश} \]

यहाँ “प्लस” और “माइनस” शब्द भ्रमित कर सकते हैं। ऋणात्मक आयन में अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं, जबकि धनात्मक आयन में कम इलेक्ट्रॉन होते हैं।

04परमाणुओं से सहसंयोजक अणुओं तक

सहसंयोजक बंध तब बनता है जब दो परमाणु इलेक्ट्रॉनों का एक युग्म साझा करते हैं।

यही वह पहला स्थान है जहाँ बिंदुओं का अर्थ थोड़ा बदल जाता है। स्वतंत्र परमाणु में कोई बिंदु उस परमाणु से संबंधित होता है। सहसंयोजक बंध में इलेक्ट्रॉनों का एक युग्म दो नाभिकों के बीच साझा होता है।

हम सामान्यतः साझा बिंदु-युग्म को एक रेखा से बदल देते हैं:

H:H

बन जाता है

H-H

एक रेखा दो इलेक्ट्रॉनों को दर्शाती है, एक को नहीं।

इसे अभी अच्छी तरह याद रखना महत्त्वपूर्ण है, क्योंकि प्रत्येक बंध को एक इलेक्ट्रॉन मान लेने से लुईस आरेख में बहुत-सी गलतियाँ होती हैं।

अष्टक की अवधारणा

बंधन बनाते समय कई मुख्य-समूह परमाणु अपने संयोजक कोश में आठ इलेक्ट्रॉनों की ओर प्रवृत्त होते हैं। इसे अष्टक नियम कहते हैं।

हाइड्रोजन अलग है। उसके पहले कोश में अधिकतम दो इलेक्ट्रॉन ही हो सकते हैं, इसलिए हाइड्रोजन अष्टक नहीं बल्कि द्वयक प्राप्त करने की ओर प्रवृत्त होता है।

अष्टक नियम एक उपयोगी मॉडल है, ऐसा नियम नहीं जिसका पालन हर रासायनिक प्रजाति करती हो। इसके महत्त्वपूर्ण अपवाद हैं, जिनमें बोरॉन जैसे तत्वों वाले अणु और विस्तारित संयोजक कोश वाली प्रजातियाँ शामिल हैं। फिर भी, यहाँ विचार की गई सामान्य HSC लुईस संरचनाओं के लिए अष्टक नियम एक बहुत अच्छा प्रारंभिक बिंदु है।

05अणु बनाने की एक विश्वसनीय विधि

सरल सहसंयोजक अणुओं और बहुपरमाणुक आयनों के लिए इस क्रम का उपयोग कीजिए।

1. प्रत्येक संयोजक इलेक्ट्रॉन गिनिए

हर परमाणु द्वारा दिए गए संयोजक इलेक्ट्रॉनों को जोड़िए।

फिर आवेश के अनुसार समायोजन कीजिए:

• प्रत्येक ऋणात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन जोड़िए
• प्रत्येक धनात्मक आवेश के लिए एक इलेक्ट्रॉन घटाइए

2. केंद्रीय परमाणु चुनिए

केंद्रीय परमाणु सामान्यतः वह परमाणु होता है जो कई बंध बनाने में सक्षम हो।

सामान्य लुईस संरचना में हाइड्रोजन कभी केंद्रीय परमाणु नहीं होता क्योंकि यह केवल एक बंध बनाता है।

फ्लोरीन और क्लोरीन जैसे हैलोजन भी सामान्यतः अंतिम सिरों पर स्थित परमाणु होते हैं।

3. परमाणुओं को एकल बंधों से जोड़िए

प्रत्येक एकल बंध में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं।

इन बंधकारी इलेक्ट्रॉनों को अपने कुल इलेक्ट्रॉनों से घटाइए।

4. पहले बाहरी परमाणुओं को पूर्ण कीजिए

अंतिम सिरों पर स्थित परमाणुओं को अष्टक पूरा करने के लिए पर्याप्त इलेक्ट्रॉन दीजिए, केवल हाइड्रोजन इसका अपवाद है, जिसे दो ही चाहिए।

5. शेष इलेक्ट्रॉन केंद्रीय परमाणु पर रखिए

जो भी इलेक्ट्रॉन अभी उपयोग नहीं हुए हैं, वे केंद्रीय परमाणु पर एकाकी युग्म बनते हैं।

6. केंद्रीय परमाणु की जाँच कीजिए

यदि केंद्रीय परमाणु का अष्टक अभी भी पूरा नहीं हुआ है, तो पड़ोसी परमाणु का कोई एकाकी युग्म दूसरा या तीसरा बंधकारी युग्म बन सकता है।

इससे द्विबंध या त्रिबंध बनता है।

7. सब कुछ फिर से गिनिए

आपकी अंतिम संरचना में संयोजक इलेक्ट्रॉनों की संख्या बिल्कुल उतनी ही होनी चाहिए जितनी आपने शुरुआत में गणना की थी।

यह अंतिम जाँच आश्चर्यजनक रूप से बहुत-सी गलतियाँ पकड़ लेती है।

06एकाकी युग्म अतिरिक्त बचे हुए इलेक्ट्रॉन नहीं हैं

एक एकाकी युग्म संयोजक इलेक्ट्रॉनों का ऐसा युग्म है जो किसी एक परमाणु पर स्थित होता है और बंध में उपयोग नहीं होता।

एक समूह परियोजना की कल्पना कीजिए जिसमें दो विद्यार्थी एक पाठ्यपुस्तक साझा करने पर सहमत होते हैं। वह साझा पुस्तक एक बंधकारी युग्म जैसी है। यदि कोई विद्यार्थी दो अन्य पुस्तकें पूरी तरह अपने पास रखता है, तो वे एकाकी युग्म जैसी हैं।

यह उपमा पूरी तरह सटीक नहीं है क्योंकि इलेक्ट्रॉन ऐसी स्वामित्व वाली वस्तुएँ नहीं हैं जो किसी एक परमाणु पर स्थिर बैठी हों। इलेक्ट्रॉन घनत्व का वर्णन क्वांटम यांत्रिकी से किया जाता है, और बंधकारी इलेक्ट्रॉन आणविक कक्षकों में स्थित होते हैं। लेकिन लुईस आरेखों के लिए “साझा युग्म” और “एकाकी युग्म” उपयोगी गणना-संबंधी अवधारणाएँ हैं।

एकाकी युग्म महत्त्वपूर्ण हैं क्योंकि वे केवल चित्र को ही प्रभावित नहीं करते। आगे चलकर वे आपको यह अनुमान लगाने में मदद करेंगे:

• आणविक आकार
• बंध कोण
• आणविक ध्रुवता
• अंतराआणविक बल

इसलिए इन्हें केवल बचे हुए बिंदु मानकर अनदेखा न करें।

H O H

H-O-H

  ••
H-O-H
  ••

07जब एकल बंध पर्याप्त नहीं होते

अब \(\ce{CO2}\) पर विचार कीजिए।

यदि हम सब कुछ एकल बंधों से जोड़ दें, तो शुरुआत इस प्रकार हो सकती है:

O-C-O

यह देखने में उचित लगता है। लेकिन लुईस संरचनाएँ इस बात से निर्धारित होती हैं कि इलेक्ट्रॉनों की गणना सही है या नहीं, न कि इस बात से कि चित्र कितना व्यवस्थित दिखता है।

O-C-O

••       ••
••O-C-O••
••       ••

••     ••
O=C=O
••     ••

08एकल, द्वि और त्रिबंध

लुईस आरेख अलग-अलग संख्या में साझा इलेक्ट्रॉन युग्मों को अलग-अलग संख्या की रेखाओं से दर्शाते हैं।

नाइट्रोजन में त्रिबंध को इस प्रकार दिखाया जा सकता है:

:N≡N:

प्रत्येक नाइट्रोजन के पास हैं:

• त्रिबंध में शामिल छह इलेक्ट्रॉन
• दो इलेक्ट्रॉनों वाला एक एकाकी युग्म

इस प्रकार प्रत्येक नाइट्रोजन का अष्टक पूरा होता है।

तीन बंध रेखाओं को “तीन इलेक्ट्रॉन” न समझें। तीन रेखाओं का अर्थ तीन युग्म हैं, इसलिए यह बंध छह इलेक्ट्रॉनों को दर्शाता है।

09बहुपरमाणुक आयनों की लुईस संरचनाएँ

एक बहुपरमाणुक आयन में कई सहसंयोजक रूप से बंधित परमाणु होते हैं, लेकिन पूरी प्रजाति पर कुल विद्युत आवेश होता है।

विधि लगभग उदासीन अणु जैसी ही है। मुख्य अंतर बिल्कुल शुरुआत में आता है: आवेश उपलब्ध इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या बदल देता है।

अमोनियम आयन, \(\ce{NH4+}\), पर विचार कीजिए।

नाइट्रोजन पाँच संयोजक इलेक्ट्रॉन देता है। चार हाइड्रोजन चार और देते हैं:

\[ 5 + 4 = 9 \]

लेकिन इस प्रजाति पर \(+1\) आवेश है, जिसका अर्थ है कि एक इलेक्ट्रॉन हटाया गया है:

\[ 9 - 1 = 8 \text{ संयोजक इलेक्ट्रॉन} \]

ये आठ इलेक्ट्रॉन चार N-H बंध बनाते हैं:

    H
    |
[H-N-H]⁺
    |
    H

\(\ce{NH4+}\) में नाइट्रोजन पर कोई एकाकी युग्म नहीं होता।

इसकी तुलना उदासीन अमोनिया, \(\ce{NH3}\), से कीजिए:

   ••
H-N-H
   |
   H

अमोनिया में तीन N-H बंध और नाइट्रोजन पर एक एकाकी युग्म होता है।

अमोनिया में \(\mathrm{H}^{+}\) जोड़ने से \(\ce{NH4+}\) बन सकता है। नाइट्रोजन का एकाकी युग्म नए N-H बंध में शामिल हो जाता है।

यह तुलना उपयोगी है क्योंकि इससे पता चलता है कि आवेश केवल आरेख के बाहर लिखे चिह्न को ही नहीं, बल्कि बंधन के पैटर्न को भी बदल सकता है।

10लुईस आरेख में होने वाली सबसे लुभावनी गलतियाँ

गलती 1: प्रत्येक बंध को एक इलेक्ट्रॉन मानना

एक बंध रेखा दो इलेक्ट्रॉनों को दर्शाती है।

इसलिए तीन एकल बंधों में होते हैं:

\[ 3 \times 2 = 6 \text{ इलेक्ट्रॉन} \]

तीन इलेक्ट्रॉन नहीं।

गलती 2: हाइड्रोजन को आठ इलेक्ट्रॉन देना

हाइड्रोजन को अपने पहले कोश में केवल दो इलेक्ट्रॉन चाहिए।

यदि आप हाइड्रोजन के चारों ओर बहुबंध या एकाकी युग्म बना रहे हैं, तो कहीं न कहीं गलती हुई है।

गलती 3: आयनिक आवेश के अनुसार समायोजन करना भूलना

\(\ce{NH4+}\) के लिए उदासीन परमाणुओं द्वारा दिए जाने वाले इलेक्ट्रॉनों से एक कम इलेक्ट्रॉन गिनिए।

ऋणात्मक आवेश वाली प्रजाति के लिए इलेक्ट्रॉन जोड़िए।

गलती 4: बाहरी परमाणु पूरे करना लेकिन केंद्रीय परमाणु को भूल जाना

\(\ce{CO2}\) के पहले प्रयास में ठीक यही होता है। ऑक्सीजन परमाणुओं के अष्टक पूरे हो सकते हैं, जबकि कार्बन में अभी भी इलेक्ट्रॉनों की कमी हो।

हमेशा हर परमाणु की जाँच कीजिए।

गलती 5: आरेख को “सही दिखाने” के लिए इलेक्ट्रॉन जोड़ना या हटाना

संयोजक इलेक्ट्रॉनों की कुल संख्या निश्चित होती है।

हर परमाणु का अष्टक पूरा करने के लिए आप मनमाने अतिरिक्त बिंदु नहीं जोड़ सकते। यदि गणना सही नहीं बैठती, तो बंधन की व्यवस्था पर फिर से विचार कीजिए।

गलती 6: यह मान लेना कि अष्टक नियम के कोई अपवाद नहीं हैं

अष्टक नियम कई सरल संरचनाओं के लिए बहुत अच्छी तरह काम करता है, लेकिन यह सार्वभौमिक नहीं है।

उदाहरण के लिए, बोरॉन ऐसे स्थिर यौगिक बना सकता है जिनमें उसके चारों ओर आठ से कम इलेक्ट्रॉन होते हैं। आवर्त 3 और उसके आगे के तत्व ऐसी संरचनाओं में भी दिखाई दे सकते हैं जिनमें केंद्रीय परमाणु के चारों ओर आठ से अधिक इलेक्ट्रॉन होते हैं।

इसलिए अष्टक नियम का उपयोग एक शक्तिशाली मॉडल के रूप में कीजिए, फिर जाँचिए कि आप जिस प्रजाति का अध्ययन कर रहे हैं वह मान्य अपवादों में से एक तो नहीं है।

11जाँच करने की एक तेज़ प्रक्रिया

किसी भी लुईस संरचना को स्वीकार करने से पहले चार चीज़ें जाँचिए:

1. कुल इलेक्ट्रॉन: क्या आरेख में संयोजक इलेक्ट्रॉनों की संख्या ठीक उतनी ही है जितनी गणना की गई थी?
2. हाइड्रोजन: क्या प्रत्येक H का एक बंध है और इसलिए उसे दो इलेक्ट्रॉनों तक पहुँच मिलती है?
3. बाहरी परमाणु: जहाँ अपेक्षित हो, क्या सामान्य मुख्य-समूह परमाणुओं के अष्टक पूरे हैं?
4. केंद्रीय परमाणु: क्या उसके पास भी उपयुक्त इलेक्ट्रॉन व्यवस्था है, या बहुबंधों की आवश्यकता है?

यह प्रक्रिया सामान्यतः हर अणु का तैयार आरेख याद करने की कोशिश से अधिक तेज़ होती है।

12प्रश्न और समाधान

प्रश्न 1

एक उदासीन फ्लोरीन परमाणु का लुईस डॉट आरेख बनाइए। बताइए कि इसमें कितने संयोजक इलेक्ट्रॉन हैं और उनमें से कितने अयुग्मित हैं।

समाधान 1

एक फ्लोरीन परमाणु में सात संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिनमें से एक अयुग्मित होता है।

फ्लोरीन समूह 17 में है, इसलिए उसके बाहरी कोश में सात इलेक्ट्रॉन होते हैं। शेष इलेक्ट्रॉनों का युग्मन करने से पहले F के प्रत्येक ओर एक इलेक्ट्रॉन रखिए।

एक स्वीकार्य आरेख है:

   ••
•• F ••
   •

तीन युग्म और एक अकेला इलेक्ट्रॉन है:

\[ 3(2) + 1 = 7 \text{ संयोजक इलेक्ट्रॉन} \]

एक अयुग्मित इलेक्ट्रॉन का होना इस तथ्य के अनुरूप है कि फ्लोरीन सामान्यतः एक सहसंयोजक बंध बनाता है। सामान्य भ्रम यह है कि “सात संयोजक इलेक्ट्रॉन” को “सात बंध” समझ लिया जाए। लुईस बिंदु इलेक्ट्रॉनों को दर्शाते हैं, बंधों को नहीं।

प्रश्न 2

फ्लोराइड आयन, \(\mathrm{F}^{-}\), का लुईस आरेख बनाइए और समझाइए कि इसमें उदासीन फ्लोरीन परमाणु की तुलना में बिंदुओं की संख्या अलग क्यों है।

समाधान 2

फ्लोराइड आयन में F के चारों ओर आठ संयोजक इलेक्ट्रॉन दिखाए जाते हैं, और इसे \(1-\) आवेश के साथ कोष्ठकों में लिखा जाता है।

उदासीन फ्लोरीन में सात संयोजक इलेक्ट्रॉन होते हैं। ऋणात्मक आवेश बताता है कि इसने एक अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन ग्रहण किया है:

\[ 7 + 1 = 8 \text{ इलेक्ट्रॉन} \]

इसका लुईस आरेख है:

    ••
[•• F ••]⁻
    ••

इसलिए फ्लोरीन में चार इलेक्ट्रॉन युग्म और पूर्ण अष्टक होता है।

लुभावनी गलती यह है कि सात बिंदु बनाकर केवल माइनस चिह्न जोड़ दिया जाए। ऐसा करने पर ऋणात्मक आवेश के वास्तविक भौतिक अर्थ की अनदेखी होगी: आयन में उदासीन परमाणु की तुलना में एक इलेक्ट्रॉन अधिक होता है।

प्रश्न 3

\(\ce{NH3}\) की लुईस संरचना बनाइए। नाइट्रोजन परमाणु के चारों ओर बंधकारी युग्मों और एकाकी युग्मों की संख्या बताइए।

समाधान 3

\(\ce{NH3}\) की लुईस संरचना में तीन N-H बंधकारी युग्म और नाइट्रोजन पर एक एकाकी युग्म होता है।

नाइट्रोजन पाँच संयोजक इलेक्ट्रॉन देता है और तीन हाइड्रोजन परमाणु एक-एक इलेक्ट्रॉन देते हैं:

\[ 5 + 3(1) = 8 \text{ संयोजक इलेक्ट्रॉन} \]

नाइट्रोजन को केंद्र में रखिए और तीन N-H एकल बंध बनाइए। ये बंध उपयोग करते हैं:

\[ 3(2) = 6 \text{ इलेक्ट्रॉन} \]

दो इलेक्ट्रॉन शेष रहते हैं:

\[ 8 - 6 = 2 \]

वे नाइट्रोजन पर एक एकाकी युग्म बनाते हैं:

   ••
H-N-H
   |
   H

प्रत्येक हाइड्रोजन को एक बंध के माध्यम से दो इलेक्ट्रॉन उपलब्ध होते हैं। नाइट्रोजन के तीन बंधों में छह इलेक्ट्रॉन और एकाकी युग्म में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, जिससे नाइट्रोजन के चारों ओर कुल आठ इलेक्ट्रॉन हो जाते हैं।

एकाकी युग्म महत्त्वपूर्ण है। इसे छोड़ देने पर अणु के आठ संयोजक इलेक्ट्रॉनों में से केवल छह का ही हिसाब होगा।

प्रश्न 4

एक विद्यार्थी \(\ce{CH2O}\) के लिए निम्न लुईस संरचना प्रस्तावित करता है:

H
|
H-C-O

फिर वह ऑक्सीजन पर तीन एकाकी युग्म रखता है।

निर्धारित कीजिए कि यह संरचना मान्य है या नहीं। यदि नहीं, तो इससे बेहतर लुईस संरचना बनाइए और समझाइए कि क्या गलत था।

समाधान 4

प्रस्तावित संरचना पूर्ण लुईस संरचना के रूप में मान्य नहीं है। कार्बन परमाणु का अष्टक अधूरा है, इसलिए C=O द्विबंध आवश्यक है।

पहले संयोजक इलेक्ट्रॉन गिनिए:

• C 4 देता है
• दो H परमाणु \(2(1)=2\) देते हैं
• O 6 देता है

इसलिए:

\[ 4 + 2 + 6 = 12 \text{ संयोजक इलेक्ट्रॉन} \]

प्रस्तावित तीन एकल बंध उपयोग करते हैं:

\[ 3(2) = 6 \text{ इलेक्ट्रॉन} \]

ऑक्सीजन पर तीन एकाकी युग्म छह और इलेक्ट्रॉन उपयोग करते हैं, इसलिए सभी 12 इलेक्ट्रॉन उपयोग हो चुके हैं।

हालाँकि, कार्बन के चारों ओर केवल तीन बंध हैं, जिससे उसे आठ के बजाय छह इलेक्ट्रॉनों तक पहुँच मिलती है।

इसलिए ऑक्सीजन के एक एकाकी युग्म को दूसरा C-O बंधकारी युग्म बनना होगा:

H
 \
  C=O
 /
H
  ••
  ••

या परमाणुओं को अलग ढंग से व्यवस्थित करके:

  H
  |
H-C=O
    ••
    ••

अंतिम संरचना में दो C-H एकल बंध, एक C=O द्विबंध और ऑक्सीजन पर दो एकाकी युग्म होते हैं।

गलती यह मान लेना है कि कुल इलेक्ट्रॉन संख्या सही होने से संरचना अपने-आप सही हो जाती है। आपको प्रत्येक परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉनों की व्यवस्था भी जाँचनी चाहिए।

प्रश्न 5

एक विद्यार्थी कहता है, “अमोनियम आयन, \(\ce{NH4+}\), में नाइट्रोजन पर एक एकाकी युग्म होना ही चाहिए क्योंकि उदासीन नाइट्रोजन पाँच संयोजक इलेक्ट्रॉनों से शुरू करता है।”

इलेक्ट्रॉन गणना का उपयोग करके इस दावे की जाँच कीजिए।

समाधान 5

यह दावा गलत है: \(\ce{NH4+}\) की सामान्य लुईस संरचना में नाइट्रोजन पर कोई एकाकी युग्म नहीं होता।

पहले उदासीन परमाणुओं द्वारा दिए गए इलेक्ट्रॉन गिनिए:

\[ 5 + 4(1) = 9 \]

\(+1\) आवेश का अर्थ है कि आयन में एक इलेक्ट्रॉन कम है:

\[ 9 - 1 = 8 \text{ संयोजक इलेक्ट्रॉन} \]

चार N-H एकल बंधों के लिए ठीक आठ इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है:

\[ 4(2) = 8 \text{ इलेक्ट्रॉन} \]

इसलिए संरचना है:

    H
    |
[H-N-H]⁺
    |
    H

सभी आठ उपलब्ध संयोजक इलेक्ट्रॉन पहले ही चार बंधों में शामिल हैं। एकाकी युग्म के लिए कोई इलेक्ट्रॉन शेष नहीं बचता।

फिर भी नाइट्रोजन का अष्टक पूरा है क्योंकि चार बंध उसके चारों ओर आठ बंधकारी इलेक्ट्रॉन रखते हैं।

गलत धारणा इस कारण उत्पन्न होती है कि बंध बनने के बाद भी नाइट्रोजन के मूल पाँच इलेक्ट्रॉनों को अलग-अलग ट्रैक करने की कोशिश की जाती है। लुईस संरचनाओं को पूरी प्रजाति के कुल संयोजक-इलेक्ट्रॉन भंडार को गिनकर समझना बेहतर है।

प्रश्न 6

एक काल्पनिक अणु \(\ce{OF2}\) में ऑक्सीजन दो फ्लोरीन परमाणुओं से बंधित है।

एक विद्यार्थी तर्क देता है कि ऑक्सीजन को दोनों फ्लोरीन परमाणुओं के साथ द्विबंध बनाने चाहिए क्योंकि “द्विबंध केंद्रीय परमाणु को अधिक मजबूत अष्टक देते हैं”।

उपयुक्त लुईस संरचना बनाइए और समझाइए कि प्रस्तावित द्विबंध अनावश्यक क्यों हैं।

समाधान 6

उपयुक्त लुईस संरचना में दो O-F एकल बंध, ऑक्सीजन पर दो एकाकी युग्म और प्रत्येक फ्लोरीन पर तीन एकाकी युग्म होते हैं। द्विबंध आवश्यक नहीं हैं।

संयोजक इलेक्ट्रॉन गिनिए:

\[ 6 + 2(7) = 20 \text{ संयोजक इलेक्ट्रॉन} \]

दो O-F एकल बंध चार इलेक्ट्रॉन उपयोग करते हैं:

\[ 2(2) = 4 \]

इससे शेष रहते हैं:

\[ 20 - 4 = 16 \text{ इलेक्ट्रॉन} \]

दोनों फ्लोरीन के अष्टक पूरे करने के लिए प्रत्येक फ्लोरीन पर एकाकी युग्मों में छह इलेक्ट्रॉनों की आवश्यकता होती है:

\[ 2(6) = 12 \text{ इलेक्ट्रॉन} \]

चार इलेक्ट्रॉन शेष रहते हैं, जो ऑक्सीजन पर दो एकाकी युग्म बनाते हैं।

एक संक्षिप्त आरेख है:

  ••       ••
••F-O-F••
  •• ••    ••
     ••

इससे भी अधिक महत्त्वपूर्ण है ऑक्सीजन के चारों ओर इलेक्ट्रॉनों को गिनना। उसके दो बंधों से चार इलेक्ट्रॉन और दो एकाकी युग्मों से चार इलेक्ट्रॉन हैं:

\[ 4 + 4 = 8 \]

ऑक्सीजन का अष्टक पहले ही पूरा है।

इसलिए ऑक्सीजन के संयोजक कोश को पूरा करने के लिए द्विबंधों की आवश्यकता नहीं होगी। विद्यार्थी की गलती यह मानना है कि द्विबंध अपने-आप एकल बंध से “बेहतर” होता है। लुईस संरचनाएँ अधिकतम बंध-क्रम बनाने की प्रतियोगिता नहीं हैं। बंधन की व्यवस्था को उपलब्ध इलेक्ट्रॉनों की संख्या के अनुरूप होना चाहिए और इलेक्ट्रॉनों का उचित वितरण देना चाहिए।

विशेष रूप से फ्लोरीन सामान्य सरल लुईस संरचनाओं में प्रायः एक ही बंध बनाता है, क्योंकि उसके सात संयोजक इलेक्ट्रॉन उसे अष्टक से केवल एक इलेक्ट्रॉन कम रखते हैं।

13लुईस आरेखों से आगे क्या निर्धारित किया जा सकता है

लुईस संरचना केवल इलेक्ट्रॉनों का अंतिम चित्र नहीं है। जब आपको किसी केंद्रीय परमाणु के चारों ओर बंधन क्षेत्रों और एकाकी युग्मों की संख्या ज्ञात हो जाती है, तो आप अणु के त्रिविमीय आकार का अनुमान लगाना शुरू कर सकते हैं।

उदाहरण के लिए, \(\ce{CO2}\) में कार्बन के चारों ओर दो बंधन क्षेत्र और कोई एकाकी युग्म नहीं है, जबकि \(\ce{H2O}\) में ऑक्सीजन के चारों ओर दो बंधन क्षेत्र और दो एकाकी युग्म हैं। इसलिए उनकी लुईस संरचनाओं में वह जानकारी होती है जो यह समझाने के लिए आवश्यक है कि कार्बन डाइऑक्साइड रैखिक क्यों है जबकि पानी मुड़ा हुआ है।

अगला चरण वह है जहाँ इलेक्ट्रॉन-युग्म प्रतिकर्षण और आणविक ज्यामिति एक समतल लुईस आरेख को अणु के वास्तविक आकार के मॉडल में बदल देते हैं।