विषय

• कदम

ड्राइंग लुईस संरचनाएं ("नोटेशन" या "लुईस आरेख" के रूप में भी जाना जाता है) कई रसायन विज्ञान के छात्रों को भ्रमित करती है, खासकर उन सबसे अनुभवहीन। हालांकि, वे अलग-अलग परमाणुओं और अणुओं को शामिल करने वाले विद्युत कनेक्शन और कॉन्फ़िगरेशन को समझना बहुत आसान बनाते हैं। इस प्रक्रिया की जटिलता आपके इरादे पर निर्भर करती है: सहसंयोजक या आयनिक बंध या बड़ी संरचनाओं के साथ डायटोमिक अणुओं (दो परमाणुओं के साथ) का प्रतिनिधित्व करने के लिए।

कदम

विधि 1 की 3: सहसंयोजक बंधों के साथ डायटोमिक संरचनाएं डिजाइन करना

1. 

   प्रत्येक परमाणु के लिए परमाणु प्रतीक पर ध्यान दें, अगल-बगल। वे उन परमाणुओं का प्रतिनिधित्व करते हैं जो सहसंयोजक बंधन बनाते हैं। इन कनेक्शनों को स्वयं बनाने के लिए प्रतीकों के बीच पर्याप्त स्थान छोड़ दें।
   • सहसंयोजक बंधन आमतौर पर दो अमेटल्स के बीच होते हैं।

2. 

   
   
   दो परमाणुओं के बीच बंधन की डिग्री निर्धारित करें। प्रत्येक परमाणु में एक सिंगल, डबल या ट्रिपल बॉन्ड हो सकता है। यह आमतौर पर परमाणु के आठ इलेक्ट्रॉनों (या दो, हाइड्रोजन के मामले में) के साथ घाटी के गोले तक पहुंचने की प्रवृत्ति पर निर्भर करता है। यह पता लगाने के लिए कि प्रत्येक आइटम में कितने इलेक्ट्रॉन होंगे, बांड की डिग्री को दो से गुणा करें (प्रत्येक बॉन्ड में दो इलेक्ट्रॉन शामिल होते हैं) और फिर अनसेंडेड इलेक्ट्रॉनों की संख्या जोड़ें।

3. 

   
   
   ड्राइंग में लिंक जोड़ें। प्रत्येक को दो परमाणुओं के बीच की रेखा द्वारा दर्शाया गया है। सरल कनेक्शन के लिए, बस एक रेखा खींचें जो दोनों वस्तुओं को जोड़ता है; डबल या ट्रिपल बॉन्ड के लिए, क्रमशः दो या तीन डैश ड्रा करें।
   • उदाहरण के लिए: एन₂ (नाइट्रोजन गैस) में दो परमाणु होते हैं जो एक ट्रिपल बॉन्ड से जुड़े होते हैं। इसलिए, लुईस अंकन के रूप में, अणु को दो अक्षरों एन के बीच तीन समानांतर रेखाओं के साथ दर्शाया जाता है।

4. 

   
   
   ढीले इलेक्ट्रॉनों को ड्रा करें। एक या दोनों परमाणुओं में वैलेंस शेल में कुछ इलेक्ट्रॉन ढीले हो सकते हैं। जब ऐसा होता है, तो उनमें से प्रत्येक का एक बिंदु के साथ प्रतिनिधित्व करें। ज्यादातर मामलों में, किसी भी परमाणु में आठ से अधिक इलेक्ट्रॉन नहीं होने चाहिए; अपने परिणामों का परीक्षण करने के लिए, प्रत्येक बिंदु को एक इलेक्ट्रॉन और प्रत्येक पंक्ति को दो के रूप में गिनें।
   • उदाहरण के लिए: ओ₂ (ऑक्सीजन गैस) में दो समानांतर रेखाएँ होती हैं जो परमाणुओं को जोड़ती हैं, प्रत्येक में दो जोड़े होते हैं।

विधि 2 की 3: सहसंयोजक बंधों के साथ बड़े अणुओं के लिए लुईस संरचनाओं को डिजाइन करना

1. 

   अणु के केंद्रीय परमाणु का निर्धारण करें। यह आम तौर पर सबसे कम विद्युतीय है और इसलिए कई अन्य परमाणुओं के साथ बांड बनाने की सबसे अधिक संभावना है। "केंद्रीय परमाणु" शब्द का उपयोग किया जाता है क्योंकि अणु के सभी अन्य घटक इसे बांधते हैं (भले ही वे एक दूसरे से बंधे नहीं हों)।
   • फॉस्फोरस और कार्बन जैसे परमाणु अक्सर केंद्रीय होते हैं।
   • कुछ और जटिल अणुओं में, एक से अधिक केंद्रीय परमाणु होते हैं।

2. 

   केंद्रीय परमाणु के वैलेंस शेल के इलेक्ट्रॉनों का अध्ययन करें। आम तौर पर (लेकिन हमेशा नहीं), परमाणु खुद को आठ इलेक्ट्रॉनों के साथ घेरना पसंद करते हैं - तथाकथित ऑक्टेट नियम में। जब केंद्रीय परमाणु दूसरों के साथ बंधते हैं, तो सबसे स्थिर विन्यास वह है जो इस नियम को पूरा करता है। इस प्रकार, केंद्रीय परमाणु और अन्य के बीच जाली वाले बांड की संख्या निर्धारित करना संभव है, क्योंकि प्रत्येक बंधन दो इलेक्ट्रॉनों का प्रतिनिधित्व करता है।
   • फॉस्फोरस जैसे कुछ बड़े परमाणु, ऑक्टेट नियम को दरकिनार कर सकते हैं।
   • उदाहरण के लिए: कार्बन डाइऑक्साइड (CO)₂) में दो ऑक्सीजन होते हैं जिनमें एक डबल सहसंयोजक बंधन होता है जो केंद्रीय परमाणु, कार्बन के लिए होता है। इस प्रकार, अणु के सभी घटक नियम का पालन करते हैं।
   • बदले में, फास्फोरस पेंटाक्लोराइड (पीसीएल)₅) ऑक्टेट नियम को दरकिनार करता है, क्योंकि इसमें केंद्रीय परमाणु के साथ पांच जोड़े बंधन होते हैं। यह अणु साधारण सहसंयोजक बंधों के साथ पांच क्लोरीन परमाणुओं को फास्फोरस में लाता है, जो केंद्रीय है। इस प्रकार, ये पांच परमाणु ओकटेट नियम का अनुपालन करते हैं, लेकिन फॉस्फोरस नहीं करता है।

3. 

   केंद्रीय परमाणु का प्रतीक नोट करें। बड़े सहसंयोजक अणुओं के साथ, केंद्रीय परमाणु से ड्राइंग शुरू करना बेहतर होता है। एक बार में सभी परमाणु प्रतीकों को न लिखें और प्रत्येक सदस्य को जगह देने के बारे में निर्णय लेने के बाद उचित ऐड-ऑन के लिए बहुत जगह छोड़ दें।

4. 

   केंद्रीय परमाणु के इलेक्ट्रॉनिक ज्यामिति को ड्रा करें। इलेक्ट्रॉनों की प्रत्येक ढीली जोड़ी के लिए, केंद्रीय परमाणु के पास, दो छोटे बिंदुओं को एक साथ खींचें। प्रत्येक सरल बंधन के लिए, एक रेखा खींचना जो परमाणु से दूर जाती है। अंत में, प्रत्येक डबल या ट्रिपल बॉन्ड के लिए, क्रमशः दो या तीन लाइनें खींचें। इस तरह, आप उस नक्शे को देखेंगे जहाँ अन्य अणु केंद्रीय परमाणु से बंधेंगे।

5. 

   शेष परमाणु जोड़ें। अणु का प्रत्येक घटक जो केंद्रीय परमाणु से बाहर आता है, उनमें से एक से जुड़ेगा। इलेक्ट्रॉन साझाकरण को इंगित करने के लिए इन कनेक्शनों के अंत में प्रत्येक प्रतीक का एक नोट बनाएं।

6. 

   अन्य इलेक्ट्रॉनों के बंध को समाप्त करें। प्रत्येक बॉन्ड को दो इलेक्ट्रॉनों के रूप में गिनें (डबल या ट्रिपल बॉन्ड वाले क्रमशः चार और छह)। फिर, प्रत्येक परमाणु के लिए इलेक्ट्रॉन जोड़े जोड़ें, जब तक कि आप प्रत्येक घटक के लिए ऑक्टेट नियम को संतुष्ट न करें। परिणाम पर ध्यान देने के लिए, प्रत्येक बिंदु को एक इलेक्ट्रॉन के रूप में और प्रत्येक बंधन को दो के रूप में गिनें। योग आठ होना चाहिए।
   • ऐसे परमाणु होते हैं जो ऑक्टेट नियम से अधिक होते हैं, जैसे हाइड्रोजन - जिसमें केवल एक बार में शून्य या दो इलेक्ट्रॉन होते हैं।
   • जब एक हाइड्रोजन अणु एक अन्य परमाणु के साथ एक सहसंयोजक बंधन बना रहा है, तो साइट पर कोई ढीले इलेक्ट्रॉनों नहीं होंगे।

3 की विधि 3: आयनों के साथ लुईस संरचनाओं को खींचना

1. 

   आयनों के परमाणु चिन्ह पर ध्यान दें। यह परमाणुओं के परमाणु प्रतीक के बराबर है जिसने उन्हें बनाया था। कागज पर जगह छोड़ दें ताकि आप बाद में इलेक्ट्रॉनों और वर्ग कोष्ठक जोड़ सकें। कुछ मामलों में, आयन पॉलीएटोमिक अणु होते हैं (एक से अधिक परमाणु के साथ) और सभी परमाणुओं के लिए एक प्रतीक द्वारा पहचाने जाते हैं।
   • पॉलीआटोमिक आयन प्रतीक (जैसे NO3- या SO42-) बनाने के लिए, पिछले पद्धति में दिए गए निर्देशों का पालन करें।

2. 

   इलेक्ट्रॉनों को जोड़ें। परमाणु आम तौर पर तटस्थ होते हैं और उन पर कोई सकारात्मक या नकारात्मक चार्ज नहीं होता है। हालांकि, जब कोई परमाणु इलेक्ट्रॉनों को खो देता है या प्राप्त करता है, तो संतुलन बदल दिया जाता है - और इसे आयन कहा जाता है। लुईस अंकन में, बस अतिरिक्त इलेक्ट्रॉनों को जोड़ें और जो खो गए थे उन्हें हटा दें।
   • इलेक्ट्रॉनों को खींचते समय, ओकटेट नियम को याद रखें।
   • जब एक परमाणु इलेक्ट्रॉनों को खो देता है, तो यह एक धनात्मक आयन (एक कटियन कहा जाता है) बन जाता है। उदाहरण के लिए, लिथियम आयनन के दौरान वैलेंस शेल में अपना एकल इलेक्ट्रॉन खो देता है। इस प्रकार, इसकी लुईस संरचना बिना डॉट्स के केवल प्रतीक "ली" होगी।
   • जब एक परमाणु इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त करता है, तो यह एक नकारात्मक आयन (एनियन कहा जाता है) बन जाता है। उदाहरण के लिए, क्लोरीन, आयनन के दौरान एक इलेक्ट्रॉन प्राप्त करता है, आठ इलेक्ट्रॉनों के साथ वैलेंस शेल तक पहुंचता है। इसकी लुईस संरचना केवल "सीएल" प्रतीक होगी जिसके चारों ओर डॉट्स के चार जोड़े होंगे।

3. 

   आयन चार्ज निर्दिष्ट करें। यदि कोई चार्ज थकाऊ और समय लेने वाला है, तो यह निर्धारित करने के लिए प्रत्येक परमाणु के बिंदुओं की गणना करना। रीडिंग की व्याख्या की सुविधा के लिए, यह दिखाएं कि संरचना आवेश के माध्यम से एक आयन है। तो, बस परमाणु (या पॉलीटोमिक) प्रतीक के चारों ओर कोष्ठक बनाएं और फिर ऊपरी निचले कोने में इन प्रतीकों के बाहर के चार्ज पर ध्यान दें।
   • उदाहरण के लिए: मैग्नीशियम आयन में एक खाली वैलेंस परत होती है और इसके द्वारा दर्शाया जाता है।