રાસાયણિક બંધન અને વિદ્યુતઋણતા: વહેંચાયેલી જોડથી આયનીય લેટિસ સુધી

બંધ કેમ બને છે: ઊર્જા વિરુદ્ધ અંતર

એકબીજાથી દૂર રહેલા બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ આંતરક્રિયા કરતા નથી. તેઓ નજીક આવે તેમ, દરેક ઇલેક્ટ્રૉન બંને ન્યુક્લિયસ તરફ આકર્ષાય છે, અને ઊર્જા ઘટે છે. હજુ વધુ નજીક આવતાં, બંને ન્યુક્લિયસ એકબીજાને પ્રબળ રીતે અપાકર્ષે છે અને ઊર્જા વધે છે. બંધ લંબાઈ આ ઊર્જા કૂપના તળિયે રહેલું અંતર છે, H₂ માટે 74 pm, અને કૂપની ઊંડાઈ બંધ ઊર્જા છે, OpenStax Chemistry 2e કોષ્ટક 7.2 માં H–H માટે 436 kJ/mol.

દરેક બંધ આકર્ષણ અને અપાકર્ષણનું સંતુલન છે, તેથી બંધ તોડવામાં હંમેશાં ઊર્જા ખર્ચાય છે અને બંધ બનાવતાં હંમેશાં ઊર્જા મુક્ત થાય છે. જ્યારે બનતા બંધો તૂટતા બંધો કરતાં એકંદરે વધુ પ્રબળ હોય ત્યારે પ્રક્રિયા ઉષ્માક્ષેપક હોય છે.

વિદ્યુતઋણતા અને સહસંયોજકથી આયનીય સુધીનો માપક્રમ

વિદ્યુતઋણતા માપે છે કે પરમાણુ બંધમાંના વહેંચાયેલા ઇલેક્ટ્રૉનને કેટલા પ્રબળ રીતે આકર્ષે છે. પૉલિંગનો માપક્રમ સૌથી પ્રચલિત છે. તે પરિમાણરહિત, ગણતરીથી મેળવેલી સંખ્યા છે, માપેલો ગુણધર્મ નહીં. OpenStax આકૃતિ 7.6 માં, ફ્લોરિન 4.0 સાથે સૌથી ઊંચું છે, ત્યાર બાદ 3.5 સાથે ઑક્સિજન અને 3.0 સાથે નાઇટ્રોજન તથા ક્લોરિન આવે છે, અને સમૂહ 1 ની ધાતુઓ સૌથી નીચી છે, જેમ કે 0.9 સાથે સોડિયમ. મૂલ્યો આવર્તમાં આગળ જતાં વધે છે અને સમૂહમાં નીચે જતાં ઘટે છે.

બંધિત બે પરમાણુઓ વચ્ચેનો તફાવત ΔEN બંધનો આશરે પ્રકાર આપે છે. OpenStax આ માર્ગદર્શક સીમાઓ વાપરે છે: 0.4 થી ઓછો, અધ્રુવીય સહસંયોજક; 0.4 થી 1.8, ધ્રુવીય સહસંયોજક; 1.8 થી વધુ, આયનીય. વધુ વિદ્યુતઋણી પરમાણુ આંશિક ઋણ વીજભાર, δ−, ધરાવે છે.

આ સીમાઓ માર્ગદર્શિકાઓ છે અને તેના વાસ્તવિક અપવાદો છે. HF માટે ΔEN = 1.9 છે છતાં તે સહસંયોજક અણુ છે, અને SiF₄, દરેક Si–F બંધ માટે ΔEN = 2.2 સાથે, આણ્વિક વાયુ છે. ΔEN નો ઉપયોગ બંધોની સરખામણી કરવા માટે કરો, સંયોજનને નિશ્ચિતતાથી વર્ગીકૃત કરવા માટે નહીં.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ: છ બંધોને ધ્રુવીયતા પ્રમાણે ક્રમ આપવો

OpenStax આકૃતિ 7.6 નાં જૂનાં પૉલિંગ મૂલ્યો વાપરીને B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl અને K–Br ને સૌથી ઓછા ધ્રુવીયથી સૌથી વધુ ધ્રુવીય સુધી ક્રમ આપો: H 2.1, B 2.0, C 2.5, N 3.0, O 3.5, Al 1.5, P 2.1, Cl 3.0, Br 2.8 અને K 0.8.

તફાવતો B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 અને K–Br 2.0 છે, અને એ જ ક્રમ છે. બે પરિણામો ઘણા વિદ્યાર્થીઓને આશ્ચર્ય પમાડે છે. B–H માં, હાઇડ્રોજન ઋણ છેડો છે, કારણ કે બોરૉન હાઇડ્રોજન કરતાં ઓછો વિદ્યુતઋણી છે. અને K–Br આયનીય વિસ્તારમાં આવે છે, જે પોટેશિયમ બ્રોમાઇડ આયનીય ઘન હોવા સાથે સુસંગત છે, જ્યારે Al–Cl ધ્રુવીય સહસંયોજક વિસ્તારની ટોચની નજીક છે; ઍલ્યુમિનિયમ ક્લોરાઇડને કેટલીક કલાઓમાં આયનીય અને બીજી કલાઓમાં આણ્વિક તરીકે વર્ણવવામાં આવે છે.

દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા અને ટકાવાર આયનીય લક્ષણ

ધ્રુવીય બંધની દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા μ = Qr હોય છે, એટલે કે અલગ પડેલા વીજભારનું માન ગુણ્યા વીજભારો વચ્ચેનું અંતર. દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રાઓ સામાન્ય રીતે ડિબાયમાં અપાય છે: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. જો ઇલેક્ટ્રૉનનો પૂરો વીજભાર, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, 1 Å અંતર સુધી ખસેડવામાં આવે, તો દ્વિધ્રુવ ચાકમાત્રા 4.803 D થાય. માપેલા μ ની આ સંપૂર્ણ આયનીય મૂલ્ય સાથે સરખામણી કરવાથી આશરે ટકાવાર આયનીય લક્ષણ મળે છે, (μ માપેલું / μ સંપૂર્ણ આયનીય) × 100.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ 1. NIST Chemistry WebBook વાયુ-અવસ્થા H³⁵Cl માટે μ = 1.1085 D અને 1.27455 Å ની સંતુલન બંધ લંબાઈ યાદી કરે છે. એ અંતરે સંપૂર્ણ આયનીય H⁺Cl⁻ માટે μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D થાય. ટકાવાર આયનીય લક્ષણ 1.1085/6.122 × 100 = 18.1% છે. HF માટે, WebBook નાં મૂલ્યો μ = 1.82618 D અને r = 0.91680 Å સાથે, સંપૂર્ણ આયનીય મૂલ્ય 4.404 D છે અને આયનીય લક્ષણ 41.5% છે.

આ ક્રમ ΔEN (HCl માટે 0.9, HF માટે 1.9) સાથે સંમત છે, પરંતુ સંખ્યાઓ બતાવે છે કે મોટો ΔEN પણ વીજભારના સંપૂર્ણ સ્થાનાંતરણથી કેટલો દૂર છે. HF તેના ΔEN પરથી એકલા લાગે તેના કરતાં સહસંયોજક છેડાની વધુ નજીક છે.

લેટિસ ઊર્જા અને કુલંબનો નિયમ

આયનીય ઘન પદાર્થ સ્ફટિકમાંના દરેક ધનાયન અને દરેક ઋણાયન વચ્ચેના આકર્ષણ વડે જકડાયેલો રહે છે. તેની લેટિસ ઊર્જા એ ઘન પદાર્થના એક મોલને વાયુરૂપ આયનોમાં અલગ પાડવા માટે જરૂરી ઊર્જા છે. OpenStax તેને ધન તરીકે વ્યાખ્યાયિત કરે છે, પરંતુ કેટલાંક પાઠ્યપુસ્તકો ઊલટી પ્રક્રિયા વાપરે છે અને ઋણ મૂલ્યો આપે છે, તેથી પહેલાં ચિહ્ન પરંપરા ચકાસો.

કુલંબના નિયમ મુજબ, આકર્ષણ આયન વીજભારોના ગુણાકાર સાથે વધે છે અને આયનો વચ્ચેનું અંતર વધતાં ઘટે છે. સામાન્ય રીતે વીજભાર પ્રભાવી હોય છે. OpenStax વિભાગ 7.5 LiF ને 1023 kJ/mol પર અને MgO ને, જેના આયનો 2+ અને 2− વીજભાર ધરાવે છે, 3900 kJ/mol પર યાદી કરે છે, જે લગભગ ચાર ગણું મોટું છે. ત્યાર પછી કદ મહત્ત્વનું છે: MgF₂ 2957 kJ/mol અને MgI₂ 2327 kJ/mol છે, કારણ કે મોટો આયોડાઇડ આયન વીજભારોને વધુ દૂર રાખે છે.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ: સોડિયમ ક્લોરાઇડ માટે બૉર્ન–હેબર ચક્ર

લેટિસ ઊર્જાઓ સીધી માપી શકાતી નથી, તેથી તે હેસના નિયમના ચક્ર વડે શોધાય છે. NaCl(s) ને તેનાં તત્ત્વોમાંથી એવા પરોક્ષ માર્ગે બનાવો જેનાં બધાં પગલાં માપી શકાય તેવાં હોય, પછી શરત મૂકો કે એ માર્ગ સીધી નિર્માણ પ્રક્રિયા જેટલો જ કુલ ફેરફાર આપે.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ 2. આ પગલાં વાપરો. સોડિયમનું ઊર્ધ્વપાતન, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, OpenStax પરિશિષ્ટ G માંથી Na(g) નો ΔH°f. ક્લોરિન પરમાણુઓ બનાવો, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, Cl(g) નો ΔH°f. સોડિયમનું આયનીકરણ, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, NIST ના 5.1391 eV મૂલ્ય પરથી. ક્લોરિનમાં ઇલેક્ટ્રૉન ઉમેરો, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook માંની 3.6131 eV ની ઇલેક્ટ્રૉન-બંધુતા પરથી. છેલ્લે, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) લેટિસ ઊર્જા, U, મુક્ત કરે છે.

એકંદર પ્રક્રિયા Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s) છે, ΔH°f = −411.2 kJ/mol સાથે. તેથી 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, જે U = 787.2 kJ/mol આપે છે. ધ્યાન આપો કે આયનીકરણમાં ઇલેક્ટ્રૉન-બંધુતા પાછી આપે તેના કરતાં વધુ ઊર્જા ખર્ચાય છે. મોટી લેટિસ ઊર્જા વિના, તત્ત્વોમાંથી NaCl બનવું ઉષ્માક્ષેપક ન હોત. NaCl માટે પ્રકાશિત લેટિસ ઊર્જાઓ વપરાયેલા ડેટા અને પદ્ધતિ પ્રમાણે થોડા ટકા જુદી પડે છે (OpenStax 769 kJ ટાંકે છે), તેથી છેલ્લા અંકોને બદલે વલણોની સરખામણી કરો.

બંધ ઊર્જાઓ પરથી પ્રક્રિયા એન્થાલ્પીનો અંદાજ

વાયુ-અવસ્થા પ્રક્રિયાઓ માટે, તમે બંધો ગણીને ΔH નો અંદાજ કાઢી શકો: ΔH ≈ Σ(તૂટતા બંધોની ઊર્જાઓ) − Σ(બનતા બંધોની ઊર્જાઓ). કોષ્ટકબદ્ધ બંધ ઊર્જાઓ ઘણા અણુઓ પરની સરેરાશ છે, તેથી પરિણામ ફક્ત અંદાજ છે અને નિર્માણ એન્થાલ્પીઓ પરથી મળતા મૂલ્યથી દસેક કિલોજૂલ જેટલું જુદું પડી શકે છે.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ 3. C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) માટે ΔH નો અંદાજ કાઢો. ઇથિલીનના ચાર C–H બંધ ટકી રહે છે, તેથી તેમને અવગણો. તૂટતા: એક C=C (611 kJ/mol) અને એક H–H (436 kJ/mol), કુલ 1047 kJ. બનતા: એક C–C (345 kJ/mol) અને બે નવા C–H (2 × 415 kJ/mol), કુલ 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. પરિશિષ્ટ G માંથી નિર્માણ-એન્થાલ્પી મૂલ્ય −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ છે. અંદાજનું ચિહ્ન સાચું છે અને તે લગભગ 6% ની અંદર છે.

ટાળવા જેવી બંધન વિશેની ગેરસમજો

મોટા ભાગની ભૂલો આશરે માર્ગદર્શિકાઓને ચોક્કસ નિયમો તરીકે લેવાથી અથવા ચિહ્ન પરંપરાઓનું મિશ્રણ કરવાથી થાય છે. આ સૌથી સામાન્ય છે.

• ΔEN = 1.8 ને સહસંયોજક અને આયનીય વચ્ચેની તીક્ષ્ણ રેખા માનવી. માપક્રમ સતત છે, અને HF તથા SiF₄ જેવાં સંયોજનો નિયમ તોડે છે.
• વિદ્યુતઋણતાને ઇલેક્ટ્રૉન-બંધુતા સાથે ગૂંચવવી. ઇલેક્ટ્રૉન-બંધુતા વાયુરૂપ પરમાણુ માટે માપેલી ઊર્જા છે; વિદ્યુતઋણતા બંધમાંના પરમાણુનું વર્ણન કરે છે.
• માની લેવું કે વધુ વિદ્યુતઋણી પરમાણુ હંમેશાં તમે અપેક્ષા રાખો તે અધાતુ જ હોય. કોષ્ટક ચકાસો: B–H અને Si–H બંધોમાં, હાઇડ્રોજન ઋણ છેડો છે.
• બંધ-ઊર્જા સૂત્ર ઊલટાવવું. તે તૂટતા બંધો ઓછા બનતા બંધો છે, જે નિર્માણ-એન્થાલ્પી સૂત્રથી ઊલટો ક્રમ છે.
• એક જ બૉર્ન–હેબર ચક્રમાં લેટિસ-ઊર્જાની ચિહ્ન પરંપરાઓનું મિશ્રણ કરવું.
• દ્વિબંધને બે એકલ બંધ તરીકે ગણવો. C=C બંધ (611 kJ/mol) બે C–C બંધો (690 kJ/mol) કરતાં નબળો છે.