સંકરણ અને સિગ્મા તથા પાઇ બંધ: આણ્વિક આકાર પાછળની કક્ષકો

સંપાત પામતી કક્ષકો તરીકે બંધો

સંયોજકતા બંધ સિદ્ધાંત સહસંયોજક બંધને એવા વિસ્તારમાં વિરુદ્ધ ચક્રણ ધરાવતા બે ઇલેક્ટ્રૉન તરીકે વર્ણવે છે જ્યાં બે પરમાણુઓ પરની કક્ષકો સંપાત પામે છે. સંપાત ન્યુક્લિયસો વચ્ચે ઇલેક્ટ્રૉન ઘનતા કેન્દ્રિત કરે છે, જ્યાં તે બંનેને આકર્ષે છે. સામાન્ય રીતે વધુ સંપાતનો અર્થ વધુ પ્રબળ બંધ છે.

સંપાત બે રીતે થઈ શકે છે. સિગ્મા (σ) બંધમાં, કક્ષકો ન્યુક્લિયસોને જોડતી રેખા પર છેડે-છેડે મળે છે, તેથી ઇલેક્ટ્રૉન ઘનતા એ અક્ષ પર સૌથી વધુ હોય છે. પાઇ (π) બંધમાં, બે સમાંતર p કક્ષકો બાજુ-બાજુએ સંપાત પામે છે, તેથી ઘનતા અક્ષની ઉપર અને નીચે રહે છે, અને અક્ષને સમાવતું નોડલ સમતલ હોય છે. દરેક એકલ બંધ σ બંધ છે.

કાર્બનની 2s અને 2p કક્ષકોએ શા માટે મિશ્ર થવું પડે છે

કાર્બનની સંયોજકતા કક્ષકો એક 2s અને ત્રણ 2p છે. ત્રણ p કક્ષકો x, y અને z દિશામાં, એકબીજાથી 90° એ, હોય છે. જો મિથેનના ચાર C–H બંધો તેમનો સીધો ઉપયોગ કરે, તો ત્રણ બંધો 90° એ હોત અને એક જુદો હોત. તેના બદલે, CH₄ માંના ચારેય બંધો સરખા અને એકબીજાથી 109.5° ના અંતરે છે.

સંકરણ આ ઉકેલે છે. 2s કક્ષકને ત્રણેય 2p કક્ષકો સાથે ગાણિતિક રીતે જોડવાથી ચાર સમતુલ્ય sp³ સંકર કક્ષકો મળે છે, જે સમચતુષ્ફલકના ખૂણાઓ તરફ તકાયેલી હોય છે. સંકર કક્ષકોની સંખ્યા હંમેશાં મિશ્ર થયેલી પરમાણ્વીય કક્ષકોની સંખ્યા જેટલી હોય છે. દરેક sp³ કક્ષકમાં એક મોટો ખંડ હોય છે જે હાઇડ્રોજનની 1s કક્ષક સાથે સારી રીતે સંપાત પામે છે, તેથી જ સંકર કક્ષકો પ્રબળ σ બંધ બનાવે છે.

સ્ટેરિક સંખ્યા પરથી સંકરણ નક્કી કરવું

સંકરણ પરમાણુની આસપાસનાં ઇલેક્ટ્રૉન ક્ષેત્રોની સંખ્યા, એટલે કે VSEPR માંથી તેની સ્ટેરિક સંખ્યા, પરથી નક્કી થાય છે. એકાકી જોડ ક્ષેત્રો તરીકે ગણાય છે, અને બહુબંધ એક વાર ગણાય છે. સ્ટેરિક સંખ્યા જાણી લો પછી સંકરણ નિશ્ચિત થઈ જાય છે.

એકાકી જોડ પણ સંકર કક્ષકોમાં રહે છે અને બંધોને એકબીજાની વધુ નજીક ધકેલે છે. OpenStax Chemistry 2e (વિભાગ 8.2) એમોનિયામાં H–N–H ખૂણા માટે 107.3° અને પાણીમાં H–O–H માટે 104.5° આપે છે, બંને sp³ છે અને તેમના બંધ-ખૂણા આદર્શ 109.5° થી ઓછા છે.

• સ્ટેરિક સંખ્યા 2: sp, રેખીય, 180°. એક s અને એક p મિશ્ર થાય છે, અને બે અસંકરિત p કક્ષકો બાકી રહે છે. દરેક sp કક્ષકમાં 50% s લક્ષણ હોય છે.
• સ્ટેરિક સંખ્યા 3: sp², સમતલીય ત્રિકોણીય, 120°. એક s અને બે p મિશ્ર થાય છે, અને સમતલને લંબ એક p કક્ષક બાકી રહે છે. 33% s લક્ષણ.
• સ્ટેરિક સંખ્યા 4: sp³, સમચતુષ્ફલકીય, 109.5°. એક s અને ત્રણ p મિશ્ર થાય છે, અને કોઈ બાકી રહેતી નથી. 25% s લક્ષણ.
• સ્ટેરિક સંખ્યા 5 અને 6 ને ઘણી વાર sp³d અને sp³d² નામ અપાય છે, જેમ OpenStax માં છે. આને ભૂમિતિનાં નામ તરીકે લો; નીચે આપેલી મર્યાદાઓ જુઓ.

સિગ્મા વત્તા પાઇ તરીકે દ્વિ અને ત્રિબંધ

ઇથિલીન, H₂C=CH₂, માં દરેક કાર્બનને ત્રણ ક્ષેત્રો છે અને તે sp² છે. ત્રણ sp² કક્ષકો બે હાઇડ્રોજન અને બીજા કાર્બન સાથે σ બંધ બનાવે છે. બંને કાર્બન પરની બાકી રહેલી p કક્ષકો સમાંતર છે અને બાજુ-બાજુએ સંપાત પામીને π બંધ બનાવે છે. તેથી દ્વિબંધ એક σ બંધ વત્તા એક π બંધ છે. ત્રિબંધ, જેમ કે ઍસિટિલીન, HC≡CH, માં, એક σ બંધ વત્તા બે π બંધ છે, જે sp કાર્બન પર એકબીજાને કાટખૂણે રહેલી અસંકરિત p કક્ષકોની બે જોડમાંથી બને છે.

π બંધ સમજાવે છે કે દ્વિબંધ મુક્ત રીતે કેમ ભ્રમણ કરતા નથી. એક છેડાને 90° વાળવાથી p કક્ષકો લંબ બની જાય અને π સંપાત તૂટી જાય. તેથી જ cis-2-બ્યુટીન અને trans-2-બ્યુટીન જુદાં સંયોજનો છે જે ઓરડાના તાપમાને એકબીજામાં રૂપાંતરિત થતાં નથી, જ્યારે C–C એકલ બંધના બંને છેડા સરળતાથી ભ્રમણ કરે છે.

ઉકેલેલાં ઉદાહરણો: ઍક્રિલોનાઇટ્રાઇલ અને ઍસ્પિરિનમાં બંધો ગણવા

σ અને π બંધ ગણવા માટે, દરેક હાઇડ્રોજન સહિત સંપૂર્ણ લુઇસ રચના દોરો. પછી દરેક બંધ રેખા બરાબર એક σ બંધ આપે છે, દરેક દ્વિબંધ એક π બંધ ઉમેરે છે, અને દરેક ત્રિબંધ બે ઉમેરે છે.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ 1. ઍક્રિલોનાઇટ્રાઇલ, H₂C=CH–C≡N, જે ઍક્રિલિક રેસા બનાવવા વપરાય છે. σ બંધ: ત્રણ C–H, એક C=C માં, એક C–C માં અને એક C≡N માં, કુલ 6. π બંધ: એક C=C માં અને બે C≡N માં, કુલ 3. સંકરણ: દ્વિબંધના બંને કાર્બનને ત્રણ ક્ષેત્રો છે અને તે sp² છે; નાઇટ્રાઇલ કાર્બનને બે ક્ષેત્રો છે અને તે sp છે; નાઇટ્રોજન, એક બંધ ક્ષેત્ર અને એક એકાકી જોડ સાથે, પણ sp છે. ચકાસણી તરીકે, સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન 3(4) + 3(1) + 5 = 20 છે: 9 બંધ 18 ધરાવે છે, અને નાઇટ્રોજનની એકાકી જોડ બાકીના 2 ધરાવે છે.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ 2. ઍસ્પિરિન, C₉H₈O₄, બેન્ઝિન વલયમાં એકાંતરે દ્વિબંધો સાથે દોરેલું. σ બંધ: વલયમાં 6 C–C, વલયના 4 C–H, કાર્બોક્સિલિક ઍસિડ સમૂહ અને વલય સાથેની તેની કડીમાં 4 (વલય C–C, C=O, C–O અને O–H), અને એસ્ટર સમૂહમાં 7 (વલય C–O, O–C, C=O, C–CH₃ અને ત્રણ C–H). તેથી 6 + 4 + 4 + 7 = 21 σ બંધ મળે છે. π બંધ: વલયમાં 3 અને દરેક C=O માં 1, કુલ 5. ચકાસણી: ઍસ્પિરિનમાં 21 પરમાણુઓ અને એક વલય છે, અને કોઈ પણ જોડાયેલી રચનામાં (પરમાણુઓ − 1 + વલયો) σ બંધ હોય છે, 21 − 1 + 1 = 21. ઇલેક્ટ્રૉનની ગણતરી પણ બંધબેસે છે: 26 બંધ 52 ઇલેક્ટ્રૉન ધરાવે છે, ચાર ઑક્સિજન આઠ એકાકી જોડ, એટલે કે 16 ઇલેક્ટ્રૉન, ધરાવે છે, અને 9(4) + 8(1) + 4(6) = 68. આઠ કાર્બન sp² છે; ફક્ત મિથાઇલ કાર્બન sp³ છે.

સિગ્મા બંધની સરખામણીમાં પાઇ બંધ કેટલો પ્રબળ છે?

OpenStax Chemistry 2e કોષ્ટક 7.3 ની સરેરાશ બંધ ઊર્જાઓ બતાવે છે કે બે પરમાણુઓ વચ્ચે બંધો ઉમેરવાથી ઘટતો લાભ મળે છે. કાર્બન–કાર્બન બંધો માટે: C–C, 1.54 Å અને 345 kJ/mol; C=C, 1.34 Å અને 611 kJ/mol; C≡C, 1.20 Å અને 837 kJ/mol.

ઉકેલેલું ઉદાહરણ 3. બાદબાકી કરવાથી દરેક ઉમેરાયેલા π બંધ માટે આશરે ઊર્જા મળે છે. પહેલો π બંધ 611 − 345 = 266 kJ/mol ઉમેરે છે, અને બીજો 837 − 611 = 226 kJ/mol ઉમેરે છે. બંને C–C σ બંધના 345 kJ/mol કરતાં નાના છે, કારણ કે બાજુ-બાજુનો સંપાત છેડે-છેડેના સંપાત કરતાં નબળો છે. દ્વિબંધ એકલ બંધ કરતાં ફક્ત 1.77 ગણો પ્રબળ છે, બમણો નહીં. નબળો π બંધ એ ભાગ છે જે યોગશીલ પ્રક્રિયાઓમાં તૂટે છે, તેથી જ આલ્કીન Br₂ અને HBr ને સહેલાઈથી ઉમેરે છે, અને ધાતુ ઉદ્દીપકની હાજરીમાં H₂ ને. આ તફાવતોને અંદાજ તરીકે લો; સરેરાશ બંધ ઊર્જાઓ ઘણા જુદા જુદા અણુઓનાં મૂલ્યોને જોડે છે.

વિસ્થાનીકૃત પાઇ ઇલેક્ટ્રૉન અને સંકર કક્ષકોની મર્યાદાઓ

બેન્ઝિન, C₆H₆, માં દરેક કાર્બન sp² છે અને વલયને લંબ એક અસંકરિત p કક્ષક ધરાવે છે. છ સમાંતર p કક્ષકો આખા વલયની ફરતે સંપાત પામે છે, તેથી છ π ઇલેક્ટ્રૉન ત્રણ દ્વિબંધોમાં સ્થિર રહેવાને બદલે આખા વલય પર ફેલાયેલા હોય છે. છએ C–C બંધોની લંબાઈ સરખી છે, જે સામાન્ય એકલ અને દ્વિબંધ લંબાઈઓની વચ્ચે છે.

અનુનાદ π ઇલેક્ટ્રૉન અને એકાકી જોડને ફરી ગોઠવે છે, ક્યારેય σ બંધોને નહીં, તેથી બેન્ઝિનના કાર્બન જેવા પરમાણુઓ માટે કોઈ પણ માન્ય રચના સમાન સંકરણ આપે છે; OpenStax બેન્ઝિન માટે આ મુદ્દો સ્પષ્ટ રીતે જણાવે છે. જે પરમાણુની એકાકી જોડ બીજી રચનામાં π બંધ બને છે, જેમ કે એમાઇડમાંનો નાઇટ્રોજન, તેની બાબતમાં સાવચેત રહો: તેની ક્ષેત્ર ગણતરી રચનાઓ વચ્ચે બદલાય છે, અને તેની અવલોકિત સમતલીય ભૂમિતિ બતાવે છે કે તે sp² છે. વિસ્થાનીકરણ એવો વિસ્તાર છે જ્યાં સંયોજકતા બંધ સિદ્ધાંત અટપટો બને છે, અને આણ્વિક કક્ષક સિદ્ધાંત વધુ સ્પષ્ટ વર્ણન આપે છે.

સંયોજકતા બંધ સિદ્ધાંત દરેક ઇલેક્ટ્રૉનને બંધ કે એકાકી જોડમાં જોડે છે, તેથી તે આગાહી કરે છે કે O₂ માં કોઈ અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન નથી. હકીકતમાં પ્રવાહી ઑક્સિજન ચુંબક તરફ આકર્ષાય છે, જે બતાવે છે કે O₂ માં અયુગ્મિત ઇલેક્ટ્રૉન છે. આણ્વિક કક્ષક સિદ્ધાંત આખા અણુની કક્ષકો રચે છે. બંધ ક્રમાંક એ બંધકારક અને પ્રતિબંધકારક કક્ષકોમાંના ઇલેક્ટ્રૉન વચ્ચેના તફાવતનો અડધો છે. O₂ માટે, 12 સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રૉન 8 બંધકારક અને 4 પ્રતિબંધકારક આપે છે, તેથી બંધ ક્રમાંક (8 − 4)/2 = 2. છેલ્લા બે ઇલેક્ટ્રૉન સમાંતર ચક્રણ સાથે બે અલગ π* કક્ષકોમાં રહે છે, જે અનુચુંબકત્વ સમજાવે છે. N₂ માટે, (8 − 2)/2 = 3, જે તેના ત્રિબંધ સાથે મેળ ખાય છે.

સંકરણની ભૂલો અને તેમને કેવી રીતે પકડવી

મોટા ભાગની ભૂલો લુઇસ રચના છોડી દેવાથી અથવા ક્ષેત્રોની ખોટી ગણતરીથી થાય છે. પહેલાં પરમાણુ પરના σ બંધ અને એકાકી જોડ ગણો; સંકરણ ફક્ત એ ગણતરી પરથી જ નક્કી થાય છે.

• π બંધોને સ્ટેરિક સંખ્યામાં ગણવા. ફક્ત σ બંધ અને એકાકી જોડ જ ક્ષેત્રો તરીકે ગણાય છે.
• એકાકી જોડ ભૂલી જવી, જેનાથી NH₃ માંનો નાઇટ્રોજન sp³ ને બદલે sp² લાગે છે.
• દ્વિબંધને બે σ બંધ તરીકે ગણવો. દરેક દ્વિબંધ એક σ અને એક π છે.
• રેખાંકિત કે સંક્ષિપ્ત સૂત્રમાં σ બંધ ગણતી વખતે હાઇડ્રોજન છોડી દેવા.
• માની લેવું કે દ્વિબંધવાળો દરેક કાર્બન sp² છે. CO₂ નો કેન્દ્રીય કાર્બન, બે દ્વિબંધો સાથે, બે ક્ષેત્રો ધરાવે છે અને sp છે.
• માનવું કે અનુનાદ રચના પરમાણુનું સંકરણ બદલે છે. અનુનાદ π ઇલેક્ટ્રૉનને ખસેડે છે, σ બંધોને નહીં.