रासायनिक आबंधन और विद्युत-ऋणात्मकता: साझा युग्मों से आयनिक जालकों तक

आबंध क्यों बनता है: दूरी के सापेक्ष ऊर्जा

एक-दूसरे से दूर स्थित दो हाइड्रोजन परमाणु अन्योन्यक्रिया नहीं करते। जैसे-जैसे वे पास आते हैं, हर इलेक्ट्रॉन दोनों नाभिकों की ओर आकर्षित होता है, और ऊर्जा घटती है। और पास आने पर दोनों नाभिक एक-दूसरे को प्रबलता से प्रतिकर्षित करते हैं और ऊर्जा बढ़ती है। आबंध लंबाई इस ऊर्जा कूप के तल पर की दूरी है, H₂ के लिए 74 pm, और कूप की गहराई आबंध ऊर्जा है, OpenStax Chemistry 2e की तालिका 7.2 में H–H के लिए 436 kJ/mol।

हर आबंध आकर्षण और प्रतिकर्षण का संतुलन है, इसलिए आबंध तोड़ने में हमेशा ऊर्जा लगती है और आबंध बनने पर हमेशा ऊर्जा मुक्त होती है। अभिक्रिया ऊष्माक्षेपी होती है जब बनने वाले आबंध कुल मिलाकर टूटने वाले आबंधों से अधिक प्रबल होते हैं।

विद्युत-ऋणात्मकता और सहसंयोजी से आयनिक तक का पैमाना

विद्युत-ऋणात्मकता मापती है कि कोई परमाणु आबंध में साझा इलेक्ट्रॉनों को कितनी प्रबलता से आकर्षित करता है। पॉलिंग का पैमाना सबसे प्रचलित है। यह एक विमाहीन, परिकलित संख्या है, कोई मापा गया गुण नहीं। OpenStax के चित्र 7.6 में फ़्लुओरीन 4.0 के साथ सबसे ऊपर है, उसके बाद ऑक्सीजन 3.5 और नाइट्रोजन तथा क्लोरीन 3.0 पर हैं, और समूह 1 की धातुएँ सबसे नीचे हैं, जैसे सोडियम 0.9 पर। मान आवर्त में बाएँ से दाएँ बढ़ते हैं और समूह में नीचे की ओर घटते हैं।

दो आबंधित परमाणुओं के बीच का अंतर ΔEN आबंध के प्रकार का मोटा अनुमान देता है। OpenStax ये मार्गदर्शक सीमाएँ उपयोग करती है: 0.4 से कम, अध्रुवीय सहसंयोजी; 0.4 से 1.8, ध्रुवीय सहसंयोजी; 1.8 से अधिक, आयनिक। अधिक विद्युत-ऋणात्मक परमाणु पर आंशिक ऋणात्मक आवेश, δ−, होता है।

ये सीमाएँ मार्गदर्शक हैं और इनके वास्तविक अपवाद हैं। HF का ΔEN = 1.9 है पर वह एक सहसंयोजी अणु है, और SiF₄, जिसके हर Si–F आबंध का ΔEN = 2.2 है, एक आणविक गैस है। ΔEN का उपयोग आबंधों की तुलना के लिए करें, किसी यौगिक को निश्चितता से वर्गीकृत करने के लिए नहीं।

हल किया गया उदाहरण: छह आबंधों को ध्रुवता के क्रम में रखना

OpenStax के चित्र 7.6 के पुराने पॉलिंग मानों का उपयोग करते हुए B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl और K–Br को सबसे कम से सबसे अधिक ध्रुवीय के क्रम में रखें: 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 और K 0.8।

अंतर हैं B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 और K–Br 2.0, और यही क्रम है। दो परिणाम कई छात्रों को चौंकाते हैं। B–H में हाइड्रोजन ऋणात्मक सिरा है, क्योंकि बोरॉन हाइड्रोजन से कम विद्युत-ऋणात्मक है। और K–Br आयनिक परास में आता है, जो इस बात से मेल खाता है कि पोटैशियम ब्रोमाइड एक आयनिक ठोस है, जबकि Al–Cl ध्रुवीय सहसंयोजी परास के ऊपरी छोर के पास है; ऐलुमिनियम क्लोराइड को कुछ प्रावस्थाओं में आयनिक और कुछ में आणविक बताया जाता है।

द्विध्रुव आघूर्ण और प्रतिशत आयनिक लक्षण

ध्रुवीय आबंध का द्विध्रुव आघूर्ण μ = Qr होता है, यानी पृथक आवेश का परिमाण गुणा आवेशों के बीच की दूरी। द्विध्रुव आघूर्ण आमतौर पर डिबाई में दिए जाते हैं: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m। यदि इलेक्ट्रॉन का पूरा आवेश, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, 1 Å की दूरी तक स्थानांतरित हो, तो द्विध्रुव आघूर्ण 4.803 D होगा। मापे गए μ की इस पूर्णतः आयनिक मान से तुलना करने पर सन्निकट प्रतिशत आयनिक लक्षण मिलता है, (मापा गया μ / पूर्णतः आयनिक μ) × 100।

हल किया गया उदाहरण 1। NIST Chemistry WebBook गैस-प्रावस्था H³⁵Cl के लिए μ = 1.1085 D और साम्य आबंध लंबाई 1.27455 Å सूचीबद्ध करती है। उसी दूरी पर पूर्णतः आयनिक H⁺Cl⁻ का μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D होगा। प्रतिशत आयनिक लक्षण 1.1085/6.122 × 100 = 18.1% है। HF के लिए, WebBook के मानों μ = 1.82618 D और r = 0.91680 Å के साथ, पूर्णतः आयनिक मान 4.404 D है और आयनिक लक्षण 41.5% है।

यह क्रम ΔEN (HCl के लिए 0.9, HF के लिए 1.9) से मेल खाता है, पर संख्याएँ दिखाती हैं कि बड़ा ΔEN भी आवेश के पूर्ण स्थानांतरण से कितना दूर है। HF सहसंयोजी छोर के उससे अधिक निकट है जितना अकेला उसका ΔEN सुझाता है।

जालक ऊर्जा और कूलॉम का नियम

आयनिक ठोस क्रिस्टल के हर धनायन और हर ऋणायन के बीच आकर्षण से बँधा रहता है। उसकी जालक ऊर्जा वह ऊर्जा है जो ठोस के एक मोल को गैसीय आयनों में अलग करने के लिए चाहिए। OpenStax इसे धनात्मक परिभाषित करती है, पर कुछ पाठ्यपुस्तकें उलटी प्रक्रिया लेती हैं और ऋणात्मक मान देती हैं, इसलिए पहले चिह्न परिपाटी जाँच लें।

कूलॉम के नियम के अनुसार आकर्षण आयन आवेशों के गुणनफल के साथ बढ़ता है और आयनों के बीच दूरी बढ़ने पर घटता है। आमतौर पर आवेश का प्रभाव प्रमुख होता है। OpenStax का खंड 7.5 LiF को 1023 kJ/mol पर और MgO को, जिसके आयनों पर 2+ और 2− आवेश हैं, 3900 kJ/mol पर सूचीबद्ध करता है, जो लगभग चार गुना बड़ा है। इसके बाद आकार का महत्व है: MgF₂ 2957 kJ/mol है और MgI₂ 2327 kJ/mol, क्योंकि बड़ा आयोडाइड आयन आवेशों को अधिक दूर रखता है।

हल किया गया उदाहरण: सोडियम क्लोराइड के लिए बोर्न–हाबर चक्र

जालक ऊर्जाएँ सीधे नहीं मापी जा सकतीं, इसलिए उन्हें हेस के नियम वाले चक्र से ज्ञात किया जाता है। NaCl(s) को उसके तत्वों से एक अप्रत्यक्ष मार्ग से बनाएँ जिसके सभी चरण मापे जा सकते हों, फिर यह शर्त रखें कि वह मार्ग सीधी विरचन अभिक्रिया जितना ही कुल मान दे।

हल किया गया उदाहरण 2। ये चरण उपयोग करें। सोडियम को ऊर्ध्वपातित करें, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, OpenStax परिशिष्ट G से Na(g) की ΔH°f। क्लोरीन परमाणु बनाएँ, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, Cl(g) की ΔH°f। सोडियम को आयनित करें, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, 5.1391 eV के NIST मान से। क्लोरीन में एक इलेक्ट्रॉन जोड़ें, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook में 3.6131 eV की इलेक्ट्रॉन बंधुता से। अंत में, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) जालक ऊर्जा, U, मुक्त करता है।

समग्र अभिक्रिया Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s) है, जिसकी ΔH°f = −411.2 kJ/mol है। इसलिए 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, जिससे U = 787.2 kJ/mol मिलता है। ध्यान दें कि आयनन में उससे अधिक ऊर्जा लगती है जितनी इलेक्ट्रॉन बंधुता लौटाती है। बड़ी जालक ऊर्जा के बिना तत्वों से NaCl का बनना ऊष्माक्षेपी नहीं होता। NaCl की प्रकाशित जालक ऊर्जाएँ उपयोग किए गए आँकड़ों और विधि के अनुसार कुछ प्रतिशत भिन्न होती हैं (OpenStax 769 kJ उद्धृत करती है), इसलिए अंतिम अंकों के बजाय प्रवृत्तियों की तुलना करें।

आबंध ऊर्जाओं से अभिक्रिया एन्थैल्पी का अनुमान

गैस-प्रावस्था अभिक्रियाओं के लिए आप आबंध गिनकर ΔH का अनुमान लगा सकते हैं: ΔH ≈ Σ(टूटे आबंधों की ऊर्जाएँ) − Σ(बने आबंधों की ऊर्जाएँ)। सारणीबद्ध आबंध ऊर्जाएँ कई अणुओं पर लिए गए औसत हैं, इसलिए परिणाम केवल एक अनुमान है और विरचन एन्थैल्पियों से मिले मान से दसियों किलोजूल तक भिन्न हो सकता है।

हल किया गया उदाहरण 3। C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) के लिए ΔH का अनुमान लगाएँ। एथिलीन के चार C–H आबंध बने रहते हैं, इसलिए उन्हें अनदेखा करें। टूटे: एक C=C (611 kJ/mol) और एक H–H (436 kJ/mol), कुल 1047 kJ। बने: एक C–C (345 kJ/mol) और दो नए C–H (2 × 415 kJ/mol), कुल 1175 kJ। ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ। परिशिष्ट G से विरचन-एन्थैल्पी वाला मान −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ है। अनुमान का चिह्न सही है और वह लगभग 6% के भीतर है।

आबंधन की भ्रांतियाँ जिनसे बचना चाहिए

अधिकांश त्रुटियाँ मोटे मार्गदर्शक नियमों को सटीक नियम मानने से या चिह्न परिपाटियों को मिला देने से होती हैं। ये सबसे आम हैं।

• ΔEN = 1.8 को सहसंयोजी और आयनिक के बीच की तीक्ष्ण रेखा मानना। पैमाना सतत है, और HF तथा SiF₄ जैसे यौगिक इस नियम को तोड़ते हैं।
• विद्युत-ऋणात्मकता को इलेक्ट्रॉन बंधुता समझ लेना। इलेक्ट्रॉन बंधुता किसी गैसीय परमाणु की मापी गई ऊर्जा है; विद्युत-ऋणात्मकता आबंध में स्थित परमाणु का वर्णन करती है।
• यह मान लेना कि अधिक विद्युत-ऋणात्मक परमाणु हमेशा वही अधातु होगी जिसकी आप अपेक्षा करते हैं। सारणी जाँचें: B–H और Si–H आबंधों में हाइड्रोजन ऋणात्मक सिरा है।
• आबंध-ऊर्जा सूत्र को उलट देना। यह टूटे आबंध घटा बने आबंध है, जो विरचन-एन्थैल्पी सूत्र के विपरीत क्रम है।
• एक ही बोर्न–हाबर चक्र के भीतर जालक-ऊर्जा की चिह्न परिपाटियों को मिला देना।
• द्वि आबंध को दो एकल आबंध गिनना। C=C आबंध (611 kJ/mol) दो C–C आबंधों (690 kJ/mol) से दुर्बल है।