രാസബന്ധനവും വിദ്യുത്-ഋണതയും: പങ്കിട്ട ജോടികൾ മുതൽ അയോണിക ലാറ്റിസുകൾ വരെ

ഒരു ബന്ധനം രൂപപ്പെടുന്നത് എന്തുകൊണ്ട്: ദൂരത്തിനെതിരെ ഊർജം

അകലെയുള്ള രണ്ട് ഹൈഡ്രജൻ ആറ്റങ്ങൾ പരസ്പരം പ്രതിപ്രവർത്തിക്കുന്നില്ല. അവ അടുക്കുമ്പോൾ ഓരോ ഇലക്ട്രോണും രണ്ട് ന്യൂക്ലിയസുകളിലേക്കും ആകർഷിക്കപ്പെടുന്നു, ഊർജം കുറയുന്നു. ഇനിയും അടുത്താൽ രണ്ട് ന്യൂക്ലിയസുകളും പരസ്പരം ശക്തമായി വികർഷിക്കുകയും ഊർജം ഉയരുകയും ചെയ്യുന്നു. ഈ ഊർജക്കുഴിയുടെ അടിയിലുള്ള ദൂരമാണ് ബന്ധന ദൈർഘ്യം, H₂-ന് 74 pm; കുഴിയുടെ ആഴമാണ് ബന്ധന ഊർജം, OpenStax Chemistry 2e പട്ടിക 7.2-ൽ H–H-ന് 436 kJ/mol.

ഓരോ ബന്ധനവും ആകർഷണത്തിന്റെയും വികർഷണത്തിന്റെയും സന്തുലിതാവസ്ഥയാണ്, അതിനാൽ ഒരു ബന്ധനം തകർക്കാൻ എപ്പോഴും ഊർജം ചെലവാകുന്നു, ഒന്ന് രൂപപ്പെടുമ്പോൾ എപ്പോഴും ഊർജം പുറത്തുവരുന്നു. രൂപപ്പെടുന്ന ബന്ധനങ്ങൾ തകരുന്ന ബന്ധനങ്ങളെക്കാൾ മൊത്തത്തിൽ ശക്തമാകുമ്പോൾ ഒരു അഭിക്രിയ താപമോചകമാണ്.

വിദ്യുത്-ഋണതയും സഹസംയോജക-അയോണിക സ്കെയിലും

ഒരു ബന്ധനത്തിലെ പങ്കിട്ട ഇലക്ട്രോണുകളെ ഒരു ആറ്റം എത്ര ശക്തമായി ആകർഷിക്കുന്നു എന്ന് വിദ്യുത്-ഋണത അളക്കുന്നു. പൗളിങ് സ്കെയിലാണ് ഏറ്റവും സാധാരണം. അത് അളന്ന ഗുണമല്ല, മാനരഹിതമായ, കണക്കാക്കിയ ഒരു സംഖ്യയാണ്. OpenStax ചിത്രം 7.6-ൽ ഫ്ലൂറിൻ 4.0-ൽ ഏറ്റവും ഉയർന്നതാണ്, തുടർന്ന് ഓക്സിജൻ 3.5-ലും നൈട്രജനും ക്ലോറിനും 3.0-ലും; ഗ്രൂപ്പ് 1 ലോഹങ്ങൾ ഏറ്റവും താഴ്ന്നവയാണ്, ഉദാഹരണത്തിന് സോഡിയം 0.9. മൂല്യങ്ങൾ ഒരു പീരിയഡിലൂടെ വർധിക്കുകയും ഒരു ഗ്രൂപ്പിൽ താഴേക്ക് കുറയുകയും ചെയ്യുന്നു.

ബന്ധിതമായ രണ്ട് ആറ്റങ്ങൾ തമ്മിലുള്ള വ്യത്യാസം ΔEN ഏകദേശ ബന്ധന തരം നൽകുന്നു. OpenStax ഈ മാർഗനിർദേശ പരിധികൾ ഉപയോഗിക്കുന്നു: 0.4-ൽ താഴെ, അധ്രുവീയ സഹസംയോജകം; 0.4 മുതൽ 1.8 വരെ, ധ്രുവീയ സഹസംയോജകം; 1.8-ന് മുകളിൽ, അയോണികം. കൂടുതൽ വിദ്യുത്-ഋണതയുള്ള ആറ്റം ഭാഗിക നെഗറ്റീവ് ചാർജ്, δ−, വഹിക്കുന്നു.

ഈ പരിധികൾ യഥാർഥ അപവാദങ്ങളുള്ള മാർഗനിർദേശങ്ങളാണ്. HF-ന് ΔEN = 1.9 ആണ്, പക്ഷേ അത് ഒരു സഹസംയോജക തന്മാത്രയാണ്; ഓരോ Si–F ബന്ധനത്തിനും ΔEN = 2.2 ഉള്ള SiF₄ ഒരു തന്മാത്രാ വാതകമാണ്. ബന്ധനങ്ങളെ താരതമ്യം ചെയ്യാൻ ΔEN ഉപയോഗിക്കുക, ഒരു സംയുക്തത്തെ ഉറപ്പോടെ വർഗീകരിക്കാനല്ല.

ഉദാഹരണം: ആറ് ബന്ധനങ്ങളെ ധ്രുവീയതയനുസരിച്ച് ക്രമീകരിക്കൽ

OpenStax ചിത്രം 7.6-ലെ പഴയ പൗളിങ് മൂല്യങ്ങൾ ഉപയോഗിച്ച് B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl, K–Br എന്നിവയെ ഏറ്റവും കുറഞ്ഞ ധ്രുവീയതയിൽ നിന്ന് ഏറ്റവും കൂടിയതിലേക്ക് ക്രമീകരിക്കുക: 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, K 0.8.

വ്യത്യാസങ്ങൾ B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5, K–Br 2.0 എന്നിങ്ങനെയാണ്, ഇതുതന്നെയാണ് ക്രമം. രണ്ട് ഫലങ്ങൾ പല വിദ്യാർഥികളെയും അത്ഭുതപ്പെടുത്തുന്നു. B–H-ൽ ഹൈഡ്രജനാണ് നെഗറ്റീവ് അറ്റം, കാരണം ബോറോണിന് ഹൈഡ്രജനെക്കാൾ വിദ്യുത്-ഋണത കുറവാണ്. K–Br അയോണിക പരിധിയിൽ വരുന്നു, പൊട്ടാസ്യം ബ്രോമൈഡ് ഒരു അയോണിക ഖരമാണെന്നതുമായി ഇത് യോജിക്കുന്നു; അതേസമയം Al–Cl ധ്രുവീയ സഹസംയോജക പരിധിയുടെ മുകൾഭാഗത്തിനടുത്താണ്; അലുമിനിയം ക്ലോറൈഡിനെ ചില ഫേസുകളിൽ അയോണികമായും മറ്റുള്ളവയിൽ തന്മാത്രാരൂപമായും വിവരിക്കുന്നു.

ദ്വിധ്രുവ ആഘൂർണങ്ങളും ശതമാന അയോണിക സ്വഭാവവും

ഒരു ധ്രുവീയ ബന്ധനത്തിന് μ = Qr എന്ന ദ്വിധ്രുവ ആഘൂർണമുണ്ട്: വേർതിരിഞ്ഞ ചാർജിന്റെ വലുപ്പം ഗുണം ചാർജുകൾ തമ്മിലുള്ള ദൂരം. ദ്വിധ്രുവ ആഘൂർണങ്ങൾ സാധാരണയായി ഡിബൈയിൽ നൽകുന്നു: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. ഒരു ഇലക്ട്രോണിന്റെ മുഴുവൻ ചാർജ്, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, 1 Å ദൂരത്തേക്ക് നീക്കിയാൽ ദ്വിധ്രുവ ആഘൂർണം 4.803 D ആകും. അളന്ന μ-യെ ഈ പൂർണ അയോണിക മൂല്യവുമായി താരതമ്യം ചെയ്യുമ്പോൾ ഏകദേശ ശതമാന അയോണിക സ്വഭാവം ലഭിക്കുന്നു, (അളന്ന μ / പൂർണ അയോണിക μ) × 100.

ഉദാഹരണം 1. NIST Chemistry WebBook വാതകാവസ്ഥയിലെ H³⁵Cl-ന് μ = 1.1085 D-ഉം 1.27455 Å സന്തുലന ബന്ധന ദൈർഘ്യവും പട്ടികപ്പെടുത്തുന്നു. ആ ദൂരത്തിലുള്ള പൂർണ അയോണിക H⁺Cl⁻-ന് μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D ആയിരിക്കും. ശതമാന അയോണിക സ്വഭാവം 1.1085/6.122 × 100 = 18.1% ആണ്. WebBook മൂല്യങ്ങളായ μ = 1.82618 D, r = 0.91680 Å എന്നിവയുള്ള HF-ന് പൂർണ അയോണിക മൂല്യം 4.404 D-ഉം അയോണിക സ്വഭാവം 41.5%-ഉം ആണ്.

ഈ ക്രമം ΔEN-നോട് യോജിക്കുന്നു (HCl-ന് 0.9, HF-ന് 1.9), പക്ഷേ വലിയ ΔEN പോലും ചാർജിന്റെ പൂർണ കൈമാറ്റത്തിൽ നിന്ന് എത്ര അകലെയാണെന്ന് സംഖ്യകൾ കാണിക്കുന്നു. HF, അതിന്റെ ΔEN മാത്രം സൂചിപ്പിക്കുന്നതിനെക്കാൾ സഹസംയോജക അറ്റത്തോട് അടുത്താണ്.

ലാറ്റിസ് ഊർജവും കൂളോം നിയമവും

ക്രിസ്റ്റലിലെ ഓരോ കാറ്റയോണും ഓരോ ആനയോണും തമ്മിലുള്ള ആകർഷണമാണ് ഒരു അയോണിക ഖരത്തെ ഒരുമിച്ച് നിർത്തുന്നത്. ഒരു മോൾ ഖരത്തെ വാതക അയോണുകളായി വേർതിരിക്കാൻ ആവശ്യമായ ഊർജമാണ് അതിന്റെ ലാറ്റിസ് ഊർജം. OpenStax അതിനെ പോസിറ്റീവ് ആയി നിർവചിക്കുന്നു, പക്ഷേ ചില പാഠപുസ്തകങ്ങൾ വിപരീത പ്രക്രിയ ഉപയോഗിച്ച് നെഗറ്റീവ് മൂല്യങ്ങൾ നൽകുന്നു, അതിനാൽ ആദ്യം ചിഹ്ന കീഴ്‌വഴക്കം പരിശോധിക്കുക.

കൂളോം നിയമപ്രകാരം അയോൺ ചാർജുകളുടെ ഗുണനഫലത്തിനനുസരിച്ച് ആകർഷണം വർധിക്കുകയും അയോണുകൾ തമ്മിലുള്ള ദൂരം കൂടുമ്പോൾ കുറയുകയും ചെയ്യുന്നു. സാധാരണയായി ചാർജാണ് പ്രധാനം. OpenStax വിഭാഗം 7.5 LiF-നെ 1023 kJ/mol-ലും, 2+, 2− ചാർജുകൾ വഹിക്കുന്ന അയോണുകളുള്ള MgO-യെ 3900 kJ/mol-ലും പട്ടികപ്പെടുത്തുന്നു, ഏതാണ്ട് നാലിരട്ടി വലുത്. അടുത്തത് വലുപ്പമാണ്: MgF₂ 2957 kJ/mol-ഉം MgI₂ 2327 kJ/mol-ഉം ആണ്, കാരണം വലിയ അയോഡൈഡ് അയോൺ ചാർജുകളെ കൂടുതൽ അകലെ നിർത്തുന്നു.

ഉദാഹരണം: സോഡിയം ക്ലോറൈഡിനുള്ള ഒരു ബോൺ–ഹേബർ ചക്രം

ലാറ്റിസ് ഊർജങ്ങൾ നേരിട്ട് അളക്കാനാകില്ല, അതിനാൽ ഒരു ഹെസ് നിയമ ചക്രം ഉപയോഗിച്ചാണ് അവ കണ്ടെത്തുന്നത്. എല്ലാ ഘട്ടങ്ങളും അളക്കാവുന്ന ഒരു പരോക്ഷ വഴിയിലൂടെ NaCl(s)-നെ അതിന്റെ മൂലകങ്ങളിൽ നിന്ന് നിർമിക്കുക, തുടർന്ന് ആ വഴി നേരിട്ടുള്ള രൂപീകരണ അഭിക്രിയയുടെ അതേ ആകെത്തുക നൽകണമെന്ന് നിബന്ധന വയ്ക്കുക.

ഉദാഹരണം 2. ഈ ഘട്ടങ്ങൾ ഉപയോഗിക്കുക. സോഡിയം ഉത്പതിപ്പിക്കുക, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, OpenStax അനുബന്ധം G-ൽ നിന്നുള്ള Na(g)-ന്റെ ΔH°f. ക്ലോറിൻ ആറ്റങ്ങൾ ഉണ്ടാക്കുക, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, Cl(g)-ന്റെ ΔH°f. സോഡിയം അയോണീകരിക്കുക, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, 5.1391 eV എന്ന NIST മൂല്യത്തിൽ നിന്ന്. ക്ലോറിനിലേക്ക് ഒരു ഇലക്ട്രോൺ ചേർക്കുക, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook-ലെ 3.6131 eV എന്ന ഇലക്ട്രോൺ ആർജിത എൻതാൽപ്പിയിൽ നിന്ന്. അവസാനമായി, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) ലാറ്റിസ് ഊർജം, U, പുറത്തുവിടുന്നു.

മൊത്തം അഭിക്രിയ Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s) ആണ്, ΔH°f = −411.2 kJ/mol. അതിനാൽ 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, ഇത് U = 787.2 kJ/mol നൽകുന്നു. ഇലക്ട്രോൺ ആർജിത എൻതാൽപ്പി തിരികെ നൽകുന്നതിനെക്കാൾ കൂടുതൽ ഊർജം അയോണീകരണത്തിന് ചെലവാകുന്നുവെന്ന് ശ്രദ്ധിക്കുക. വലിയ ലാറ്റിസ് ഊർജം ഇല്ലെങ്കിൽ, മൂലകങ്ങളിൽ നിന്ന് NaCl രൂപപ്പെടുന്നത് താപമോചകമാകുമായിരുന്നില്ല. ഉപയോഗിക്കുന്ന ഡാറ്റയും രീതിയുമനുസരിച്ച് NaCl-നുള്ള പ്രസിദ്ധീകരിച്ച ലാറ്റിസ് ഊർജങ്ങൾ ഏതാനും ശതമാനം വ്യത്യാസപ്പെടുന്നു (OpenStax 769 kJ ഉദ്ധരിക്കുന്നു), അതിനാൽ അവസാന അക്കങ്ങളെക്കാൾ പ്രവണതകൾ താരതമ്യം ചെയ്യുക.

ബന്ധന ഊർജങ്ങളിൽ നിന്ന് അഭിക്രിയാ എൻതാൽപ്പി ഏകദേശം കണക്കാക്കൽ

വാതകാവസ്ഥയിലെ അഭിക്രിയകൾക്ക് ബന്ധനങ്ങൾ എണ്ണി ΔH ഏകദേശം കണക്കാക്കാം: ΔH ≈ Σ(തകരുന്ന ബന്ധനങ്ങളുടെ ഊർജങ്ങൾ) − Σ(രൂപപ്പെടുന്ന ബന്ധനങ്ങളുടെ ഊർജങ്ങൾ). പട്ടികപ്പെടുത്തിയ ബന്ധന ഊർജങ്ങൾ പല തന്മാത്രകളിലെ ശരാശരികളാണ്, അതിനാൽ ഫലം ഒരു ഏകദേശ കണക്ക് മാത്രമാണ്, രൂപീകരണ എൻതാൽപ്പികളിൽ നിന്നുള്ള മൂല്യത്തിൽ നിന്ന് പത്തുകണക്കിന് കിലോജൂൾ വ്യത്യാസപ്പെടാം.

ഉദാഹരണം 3. C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g)-ന് ΔH ഏകദേശം കണക്കാക്കുക. എഥിലീനിന്റെ നാല് C–H ബന്ധനങ്ങൾ നിലനിൽക്കുന്നു, അതിനാൽ അവയെ അവഗണിക്കുക. തകരുന്നവ: ഒരു C=C (611 kJ/mol), ഒരു H–H (436 kJ/mol), ആകെ 1047 kJ. രൂപപ്പെടുന്നവ: ഒരു C–C (345 kJ/mol), രണ്ട് പുതിയ C–H (2 × 415 kJ/mol), ആകെ 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. അനുബന്ധം G-ൽ നിന്നുള്ള രൂപീകരണ-എൻതാൽപ്പി മൂല്യം −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ ആണ്. ഏകദേശ കണക്കിന് ശരിയായ ചിഹ്നമുണ്ട്, ഏകദേശം 6%-നുള്ളിലുമാണ്.

ഒഴിവാക്കേണ്ട ബന്ധന തെറ്റിദ്ധാരണകൾ

മിക്ക പിശകുകളും ഏകദേശ മാർഗനിർദേശങ്ങളെ കൃത്യമായ നിയമങ്ങളായി കണക്കാക്കുന്നതിൽ നിന്നോ ചിഹ്ന കീഴ്‌വഴക്കങ്ങൾ കൂട്ടിക്കലർത്തുന്നതിൽ നിന്നോ ആണ് വരുന്നത്. ഇവയാണ് ഏറ്റവും സാധാരണമായവ.

• ΔEN = 1.8-നെ സഹസംയോജകത്തിനും അയോണികത്തിനും ഇടയിലെ കൃത്യമായ രേഖയായി കണക്കാക്കൽ. സ്കെയിൽ തുടർച്ചയായതാണ്, HF, SiF₄ പോലുള്ള സംയുക്തങ്ങൾ നിയമം ലംഘിക്കുന്നു.
• വിദ്യുത്-ഋണതയെ ഇലക്ട്രോൺ ആർജിത എൻതാൽപ്പിയുമായി കൂട്ടിക്കുഴയ്ക്കൽ. ഇലക്ട്രോൺ ആർജിത എൻതാൽപ്പി ഒരു വാതക ആറ്റത്തിനായി അളന്ന ഊർജമാണ്; വിദ്യുത്-ഋണത ഒരു ബന്ധനത്തിലെ ആറ്റത്തെ വിവരിക്കുന്നു.
• കൂടുതൽ വിദ്യുത്-ഋണതയുള്ള ആറ്റം എപ്പോഴും നിങ്ങൾ പ്രതീക്ഷിക്കുന്ന അലോഹമാണെന്ന് അനുമാനിക്കൽ. പട്ടിക പരിശോധിക്കുക: B–H, Si–H ബന്ധനങ്ങളിൽ ഹൈഡ്രജനാണ് നെഗറ്റീവ് അറ്റം.
• ബന്ധന-ഊർജ സൂത്രവാക്യം തിരിച്ചിടൽ. അത് തകരുന്ന ബന്ധനങ്ങൾ മൈനസ് രൂപപ്പെടുന്ന ബന്ധനങ്ങൾ ആണ്, രൂപീകരണ-എൻതാൽപ്പി സൂത്രവാക്യത്തിന്റെ വിപരീത ക്രമം.
• ഒരൊറ്റ ബോൺ–ഹേബർ ചക്രത്തിനുള്ളിൽ ലാറ്റിസ്-ഊർജ ചിഹ്ന കീഴ്‌വഴക്കങ്ങൾ കൂട്ടിക്കലർത്തൽ.
• ഒരു ദ്വിബന്ധനത്തെ രണ്ട് ഏകബന്ധനങ്ങളായി എണ്ണൽ. ഒരു C=C ബന്ധനം (611 kJ/mol) രണ്ട് C–C ബന്ധനങ്ങളെക്കാൾ (690 kJ/mol) ദുർബലമാണ്.