रासायनिक बंधन आणि विद्युतऋणता: सामायिक जोड्यांपासून आयनिक जालकांपर्यंत

बंध का बनतो: अंतराच्या तुलनेत ऊर्जा

एकमेकांपासून दूर असलेले दोन हायड्रोजन अणू परस्परक्रिया करत नाहीत. ते जवळ येतात तसे प्रत्येक इलेक्ट्रॉन दोन्ही केंद्रकांकडे आकर्षित होतो, आणि ऊर्जा कमी होते. आणखी जवळ आल्यावर दोन केंद्रके एकमेकांना जोरदार प्रतिकर्षित करतात आणि ऊर्जा वाढते. बंध लांबी म्हणजे या ऊर्जा विहिरीच्या तळाशी असलेले अंतर, H₂ साठी 74 pm, आणि विहिरीची खोली म्हणजे बंध ऊर्जा, OpenStax Chemistry 2e तक्ता 7.2 मध्ये H–H साठी 436 kJ/mol.

प्रत्येक बंध आकर्षण आणि प्रतिकर्षण यांचा समतोल असतो, म्हणून बंध तोडायला नेहमी ऊर्जा लागते आणि बंध बनताना नेहमी ऊर्जा मुक्त होते. बनलेले बंध एकूणात तुटलेल्या बंधांपेक्षा अधिक मजबूत असतात तेव्हा अभिक्रिया ऊष्माक्षेपी असते.

विद्युतऋणता आणि सहसंयुज-ते-आयनिक मापपट्टी

विद्युतऋणता अणू बंधातील सामायिक इलेक्ट्रॉनांना किती जोराने आकर्षित करतो ते मोजते. पॉलिंगची मापपट्टी सर्वात प्रचलित आहे. ती मितिहीन, गणना केलेली संख्या आहे, मोजलेला गुणधर्म नाही. OpenStax आकृती 7.6 मध्ये फ्लोरीन 4.0 सह सर्वात वर आहे, त्यानंतर ऑक्सिजन 3.5 आणि नायट्रोजन व क्लोरीन 3.0 वर आहेत, आणि गट 1 चे धातू सर्वात खाली आहेत, जसे सोडियम 0.9 वर. मूल्ये आवर्तात डावीकडून उजवीकडे वाढतात आणि गटात खाली जाताना कमी होतात.

बंधित दोन अणूंमधील फरक ΔEN बंधाचा ढोबळ प्रकार सांगतो. OpenStax या मार्गदर्शक मर्यादा वापरते: 0.4 पेक्षा कमी, अध्रुवीय सहसंयुज; 0.4 ते 1.8, ध्रुवीय सहसंयुज; 1.8 पेक्षा जास्त, आयनिक. अधिक विद्युतऋण अणूवर आंशिक ऋण प्रभार, δ−, असतो.

या मर्यादा मार्गदर्शक आहेत आणि त्यांना प्रत्यक्ष अपवाद आहेत. HF चा ΔEN = 1.9 आहे पण तो सहसंयुज रेणू आहे, आणि प्रत्येक Si–F बंधासाठी ΔEN = 2.2 असलेला SiF₄ हा आण्विक वायू आहे. ΔEN चा वापर बंधांची तुलना करण्यासाठी करा, संयुगाचे खात्रीने वर्गीकरण करण्यासाठी नव्हे.

सोडवलेले उदाहरण: सहा बंधांचा ध्रुवीयतेनुसार क्रम

OpenStax आकृती 7.6 मधील जुनी पॉलिंग मूल्ये वापरून B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl आणि K–Br यांचा सर्वात कमी ते सर्वात जास्त ध्रुवीय असा क्रम लावा: 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 आणि K 0.8.

फरक B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 आणि K–Br 2.0 आहेत, आणि हाच क्रम आहे. दोन निष्कर्ष अनेक विद्यार्थ्यांना आश्चर्यचकित करतात. B–H मध्ये हायड्रोजन ऋण टोक आहे, कारण बोरॉन हायड्रोजनपेक्षा कमी विद्युतऋण आहे. आणि K–Br आयनिक कक्षेत येतो, जे पोटॅशियम ब्रोमाइड आयनिक घन असण्याशी सुसंगत आहे, तर Al–Cl ध्रुवीय सहसंयुज कक्षेच्या वरच्या टोकाजवळ आहे; ॲल्युमिनियम क्लोराइडचे वर्णन काही अवस्थांमध्ये आयनिक आणि इतरांमध्ये आण्विक असे केले जाते.

द्विध्रुव आघूर्ण आणि टक्केवारी आयनिक स्वरूप

ध्रुवीय बंधाचे द्विध्रुव आघूर्ण μ = Qr असते, म्हणजे विभक्त प्रभाराचा आकार गुणिले प्रभारांमधील अंतर. द्विध्रुव आघूर्ण सहसा डिबायमध्ये दिले जाते: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. इलेक्ट्रॉनचा पूर्ण प्रभार, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, 1 Å अंतरावर हलवला तर द्विध्रुव आघूर्ण 4.803 D असेल. मोजलेल्या μ ची या पूर्णपणे आयनिक मूल्याशी तुलना केल्यास अंदाजे टक्केवारी आयनिक स्वरूप मिळते, (मोजलेला μ / पूर्णपणे आयनिक μ) × 100.

सोडवलेले उदाहरण 1. NIST Chemistry WebBook वायू अवस्थेतील H³⁵Cl साठी μ = 1.1085 D आणि समतोल बंध लांबी 1.27455 Å नोंदवते. त्या अंतरावरील पूर्णपणे आयनिक H⁺Cl⁻ चा μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D असेल. टक्केवारी आयनिक स्वरूप 1.1085/6.122 × 100 = 18.1% आहे. WebBook मूल्ये μ = 1.82618 D आणि r = 0.91680 Å असलेल्या HF साठी पूर्णपणे आयनिक मूल्य 4.404 D आहे आणि आयनिक स्वरूप 41.5% आहे.

हा क्रम ΔEN शी जुळतो (HCl साठी 0.9, HF साठी 1.9), पण संख्या दाखवतात की मोठा ΔEN देखील प्रभाराच्या पूर्ण हस्तांतरणापासून किती दूर आहे. HF फक्त त्याच्या ΔEN वरून वाटते त्यापेक्षा सहसंयुज टोकाच्या अधिक जवळ आहे.

जालक ऊर्जा आणि कुलॉम्बचा नियम

आयनिक घन पदार्थ स्फटिकातील प्रत्येक धनायन आणि प्रत्येक ऋणायन यांच्यातील आकर्षणाने एकत्र धरलेला असतो. त्याची जालक ऊर्जा म्हणजे घन पदार्थाच्या एका मोलचे वायुरूप आयनांमध्ये पृथक्करण करण्यासाठी लागणारी ऊर्जा. OpenStax ती धन मानते, पण काही पाठ्यपुस्तके उलट प्रक्रिया वापरतात आणि ऋण मूल्ये देतात, म्हणून आधी चिन्हाची रूढी तपासा.

कुलॉम्बच्या नियमानुसार आकर्षण आयनांच्या प्रभारांच्या गुणाकारासोबत वाढते आणि आयनांमधील अंतर वाढते तसे कमी होते. सहसा प्रभाराचा प्रभाव प्रबळ असतो. OpenStax विभाग 7.5 LiF 1023 kJ/mol वर आणि 2+ व 2− प्रभाराचे आयन असलेला MgO 3900 kJ/mol वर, म्हणजे जवळजवळ चौपट, नोंदवतो. त्यानंतर आकार महत्त्वाचा ठरतो: MgF₂ 2957 kJ/mol आणि MgI₂ 2327 kJ/mol आहे, कारण मोठा आयोडाइड आयन प्रभारांना अधिक दूर ठेवतो.

सोडवलेले उदाहरण: सोडियम क्लोराइडसाठी बॉर्न–हेबर चक्र

जालक ऊर्जा थेट मोजता येत नाहीत, म्हणून त्या हेसच्या नियमाच्या चक्राने शोधल्या जातात. NaCl(s) त्याच्या मूलद्रव्यांपासून अशा अप्रत्यक्ष मार्गाने बनवा ज्याचे सर्व टप्पे मोजता येतात, आणि मग त्या मार्गाने थेट निर्मिती अभिक्रियेइतकीच एकूण बेरीज द्यावी अशी अट घाला.

सोडवलेले उदाहरण 2. हे टप्पे वापरा. सोडियमचे संप्लवन, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, OpenStax परिशिष्ट G मधील Na(g) चा ΔH°f. क्लोरीनचे अणू बनवा, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, Cl(g) चा ΔH°f. सोडियमचे आयनीकरण, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, 5.1391 eV या NIST मूल्यावरून. क्लोरीनमध्ये एक इलेक्ट्रॉन जोडा, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook मधील 3.6131 eV या इलेक्ट्रॉन-आसक्तीवरून. शेवटी, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) जालक ऊर्जा, U, मुक्त करते.

एकूण अभिक्रिया Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s) आहे, ΔH°f = −411.2 kJ/mol सह. म्हणून 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, ज्यावरून U = 787.2 kJ/mol मिळते. लक्षात घ्या की इलेक्ट्रॉन-आसक्ती परत देते त्यापेक्षा आयनीकरणाला अधिक ऊर्जा लागते. मोठ्या जालक ऊर्जेशिवाय मूलद्रव्यांपासून NaCl बनणे ऊष्माक्षेपी झाले नसते. NaCl साठी प्रकाशित जालक ऊर्जा वापरलेल्या माहितीनुसार आणि पद्धतीनुसार काही टक्क्यांनी वेगळ्या असतात (OpenStax 769 kJ उद्धृत करते), म्हणून शेवटच्या अंकांऐवजी प्रवृत्तींची तुलना करा.

बंध ऊर्जांवरून अभिक्रिया एन्थॅल्पीचा अंदाज

वायू-अवस्थेतील अभिक्रियांसाठी तुम्ही बंध मोजून ΔH चा अंदाज बांधू शकता: ΔH ≈ Σ(तुटलेल्या बंधांच्या ऊर्जा) − Σ(बनलेल्या बंधांच्या ऊर्जा). सारणीबद्ध बंध ऊर्जा अनेक रेणूंवरील सरासरी असतात, म्हणून निकाल फक्त अंदाज असतो आणि तो निर्मिती एन्थॅल्पींवरून मिळणाऱ्या मूल्यापासून दहापट किलोज्यूलने चुकू शकतो.

सोडवलेले उदाहरण 3. C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) साठी ΔH चा अंदाज बांधा. इथिलीनचे चार C–H बंध टिकून राहतात, म्हणून त्यांच्याकडे दुर्लक्ष करा. तुटलेले: एक C=C (611 kJ/mol) आणि एक H–H (436 kJ/mol), एकूण 1047 kJ. बनलेले: एक C–C (345 kJ/mol) आणि दोन नवीन C–H (2 × 415 kJ/mol), एकूण 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. परिशिष्ट G मधील निर्मिती-एन्थॅल्पी मूल्य −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ आहे. अंदाजाचे चिन्ह योग्य आहे आणि तो सुमारे 6% च्या आत आहे.

टाळायचे बंधनाविषयीचे गैरसमज

बहुतेक चुका ढोबळ मार्गदर्शक तत्त्वांना नेमके नियम मानल्यामुळे किंवा चिन्हांच्या रूढींची सरमिसळ केल्यामुळे होतात. या सर्वात सामान्य आहेत.

• ΔEN = 1.8 ला सहसंयुज आणि आयनिक यांच्यातील ठळक रेषा मानणे. मापपट्टी सलग आहे, आणि HF व SiF₄ सारखी संयुगे हा नियम मोडतात.
• विद्युतऋणता आणि इलेक्ट्रॉन-आसक्ती यांची गल्लत करणे. इलेक्ट्रॉन-आसक्ती ही वायुरूप अणूसाठी मोजलेली ऊर्जा आहे; विद्युतऋणता बंधातील अणूचे वर्णन करते.
• अधिक विद्युतऋण अणू नेहमी अपेक्षित अधातूच असतो असे गृहीत धरणे. तक्ता तपासा: B–H आणि Si–H बंधांमध्ये हायड्रोजन ऋण टोक आहे.
• बंध-ऊर्जेचे सूत्र उलटे करणे. ते तुटलेले बंध वजा बनलेले बंध आहे, निर्मिती-एन्थॅल्पी सूत्राच्या विरुद्ध क्रमाने.
• एकाच बॉर्न–हेबर चक्रात जालक-ऊर्जेच्या चिन्हांच्या रूढींची सरमिसळ करणे.
• दुहेरी बंधाला दोन एकेरी बंध म्हणून मोजणे. C=C बंध (611 kJ/mol) दोन C–C बंधांपेक्षा (690 kJ/mol) दुर्बल आहे.