संकरण आणि सिग्मा व पाय बंध: आण्विक आकारामागील कक्षक

आच्छादित कक्षक म्हणून बंध

संयुजा बंध सिद्धांत सहसंयुज बंधाचे वर्णन, दोन अणूंवरील कक्षक जेथे आच्छादित होतात त्या प्रदेशातील विरुद्ध प्रचक्रणाचे दोन इलेक्ट्रॉन, असे करतो. आच्छादनामुळे केंद्रकांच्या दरम्यान इलेक्ट्रॉन घनता एकवटते, जेथे ती दोन्ही केंद्रकांना आकर्षित करते. अधिक आच्छादन म्हणजे सामान्यतः अधिक मजबूत बंध.

आच्छादन दोन प्रकारे होऊ शकते. सिग्मा (σ) बंधात कक्षक केंद्रकांना जोडणाऱ्या रेषेवर टोकाला टोक भिडवून मिळतात, म्हणून इलेक्ट्रॉन घनता त्या अक्षावर सर्वाधिक असते. पाय (π) बंधात दोन समांतर p कक्षक बाजूला बाजू लागून आच्छादित होतात, म्हणून घनता अक्षाच्या वर आणि खाली असते, आणि अक्ष सामावणारे एक नोडीय प्रतल असते. प्रत्येक एकेरी बंध σ बंध असतो.

कार्बनचे 2s आणि 2p कक्षक मिसळावेच का लागतात

कार्बनचे संयुजा कक्षक एक 2s आणि तीन 2p आहेत. तीन p कक्षक x, y आणि z दिशांना, एकमेकांशी 90° वर असतात. मिथेनच्या चार C–H बंधांनी ते थेट वापरले असते, तर तीन बंध 90° वर असते आणि एक वेगळा असता. प्रत्यक्षात CH₄ मधील चारही बंध एकसारखे असतात आणि एकमेकांपासून 109.5° वर असतात.

संकरण हा पेच सोडवते. 2s कक्षक तिन्ही 2p कक्षकांशी गणितीयदृष्ट्या एकत्र केल्यास चतुष्फलकाच्या कोपऱ्यांकडे निर्देश करणारे चार समतुल्य sp³ संकरित कक्षक मिळतात. संकरित कक्षकांची संख्या नेहमी मिसळलेल्या अणू कक्षकांच्या संख्येइतकी असते. प्रत्येक sp³ कक्षकाला एक मोठी पाकळी असते जी हायड्रोजनच्या 1s कक्षकाशी चांगली आच्छादित होते, म्हणूनच संकरित कक्षक मजबूत σ बंध बनवतात.

स्टेरिक संख्येवरून संकरण ठरवणे

संकरण अणूभोवतीच्या इलेक्ट्रॉन क्षेत्रांच्या संख्येवरून, म्हणजे VSEPR मधील त्याच्या स्टेरिक संख्येवरून, ठरते. एकाकी जोड्या क्षेत्र म्हणून मोजल्या जातात, आणि बहुबंध एकदाच मोजला जातो. स्टेरिक संख्या कळली की संकरण निश्चित होते.

एकाकी जोड्याही संकरित कक्षक व्यापतात आणि बंधांना अधिक जवळ ढकलतात. OpenStax Chemistry 2e (विभाग 8.2) अमोनियातील H–N–H कोनासाठी 107.3° आणि पाण्यातील H–O–H साठी 104.5° देते, दोन्ही sp³ आणि दोन्हींचे बंध कोन आदर्श 109.5° पेक्षा कमी.

• स्टेरिक संख्या 2: sp, रेषीय, 180°. एक s आणि एक p मिसळतात, आणि दोन असंकरित p कक्षक उरतात. प्रत्येक sp कक्षकात 50% s स्वरूप असते.
• स्टेरिक संख्या 3: sp², त्रिकोणीय प्रतलीय, 120°. एक s आणि दोन p मिसळतात, आणि प्रतलाला लंब असलेला एक p कक्षक उरतो. 33% s स्वरूप.
• स्टेरिक संख्या 4: sp³, चतुष्फलकीय, 109.5°. एक s आणि तीन p मिसळतात, आणि एकही उरत नाही. 25% s स्वरूप.
• स्टेरिक संख्या 5 आणि 6 यांना अनेकदा sp³d आणि sp³d² अशी नावे दिली जातात, जसे OpenStax मध्ये. ही भूमितीची नावे म्हणून वापरा; खालील मर्यादा पाहा.

सिग्मा अधिक पाय म्हणून दुहेरी आणि तिहेरी बंध

इथिलीन, H₂C=CH₂, मध्ये प्रत्येक कार्बनभोवती तीन क्षेत्रे असतात आणि तो sp² असतो. तीन sp² कक्षक दोन हायड्रोजन आणि दुसऱ्या कार्बनशी σ बंध बनवतात. दोन्ही कार्बनवरील उरलेले p कक्षक समांतर असतात आणि बाजूला बाजू लागून आच्छादित होऊन π बंध बनवतात. म्हणून दुहेरी बंध म्हणजे एक σ बंध अधिक एक π बंध. ॲसिटिलीन, HC≡CH, मधील तिहेरी बंध म्हणजे एक σ बंध अधिक दोन π बंध, जे sp कार्बनवरील एकमेकांशी काटकोनात असलेल्या असंकरित p कक्षकांच्या दोन जोड्यांपासून बनतात.

दुहेरी बंध मुक्तपणे का फिरत नाहीत हे π बंध स्पष्ट करतो. एक टोक 90° ने पिळल्यास p कक्षक एकमेकांना लंब होतील आणि π आच्छादन तुटेल. म्हणूनच cis-2-ब्युटीन आणि trans-2-ब्युटीन ही वेगवेगळी संयुगे आहेत जी खोलीच्या तापमानाला एकमेकांत रूपांतरित होत नाहीत, तर C–C एकेरी बंधाची दोन टोके सहज फिरतात.

सोडवलेली उदाहरणे: ॲक्रिलोनायट्राइल आणि ॲस्पिरिनमधील बंध मोजणे

σ आणि π बंध मोजण्यासाठी प्रत्येक हायड्रोजनसह संपूर्ण लुईस संरचना काढा. मग प्रत्येक बंध रेषा नेमका एक σ बंध देते, प्रत्येक दुहेरी बंध एक π बंध जोडतो, आणि प्रत्येक तिहेरी बंध दोन जोडतो.

सोडवलेले उदाहरण 1. ॲक्रिलोनायट्राइल, H₂C=CH–C≡N, ॲक्रिलिक तंतू बनवण्यासाठी वापरले जाते. σ बंध: तीन C–H, C=C मधील एक, C–C मधील एक आणि C≡N मधील एक, एकूण 6. π बंध: C=C मधील एक आणि C≡N मधील दोन, एकूण 3. संकरण: दुहेरी बंधाच्या दोन्ही कार्बनभोवती तीन क्षेत्रे आहेत आणि ते sp² आहेत; नायट्राइल कार्बनभोवती दोन क्षेत्रे आहेत आणि तो sp आहे; एक बंध क्षेत्र आणि एक एकाकी जोडी असलेला नायट्रोजनही sp आहे. पडताळा म्हणून, संयुजा इलेक्ट्रॉन 3(4) + 3(1) + 5 = 20 आहेत: 9 बंध 18 धरतात, आणि नायट्रोजनची एकाकी जोडी उरलेले 2 धरते.

सोडवलेले उदाहरण 2. ॲस्पिरिन, C₉H₈O₄, बेंझीन वलयात आलटून-पालटून दुहेरी बंधांसह काढलेले. σ बंध: वलयातील 6 C–C, वलयावरील 4 C–H, कार्बॉक्सिलिक आम्ल गट आणि त्याचा वलयाशी असलेला दुवा यांतील 4 (वलय C–C, C=O, C–O आणि O–H), आणि एस्टर गटातील 7 (वलय C–O, O–C, C=O, C–CH₃ आणि तीन C–H). यातून 6 + 4 + 4 + 7 = 21 σ बंध मिळतात. π बंध: वलयातील 3 आणि प्रत्येक C=O मधील 1, एकूण 5. पडताळा: ॲस्पिरिनमध्ये 21 अणू आणि एक वलय आहे, आणि कोणत्याही जोडलेल्या संरचनेत (अणू − 1 + वलये) σ बंध असतात, 21 − 1 + 1 = 21. इलेक्ट्रॉन मोजणीही जुळते: 26 बंध 52 इलेक्ट्रॉन धरतात, चार ऑक्सिजन आठ एकाकी जोड्या, म्हणजे 16 इलेक्ट्रॉन, धरतात, आणि 9(4) + 8(1) + 4(6) = 68. आठ कार्बन sp² आहेत; फक्त मिथिल कार्बन sp³ आहे.

सिग्मा बंधाच्या तुलनेत पाय बंध किती मजबूत असतो?

OpenStax Chemistry 2e तक्ता 7.3 मधील सरासरी बंध ऊर्जा दाखवतात की दोन अणूंमध्ये बंध वाढवल्याने मिळणारा लाभ घटत जातो. कार्बन–कार्बन बंधांसाठी: C–C, 1.54 Å आणि 345 kJ/mol; C=C, 1.34 Å आणि 611 kJ/mol; C≡C, 1.20 Å आणि 837 kJ/mol.

सोडवलेले उदाहरण 3. वजाबाकी केल्याने प्रत्येक जोडलेल्या π बंधाची ढोबळ ऊर्जा मिळते. पहिला π बंध 611 − 345 = 266 kJ/mol जोडतो, आणि दुसरा 837 − 611 = 226 kJ/mol जोडतो. दोन्ही C–C σ बंधाच्या 345 kJ/mol पेक्षा लहान आहेत, कारण बाजूने होणारे आच्छादन टोकाकडून होणाऱ्या आच्छादनापेक्षा दुर्बल असते. दुहेरी बंध एकेरी बंधाच्या दुप्पट नव्हे तर फक्त 1.77 पट मजबूत असतो. संकलन अभिक्रियांमध्ये तुटणारा भाग म्हणजे दुर्बल π बंध, म्हणूनच अल्कीन Br₂ आणि HBr सहज जोडून घेतात, आणि धातू उत्प्रेरकाच्या उपस्थितीत H₂. हे फरक अंदाज म्हणून घ्या; सरासरी बंध ऊर्जा अनेक वेगवेगळ्या रेणूंमधील मूल्ये एकत्र करतात.

विस्थानिक पाय इलेक्ट्रॉन आणि संकरित कक्षकांच्या मर्यादा

बेंझीन, C₆H₆, मध्ये प्रत्येक कार्बन sp² असतो आणि त्याच्याकडे वलयाला लंब असलेला एक असंकरित p कक्षक असतो. सहा समांतर p कक्षक संपूर्ण वलयभर आच्छादित होतात, म्हणून सहा π इलेक्ट्रॉन तीन दुहेरी बंधांत स्थिर न राहता संपूर्ण वलयावर पसरलेले असतात. सर्व सहा C–C बंधांची लांबी सारखी असते, नेहमीच्या एकेरी आणि दुहेरी बंध लांबींच्या दरम्यान.

अनुस्पंदन π इलेक्ट्रॉन आणि एकाकी जोड्यांची पुनर्मांडणी करते, σ बंधांची कधीच नाही, म्हणून बेंझीनमधील कार्बनसारख्या अणूंसाठी कोणतीही वैध संरचना तेच संकरण देते; OpenStax बेंझीनसाठी हा मुद्दा स्पष्टपणे मांडते. ज्या अणूची एकाकी जोडी दुसऱ्या संरचनेत π बंध बनते, जसे अमाइडमधील नायट्रोजन, त्याबाबत काळजी घ्या: त्याची क्षेत्र संख्या संरचनांनुसार बदलते, आणि त्याची निरीक्षित प्रतलीय भूमिती दाखवते की तो sp² आहे. विस्थानिकीकरण हे असे क्षेत्र आहे जेथे संयुजा बंध सिद्धांत अवघड ठरतो, आणि रेणवीय कक्षक सिद्धांत अधिक सुबक वर्णन देतो.

संयुजा बंध सिद्धांत प्रत्येक इलेक्ट्रॉनची बंधात किंवा एकाकी जोडीत जोडी लावतो, म्हणून तो O₂ मध्ये अयुग्मित इलेक्ट्रॉन नाहीत असे भाकीत करतो. प्रत्यक्षात द्रव ऑक्सिजन चुंबकाकडे आकर्षित होतो, जे दाखवते की O₂ मध्ये अयुग्मित इलेक्ट्रॉन आहेत. रेणवीय कक्षक सिद्धांत संपूर्ण रेणूशी संबंधित कक्षक तयार करतो. बंध क्रमांक म्हणजे बंधक आणि प्रतिबंधक कक्षकांमधील इलेक्ट्रॉनांच्या फरकाचा अर्धा. O₂ साठी 12 संयुजा इलेक्ट्रॉन 8 बंधक आणि 4 प्रतिबंधक देतात, म्हणून बंध क्रमांक (8 − 4)/2 = 2. शेवटचे दोन इलेक्ट्रॉन समांतर प्रचक्रणांसह दोन वेगवेगळे π* कक्षक व्यापतात, जे अनुचुंबकत्व स्पष्ट करते. N₂ साठी (8 − 2)/2 = 3, जे त्याच्या तिहेरी बंधाशी जुळते.

संकरणाच्या चुका आणि त्या कशा पकडाव्यात

बहुतेक चुका लुईस संरचना वगळल्यामुळे किंवा क्षेत्रे चुकीची मोजल्यामुळे होतात. आधी अणूवरील σ बंध आणि एकाकी जोड्या मोजा; संकरण फक्त त्या संख्येवरून ठरते.

• स्टेरिक संख्येत π बंध मोजणे. फक्त σ बंध आणि एकाकी जोड्या क्षेत्र म्हणून मोजल्या जातात.
• एकाकी जोड्या विसरणे, ज्यामुळे NH₃ मधील नायट्रोजन sp³ ऐवजी sp² वाटतो.
• दुहेरी बंधाला दोन σ बंध म्हणून मोजणे. प्रत्येक दुहेरी बंध म्हणजे एक σ आणि एक π.
• सांगाडा किंवा संक्षिप्त सूत्रात σ बंध मोजताना हायड्रोजन वगळणे.
• दुहेरी बंध असलेला प्रत्येक कार्बन sp² असतो असे गृहीत धरणे. दोन दुहेरी बंध असलेल्या CO₂ च्या मध्यवर्ती कार्बनभोवती दोन क्षेत्रे आहेत आणि तो sp आहे.
• अनुस्पंदन संरचना अणूचे संकरण बदलते असे मानणे. अनुस्पंदन π इलेक्ट्रॉन हलवते, σ बंध नाही.