रासायनिक बन्धन र विद्युत्ऋणात्मकता: साझा जोडीदेखि आयनिक जालकसम्म

बन्ध किन बन्छ: दूरीअनुसार ऊर्जा

टाढा रहेका दुईओटा हाइड्रोजन परमाणुबीच अन्तरक्रिया हुँदैन। तिनी नजिकिँदै जाँदा प्रत्येक इलेक्ट्रोन दुवै नाभिकतर्फ आकर्षित हुन्छ, र ऊर्जा घट्छ। अझ नजिक आउँदा दुई नाभिकले एकअर्कालाई बलियोसँग प्रतिकर्षण गर्छन् र ऊर्जा बढ्छ। बन्ध लम्बाइ यो ऊर्जा खाल्डोको पीँधको दूरी हो, H₂ का लागि 74 pm, र खाल्डोको गहिराइ बन्ध ऊर्जा हो, OpenStax Chemistry 2e तालिका 7.2 मा H–H का लागि 436 kJ/mol।

हरेक बन्ध आकर्षण र प्रतिकर्षणको सन्तुलन हो, त्यसैले बन्ध तोड्न सधैँ ऊर्जा लाग्छ र बन्ध बनाउँदा सधैँ ऊर्जा निस्कन्छ। बनेका बन्ध समग्रमा तोडिएका बन्धभन्दा बलिया हुँदा अभिक्रिया ऊष्माक्षेपी हुन्छ।

विद्युत्ऋणात्मकता र सहसंयोजीदेखि आयनिकसम्मको मापनी

विद्युत्ऋणात्मकताले बन्धमा साझा इलेक्ट्रोनलाई परमाणुले कति बलियोसँग आकर्षित गर्छ भनी नाप्छ। पाउलिङको मापनी सबैभन्दा सामान्य हो। यो मापन गरिएको गुण होइन, विमाहीन, गणना गरिएको सङ्ख्या हो। OpenStax चित्र 7.6 मा फ्लोरिन 4.0 मा सबैभन्दा उच्च छ, त्यसपछि अक्सिजन 3.5 मा र नाइट्रोजन तथा क्लोरिन 3.0 मा छन्, र समूह 1 का धातु सबैभन्दा कम छन्, जस्तै सोडियम 0.9 मा। मानहरू आवर्तमा बायाँबाट दायाँ बढ्छन् र समूहमा तलतिर घट्छन्।

बन्धित दुई परमाणुबीचको फरक ΔEN ले बन्धको मोटामोटी प्रकार दिन्छ। OpenStax ले यी निर्देशक सीमा प्रयोग गर्छ: 0.4 भन्दा कम, अध्रुवीय सहसंयोजी; 0.4 देखि 1.8, ध्रुवीय सहसंयोजी; 1.8 भन्दा माथि, आयनिक। बढी विद्युत्ऋणात्मक परमाणुले आंशिक ऋणात्मक आवेश, δ−, बोक्छ।

यी सीमा वास्तविक अपवाद भएका निर्देशक मात्र हुन्। HF को ΔEN = 1.9 छ तर यो सहसंयोजी अणु हो, र प्रत्येक Si–F बन्धका लागि ΔEN = 2.2 भएको SiF₄ आणविक ग्यास हो। ΔEN लाई बन्धहरूको तुलना गर्न प्रयोग गर्नुहोस्, यौगिकलाई निश्चिततासाथ वर्गीकरण गर्न होइन।

हल गरिएको उदाहरण: छओटा बन्धलाई ध्रुवीयताअनुसार क्रम मिलाउने

OpenStax चित्र 7.6 का पुराना पाउलिङ मान प्रयोग गरी B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl र K–Br लाई सबैभन्दा कम ध्रुवीयदेखि सबैभन्दा बढी ध्रुवीयसम्म क्रम मिलाउनुहोस्: 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 र K 0.8।

फरकहरू B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 र K–Br 2.0 छन्, र यही क्रम हो। दुईओटा नतिजाले धेरै विद्यार्थीलाई अचम्मित पार्छन्। B–H मा हाइड्रोजन ऋणात्मक छेउ हो, किनभने बोरन हाइड्रोजनभन्दा कम विद्युत्ऋणात्मक छ। र K–Br आयनिक दायरामा पर्छ, जुन पोटासियम ब्रोमाइड आयनिक ठोस हुनुसँग मेल खान्छ, जबकि Al–Cl ध्रुवीय सहसंयोजी दायराको माथिल्लो छेउ नजिक छ; एल्युमिनियम क्लोराइडलाई केही प्रावस्थामा आयनिक र अरूमा आणविक भनी वर्णन गरिन्छ।

द्विध्रुव आघूर्ण र प्रतिशत आयनिक गुण

ध्रुवीय बन्धको द्विध्रुव आघूर्ण μ = Qr हुन्छ, अर्थात् छुट्टिएको आवेशको परिमाण गुणा आवेशहरूबीचको दूरी। द्विध्रुव आघूर्ण सामान्यतः डिबाइमा दिइन्छ: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m। इलेक्ट्रोनको पूरा आवेश, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, 1 Å पार सारिएको भए द्विध्रुव आघूर्ण 4.803 D हुने थियो। मापन गरिएको μ लाई यो पूर्ण आयनिक मानसँग तुलना गर्दा अनुमानित प्रतिशत आयनिक गुण, (मापन गरिएको μ / पूर्ण आयनिक μ) × 100, आउँछ।

हल गरिएको उदाहरण 1। NIST Chemistry WebBook ले ग्यास-प्रावस्थाको H³⁵Cl का लागि μ = 1.1085 D र 1.27455 Å को साम्यावस्था बन्ध लम्बाइ सूचीबद्ध गर्छ। त्यो दूरीमा पूर्ण आयनिक H⁺Cl⁻ को μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D हुने थियो। प्रतिशत आयनिक गुण 1.1085/6.122 × 100 = 18.1% हो। WebBook का मान μ = 1.82618 D र r = 0.91680 Å भएको HF का लागि पूर्ण आयनिक मान 4.404 D र आयनिक गुण 41.5% हुन्छ।

यो क्रम ΔEN (HCl का लागि 0.9, HF का लागि 1.9) सँग मेल खान्छ, तर सङ्ख्याले ठूलो ΔEN पनि आवेशको पूर्ण स्थानान्तरणबाट कति टाढा हुन्छ भनी देखाउँछन्। HF यसको ΔEN ले मात्र सङ्केत गरेभन्दा सहसंयोजी छेउको नजिक छ।

जालक ऊर्जा र कुलम्बको नियम

आयनिक ठोसलाई क्रिस्टलका हरेक धनायन र हरेक ऋणायनबीचको आकर्षणले एकसाथ राख्छ। यसको जालक ऊर्जा भनेको एक मोल ठोसलाई ग्यासीय आयनमा छुट्याउन चाहिने ऊर्जा हो। OpenStax ले यसलाई धनात्मक परिभाषित गर्छ, तर केही पाठ्यपुस्तकले उल्टो प्रक्रिया प्रयोग गरी ऋणात्मक मान दिन्छन्, त्यसैले पहिले चिह्नको परिपाटी जाँच्नुहोस्।

कुलम्बको नियमअनुसार आकर्षण आयनका आवेशको गुणनफलसँगै बढ्छ र आयनहरूबीचको दूरी बढ्दा घट्छ। सामान्यतः आवेश हावी हुन्छ। OpenStax खण्ड 7.5 ले LiF लाई 1023 kJ/mol मा र 2+ तथा 2− आवेश भएका आयनको MgO लाई 3900 kJ/mol मा सूचीबद्ध गर्छ, जुन लगभग चार गुणा ठूलो हो। त्यसपछि आकार महत्त्वपूर्ण हुन्छ: MgF₂ 2957 kJ/mol र MgI₂ 2327 kJ/mol छ, किनभने ठूलो आयोडाइड आयनले आवेशलाई टाढा राख्छ।

हल गरिएको उदाहरण: सोडियम क्लोराइडका लागि बोर्न–हेबर चक्र

जालक ऊर्जा सिधै मापन गर्न सकिँदैन, त्यसैले तिनलाई हेसको नियमको चक्रबाट पत्ता लगाइन्छ। NaCl(s) लाई यसका तत्वबाट सबै चरण मापन गर्न सकिने अप्रत्यक्ष बाटोबाट बनाउनुहोस्, त्यसपछि त्यो बाटोले प्रत्यक्ष निर्माण अभिक्रियाजत्तिकै कुल दिनुपर्ने सर्त राख्नुहोस्।

हल गरिएको उदाहरण 2। यी चरण प्रयोग गर्नुहोस्। सोडियमको ऊर्ध्वपातन, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, OpenStax परिशिष्ट G बाट Na(g) को ΔH°f। क्लोरिन परमाणु बनाउने, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, Cl(g) को ΔH°f। सोडियमको आयनीकरण, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, 5.1391 eV को NIST मानबाट। क्लोरिनमा इलेक्ट्रोन थप्ने, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook मा 3.6131 eV को इलेक्ट्रोन बन्धुताबाट। अन्त्यमा, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) ले जालक ऊर्जा, U, छोड्छ।

समग्र अभिक्रिया Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s) हो, ΔH°f = −411.2 kJ/mol सहित। त्यसैले 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, जसले U = 787.2 kJ/mol दिन्छ। ध्यान दिनुहोस्, आयनीकरणमा इलेक्ट्रोन बन्धुताले फर्काउनेभन्दा बढी ऊर्जा लाग्छ। ठूलो जालक ऊर्जा नभएको भए तत्वहरूबाट NaCl बनाउने प्रक्रिया ऊष्माक्षेपी हुने थिएन। NaCl का प्रकाशित जालक ऊर्जा प्रयोग गरिएको तथ्याङ्क र विधिअनुसार केही प्रतिशतले फरक हुन्छन् (OpenStax ले 769 kJ उद्धृत गर्छ), त्यसैले अन्तिम अंकभन्दा प्रवृत्तिको तुलना गर्नुहोस्।

बन्ध ऊर्जाबाट अभिक्रियाको एन्थाल्पी अनुमान गर्ने

ग्यास-प्रावस्थाका अभिक्रियाका लागि तपाईं बन्ध गनेर ΔH अनुमान गर्न सक्नुहुन्छ: ΔH ≈ Σ(तोडिएका बन्धका ऊर्जा) − Σ(बनेका बन्धका ऊर्जा)। तालिकाबद्ध बन्ध ऊर्जा धेरै अणुको औसत हुन्, त्यसैले नतिजा अनुमान मात्र हो र निर्माण एन्थाल्पीबाट आउने मानभन्दा दशौँ किलोजुलले फरक पर्न सक्छ।

हल गरिएको उदाहरण 3। C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) का लागि ΔH अनुमान गर्नुहोस्। एथिलिनका चारओटा C–H बन्ध बाँकी रहन्छन्, त्यसैले तिनलाई बेवास्ता गर्नुहोस्। तोडिएका: एउटा C=C (611 kJ/mol) र एउटा H–H (436 kJ/mol), जम्मा 1047 kJ। बनेका: एउटा C–C (345 kJ/mol) र दुईओटा नयाँ C–H (2 × 415 kJ/mol), जम्मा 1175 kJ। ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ। परिशिष्ट G बाट निर्माण एन्थाल्पीको मान −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ हो। अनुमानको चिह्न सही छ र यो करिब 6% भित्र छ।

बन्धनसम्बन्धी बुझाइका गल्ती जसबाट बच्नुपर्छ

अधिकांश त्रुटि मोटामोटी निर्देशकलाई ठ्याक्कै नियम ठान्दा वा चिह्नका परिपाटी मिसाउँदा आउँछन्। सबैभन्दा सामान्य यी हुन्।

• ΔEN = 1.8 लाई सहसंयोजी र आयनिकबीचको तीखो रेखा ठान्नु। मापनी निरन्तर छ, र HF तथा SiF₄ जस्ता यौगिकले नियम तोड्छन्।
• विद्युत्ऋणात्मकतालाई इलेक्ट्रोन बन्धुतासँग भ्रमित गर्नु। इलेक्ट्रोन बन्धुता ग्यासीय परमाणुको मापन गरिएको ऊर्जा हो; विद्युत्ऋणात्मकताले बन्धमा रहेको परमाणुलाई वर्णन गर्छ।
• बढी विद्युत्ऋणात्मक परमाणु सधैँ तपाईंले अपेक्षा गर्ने अधातु नै हुन्छ भन्ठान्नु। तालिका जाँच्नुहोस्: B–H र Si–H बन्धमा हाइड्रोजन ऋणात्मक छेउ हो।
• बन्ध-ऊर्जाको सूत्र उल्टाउनु। यो तोडिएका बन्ध घटाउ बनेका बन्ध हो, निर्माण-एन्थाल्पीको सूत्रको उल्टो क्रम।
• एउटै बोर्न–हेबर चक्रभित्र जालक ऊर्जाका चिह्न परिपाटी मिसाउनु।
• दोहोरो बन्धलाई दुईओटा एकल बन्ध गन्नु। C=C बन्ध (611 kJ/mol) दुईओटा C–C बन्ध (690 kJ/mol) भन्दा कमजोर हुन्छ।