सङ्करण र सिग्मा तथा पाइ बन्ध: आणविक आकारपछाडिका कक्षक

अधिव्याप्त कक्षकका रूपमा बन्ध

संयोजी बन्ध सिद्धान्तले सहसंयोजी बन्धलाई दुई परमाणुका कक्षक अधिव्याप्त हुने क्षेत्रमा विपरीत चक्रण भएका दुईओटा इलेक्ट्रोनका रूपमा वर्णन गर्छ। अधिव्यापनले इलेक्ट्रोन घनत्वलाई नाभिकहरूबीच केन्द्रित गर्छ, जहाँ यसले दुवैलाई आकर्षित गर्छ। सामान्यतः बढी अधिव्यापनको अर्थ बलियो बन्ध हो।

अधिव्यापन दुई तरिकाले हुन सक्छ। सिग्मा (σ) बन्धमा कक्षकहरू नाभिक जोड्ने रेखामा छेउ-छेउ भेटिन्छन्, त्यसैले इलेक्ट्रोन घनत्व त्यही अक्षमा सबैभन्दा बढी हुन्छ। पाइ (π) बन्धमा दुईओटा समानान्तर p कक्षक छेउछाउ अधिव्याप्त हुन्छन्, त्यसैले घनत्व अक्षको माथि र तल हुन्छ, र अक्ष समेट्ने एउटा नोडल समतल हुन्छ। हरेक एकल बन्ध σ बन्ध हो।

कार्बनका 2s र 2p कक्षक किन मिसिनुपर्छ

कार्बनका संयोजी कक्षक एउटा 2s र तीनओटा 2p हुन्। तीनओटा p कक्षक x, y र z दिशामा, एकअर्कासँग 90° मा, फर्केका हुन्छन्। मिथेनका चारओटा C–H बन्धले तिनलाई सिधै प्रयोग गरेका भए तीनओटा बन्ध 90° मा हुने थिए र एउटा फरक हुने थियो। बरु CH₄ का चारै बन्ध उस्तै र 109.5° को अन्तरमा हुन्छन्।

सङ्करणले यसको समाधान गर्छ। 2s कक्षकलाई तीनै 2p कक्षकसँग गणितीय रूपमा संयोजन गर्दा चतुष्फलकका कुनातर्फ फर्केका चारओटा समतुल्य sp³ सङ्कर कक्षक बन्छन्। सङ्कर कक्षकको सङ्ख्या सधैँ मिसाइएका परमाणु कक्षकको सङ्ख्या बराबर हुन्छ। प्रत्येक sp³ कक्षकको एउटा ठूलो पत्र (lobe) हुन्छ जुन हाइड्रोजनको 1s कक्षकसँग राम्ररी अधिव्याप्त हुन्छ, त्यसैले सङ्कर कक्षकले बलिया σ बन्ध बनाउँछन्।

स्टेरिक सङ्ख्याबाट सङ्करण तोक्ने

सङ्करण परमाणुवरिपरिका इलेक्ट्रोन डोमेनको सङ्ख्या, अर्थात् VSEPR को स्टेरिक सङ्ख्याबाट निस्कन्छ। एकल जोडीलाई डोमेन गनिन्छ, र बहुबन्धलाई एकपटक गनिन्छ। स्टेरिक सङ्ख्या थाहा भएपछि सङ्करण तय हुन्छ।

एकल जोडीले पनि सङ्कर कक्षक ओगट्छन् र बन्धलाई नजिक धकेल्छन्। OpenStax Chemistry 2e (खण्ड 8.2) ले अमोनियामा H–N–H कोणका लागि 107.3° र पानीमा H–O–H का लागि 104.5° दिन्छ, दुवै sp³ हुन् र तिनका बन्ध कोण आदर्श 109.5° भन्दा कम छन्।

• स्टेरिक सङ्ख्या 2: sp, रेखीय, 180°। एउटा s र एउटा p मिसिन्छन्, दुईओटा असङ्करित p कक्षक बाँकी रहन्छन्। प्रत्येक sp कक्षकमा 50% s गुण हुन्छ।
• स्टेरिक सङ्ख्या 3: sp², त्रिकोणीय समतलीय, 120°। एउटा s र दुईओटा p मिसिन्छन्, समतलसँग लम्ब एउटा p कक्षक बाँकी रहन्छ। 33% s गुण।
• स्टेरिक सङ्ख्या 4: sp³, चतुष्फलकीय, 109.5°। एउटा s र तीनओटा p मिसिन्छन्, कुनै बाँकी रहँदैन। 25% s गुण।
• स्टेरिक सङ्ख्या 5 र 6 लाई प्रायः OpenStax मा जस्तै sp³d र sp³d² भनी नाम दिइन्छ। यिनलाई ज्यामितिका लेबल मान्नुहोस्; तलका सीमाहरू हेर्नुहोस्।

सिग्मा र पाइको योगका रूपमा दोहोरो र तेहेरो बन्ध

एथिलिन, H₂C=CH₂, मा प्रत्येक कार्बनका तीनओटा डोमेन हुन्छन् र यो sp² हो। तीनओटा sp² कक्षकले दुईओटा हाइड्रोजन र अर्को कार्बनसँग σ बन्ध बनाउँछन्। दुई कार्बनमा बाँकी रहेका p कक्षक समानान्तर हुन्छन् र छेउछाउ अधिव्याप्त भएर π बन्ध बनाउँछन्। त्यसैले दोहोरो बन्ध एउटा σ बन्ध र एउटा π बन्ध हो। एसिटिलिन, HC≡CH, मा जस्तो तेहेरो बन्ध एउटा σ बन्ध र दुईओटा π बन्ध हो, जुन sp कार्बनमा एकअर्कासँग समकोणमा रहेका असङ्करित p कक्षकका दुई जोडीबाट बन्छन्।

π बन्धले दोहोरो बन्ध किन स्वतन्त्र रूपमा घुम्दैन भनी व्याख्या गर्छ। एउटा छेउलाई 90° घुमाउँदा p कक्षक लम्ब हुने थिए र π अधिव्यापन टुट्ने थियो। त्यसैले cis-2-ब्युटिन र trans-2-ब्युटिन फरक यौगिक हुन् जुन कोठाको तापक्रममा एकअर्कामा रूपान्तरित हुँदैनन्, जबकि C–C एकल बन्धका दुई छेउ सजिलै घुम्छन्।

हल गरिएका उदाहरण: एक्रिलोनाइट्राइल र एस्पिरिनमा बन्ध गन्ने

σ र π बन्ध गन्न हरेक हाइड्रोजनसहित पूर्ण लुइस संरचना कोर्नुहोस्। त्यसपछि हरेक बन्ध रेखाले ठ्याक्कै एउटा σ बन्ध दिन्छ, प्रत्येक दोहोरो बन्धले एउटा π बन्ध थप्छ, र प्रत्येक तेहेरो बन्धले दुईओटा थप्छ।

हल गरिएको उदाहरण 1। एक्रिलिक रेसा बनाउन प्रयोग हुने एक्रिलोनाइट्राइल, H₂C=CH–C≡N। σ बन्ध: तीनओटा C–H, C=C मा एउटा, C–C मा एउटा र C≡N मा एउटा, जम्मा 6। π बन्ध: C=C मा एउटा र C≡N मा दुईओटा, जम्मा 3। सङ्करण: दोहोरो बन्धका दुवै कार्बनका तीनओटा डोमेन छन् र ती sp² हुन्; नाइट्राइल कार्बनका दुईओटा डोमेन छन् र यो sp हो; एउटा बन्ध डोमेन र एउटा एकल जोडी भएको नाइट्रोजन पनि sp हो। जाँचका रूपमा, संयोजी इलेक्ट्रोन 3(4) + 3(1) + 5 = 20 हुन्: 9 बन्धले 18 राख्छन्, र नाइट्रोजनको एकल जोडीले बाँकी 2 राख्छ।

हल गरिएको उदाहरण 2। बेन्जिन वलयमा एकान्तर दोहोरो बन्धसहित कोरिएको एस्पिरिन, C₉H₈O₄। σ बन्ध: वलयमा 6 C–C, वलयका 4 C–H, कार्बोक्सिलिक अम्ल समूह र वलयसँगको यसको जोडमा 4 (वलय C–C, C=O, C–O र O–H), र एस्टर समूहमा 7 (वलय C–O, O–C, C=O, C–CH₃ र तीनओटा C–H)। यसले 6 + 4 + 4 + 7 = 21 σ बन्ध दिन्छ। π बन्ध: वलयमा 3 र प्रत्येक C=O मा 1, जम्मा 5। जाँच: एस्पिरिनमा 21 परमाणु र एउटा वलय छ, र जुनसुकै जोडिएको संरचनामा (परमाणु − 1 + वलय) σ बन्ध हुन्छन्, 21 − 1 + 1 = 21। इलेक्ट्रोन गणना पनि मिल्छ: 26 बन्धले 52 इलेक्ट्रोन राख्छन्, चारओटा अक्सिजनले आठओटा एकल जोडी, अर्थात् 16 इलेक्ट्रोन राख्छन्, र 9(4) + 8(1) + 4(6) = 68। आठओटा कार्बन sp² हुन्; मिथाइल कार्बन मात्र sp³ हो।

सिग्मा बन्धको तुलनामा पाइ बन्ध कति बलियो हुन्छ?

OpenStax Chemistry 2e तालिका 7.3 का औसत बन्ध ऊर्जाले दुई परमाणुबीच बन्ध थप्दै जाँदा प्रतिफल घट्दै जान्छ भनी देखाउँछन्। कार्बन–कार्बन बन्धका लागि: C–C, 1.54 Å र 345 kJ/mol; C=C, 1.34 Å र 611 kJ/mol; C≡C, 1.20 Å र 837 kJ/mol।

हल गरिएको उदाहरण 3। घटाउँदा थपिएको प्रत्येक π बन्धको मोटामोटी ऊर्जा आउँछ। पहिलो π बन्धले 611 − 345 = 266 kJ/mol थप्छ, र दोस्रोले 837 − 611 = 226 kJ/mol थप्छ। दुवै C–C σ बन्धको 345 kJ/mol भन्दा साना छन्, किनभने छेउछाउको अधिव्यापन छेउ-छेउको अधिव्यापनभन्दा कमजोर हुन्छ। दोहोरो बन्ध एकल बन्धभन्दा 1.77 गुणा मात्र बलियो हुन्छ, दोब्बर होइन। योगात्मक अभिक्रियामा कमजोर π बन्ध नै टुट्ने भाग हो, त्यसैले एल्किनले Br₂ र HBr सजिलै, र धातु उत्प्रेरकको उपस्थितिमा H₂, जोड्छन्। यी फरकलाई अनुमान मान्नुहोस्; औसत बन्ध ऊर्जाले धेरै फरक अणुका मान मिसाउँछन्।

विस्थानीकृत पाइ इलेक्ट्रोन र सङ्कर कक्षकका सीमा

बेन्जिन, C₆H₆, मा हरेक कार्बन sp² हुन्छ र वलयसँग लम्ब एउटा असङ्करित p कक्षक हुन्छ। छओटा समानान्तर p कक्षक वलयभरि अधिव्याप्त हुन्छन्, त्यसैले छओटा π इलेक्ट्रोन तीनओटा दोहोरो बन्धमा स्थिर नभई पूरै वलयमा फैलिएका हुन्छन्। छवटै C–C बन्धको लम्बाइ उही हुन्छ, जुन सामान्य एकल र दोहोरो बन्धको लम्बाइबीच पर्छ।

अनुनादले π इलेक्ट्रोन र एकल जोडीलाई पुनर्व्यवस्थित गर्छ, σ बन्धलाई कहिल्यै होइन, त्यसैले बेन्जिनका कार्बन जस्ता परमाणुका लागि जुनसुकै वैध संरचनाले उही सङ्करण दिन्छ; OpenStax ले बेन्जिनका लागि यो कुरा स्पष्ट रूपमा उल्लेख गर्छ। एमाइडको नाइट्रोजन जस्तो, जसको एकल जोडी अर्को संरचनामा π बन्ध बन्छ, त्यस्तो परमाणुमा सावधान हुनुहोस्: यसको डोमेन सङ्ख्या संरचनाअनुसार बदलिन्छ, र यसको अवलोकित समतलीय ज्यामितिले यो sp² हो भनी देखाउँछ। विस्थानीकरण त्यस्तो क्षेत्र हो जहाँ संयोजी बन्ध सिद्धान्त असहज हुन्छ, र आणविक कक्षक सिद्धान्तले अझ सफा वर्णन दिन्छ।

संयोजी बन्ध सिद्धान्तले हरेक इलेक्ट्रोनलाई बन्ध वा एकल जोडीमा जोडी बनाउँछ, त्यसैले यसले O₂ मा कुनै अयुग्मित इलेक्ट्रोन हुँदैन भनी अनुमान गर्छ। वास्तवमा तरल अक्सिजन चुम्बकतर्फ आकर्षित हुन्छ, जसले O₂ मा अयुग्मित इलेक्ट्रोन छन् भनी देखाउँछ। आणविक कक्षक सिद्धान्तले पूरै अणुका कक्षक बनाउँछ। बन्ध कोटि बन्धन र प्रतिबन्धन कक्षकका इलेक्ट्रोनबीचको फरकको आधा हो। O₂ का लागि 12 संयोजी इलेक्ट्रोनले 8 बन्धन र 4 प्रतिबन्धन दिन्छन्, त्यसैले बन्ध कोटि (8 − 4)/2 = 2। अन्तिम दुई इलेक्ट्रोनले समानान्तर चक्रणसहित दुईओटा छुट्टाछुट्टै π* कक्षक ओगट्छन्, जसले अनुचुम्बकत्वको व्याख्या गर्छ। N₂ का लागि (8 − 2)/2 = 3, जुन यसको तेहेरो बन्धसँग मेल खान्छ।

सङ्करणका त्रुटि र तिनलाई कसरी समात्ने

अधिकांश त्रुटि लुइस संरचना छोड्दा वा डोमेन गलत गन्दा आउँछन्। पहिले परमाणुमा σ बन्ध र एकल जोडी गन्नुहोस्; सङ्करण त्यही गणनाबाट मात्र निस्कन्छ।

• π बन्धलाई स्टेरिक सङ्ख्यामा गन्नु। σ बन्ध र एकल जोडी मात्र डोमेनका रूपमा गनिन्छन्।
• एकल जोडी बिर्सनु, जसले NH₃ को नाइट्रोजनलाई sp³ को सट्टा sp² जस्तो देखाउँछ।
• दोहोरो बन्धलाई दुईओटा σ बन्ध गन्नु। हरेक दोहोरो बन्ध एउटा σ र एउटा π हो।
• कङ्काल वा सङ्क्षिप्त सूत्रमा σ बन्ध गन्दा हाइड्रोजन छुटाउनु।
• दोहोरो बन्ध भएको हरेक कार्बन sp² हुन्छ भन्ठान्नु। दुईओटा दोहोरो बन्ध भएको CO₂ को केन्द्रीय कार्बनका दुईओटा डोमेन छन् र यो sp हो।
• अनुनाद संरचनाले परमाणुको सङ्करण बदल्छ भन्ने विश्वास गर्नु। अनुनादले π इलेक्ट्रोन सार्छ, σ बन्ध होइन।