රසායනික බන්ධනය සහ විද්‍යුත් සෘණතාව: බෙදාගත් යුගල වල සිට අයනික දැලිස් දක්වා

බන්ධනයක් සෑදෙන්නේ ඇයි: දුරට එරෙහිව ශක්තිය

එකිනෙකින් දුරින් ඇති හයිඩ්‍රජන් පරමාණු දෙකක් අන්තර්ක්‍රියා නොකරයි. ඒවා ළං වන විට, සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයක්ම න්‍යෂ්ටි දෙකටම ආකර්ෂණය වන අතර, ශක්තිය පහත වැටේ. තවත් ළං වූ විට, න්‍යෂ්ටි දෙක එකිනෙක ප්‍රබල ලෙස විකර්ෂණය කරන අතර ශක්තිය ඉහළ යයි. බන්ධන දිග යනු මෙම ශක්ති ළිඳේ පතුලේ ඇති දුරයි, H₂ සඳහා 74 pm, සහ ළිඳේ ගැඹුර බන්ධන ශක්තියයි, OpenStax Chemistry 2e වගුව 7.2 හි H–H සඳහා 436 kJ/mol.

සෑම බන්ධනයක්ම ආකර්ෂණය සහ විකර්ෂණය අතර සමතුලිතතාවයක් වන බැවින්, බන්ධනයක් බිඳීමට සැමවිටම ශක්තිය වැය වන අතර එකක් සෑදීමෙන් සැමවිටම ශක්තිය මුදා හැරේ. සෑදෙන බන්ධන සමස්තයක් ලෙස බිඳෙන බන්ධන වලට වඩා ප්‍රබල වන විට ප්‍රතික්‍රියාවක් තාපදායක වේ.

විද්‍යුත් සෘණතාව සහ සහසංයුජ-සිට-අයනික පරිමාණය

විද්‍යුත් සෘණතාව මගින් බන්ධනයක ඇති බෙදාගත් ඉලෙක්ට්‍රෝන පරමාණුවක් කෙතරම් ප්‍රබල ලෙස ආකර්ෂණය කරයිද යන්න මනිනු ලැබේ. පෝලිංගේ පරිමාණය වඩාත් සුලබය. එය මනින ලද ගුණයක් නොව, මාන රහිත, ගණනය කළ සංඛ්‍යාවකි. OpenStax රූපය 7.6 හි, ෆ්ලෝරීන් 4.0 සමඟ ඉහළම වන අතර, ඊළඟට 3.5 සමඟ ඔක්සිජන් සහ 3.0 සමඟ නයිට්‍රජන් සහ ක්ලෝරීන් වේ, සහ 1 කාණ්ඩයේ ලෝහ අඩුම වේ, උදාහරණයක් ලෙස 0.9 සමඟ සෝඩියම්. අගයන් ආවර්තයක් හරහා ඉහළ යන අතර කාණ්ඩයක් පහළට අඩු වේ.

බන්ධනය වූ පරමාණු දෙකක් අතර වෙනස ΔEN දළ බන්ධන වර්ගයක් ලබා දෙයි. OpenStax මෙම මාර්ගෝපදේශක සීමා භාවිත කරයි: 0.4 ට අඩු, අධ්‍රැවීය සහසංයුජ; 0.4 සිට 1.8 දක්වා, ධ්‍රැවීය සහසංයුජ; 1.8 ට වැඩි, අයනික. වඩා විද්‍යුත් සෘණ පරමාණුව අර්ධ සෘණ ආරෝපණය, δ−, දරයි.

මෙම සීමා සැබෑ ව්‍යතිරේක සහිත මාර්ගෝපදේශ පමණි. HF හි ΔEN = 1.9 වුවද එය සහසංයුජ අණුවක් වන අතර, එක් එක් Si–F බන්ධනය සඳහා ΔEN = 2.2 ඇති SiF₄ අණුක වායුවකි. ΔEN භාවිත කරන්න බන්ධන සැසඳීමට මිස සංයෝගයක් නිශ්චිතව වර්ගීකරණය කිරීමට නොවේ.

විසඳූ උදාහරණය: ධ්‍රැවීයතාව අනුව බන්ධන හයක් පෙළගැස්වීම

OpenStax රූපය 7.6 හි ඇති පැරණි පෝලිං අගයන් භාවිතයෙන්, B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl සහ K–Br අඩුම ධ්‍රැවීය සිට වැඩිම ධ්‍රැවීය දක්වා පෙළගස්වන්න: 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 සහ K 0.8.

වෙනස්කම් B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 සහ K–Br 2.0 වන අතර, එය පෙළගැස්මයි. ප්‍රතිඵල දෙකක් බොහෝ සිසුන් පුදුමයට පත් කරයි. B–H හි, බෝරෝන් හයිඩ්‍රජන් වලට වඩා අඩු විද්‍යුත් සෘණතාවක් ඇති බැවින්, හයිඩ්‍රජන් සෘණ අන්තය වේ. තවද K–Br අයනික පරාසයට වැටෙන අතර, එය පොටෑසියම් බ්‍රෝමයිඩ් අයනික ඝනයක් වීමට අනුකූල වේ, Al–Cl ධ්‍රැවීය සහසංයුජ පරාසයේ ඉහළ කෙළවර ආසන්නයේ පිහිටයි; ඇලුමිනියම් ක්ලෝරයිඩ් සමහර කලාප වල අයනික ලෙසත් අනෙක් ඒවායේ අණුක ලෙසත් විස්තර කෙරේ.

ද්විධ්‍රැව ඝූර්ණ සහ ප්‍රතිශත අයනික ස්වභාවය

ධ්‍රැවීය බන්ධනයකට μ = Qr ද්විධ්‍රැව ඝූර්ණයක් ඇත, එනම් වෙන් වූ ආරෝපණයේ විශාලත්වය ආරෝපණ අතර දුරින් ගුණ කළ අගයයි. ද්විධ්‍රැව ඝූර්ණ සාමාන්‍යයෙන් ඩිබයි වලින් දෙනු ලැබේ: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. ඉලෙක්ට්‍රෝනයක සම්පූර්ණ ආරෝපණය, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, 1 Å ක් හරහා ගෙන ගියේ නම්, ද්විධ්‍රැව ඝූර්ණය 4.803 D වනු ඇත. මනින ලද μ මෙම සම්පූර්ණ අයනික අගය සමඟ සැසඳීමෙන් ආසන්න ප්‍රතිශත අයනික ස්වභාවයක් ලැබේ, (μ මනින ලද / μ සම්පූර්ණ අයනික) × 100.

විසඳූ උදාහරණය 1. NIST Chemistry WebBook වායු-කලාප H³⁵Cl සඳහා μ = 1.1085 D සහ සමතුලිත බන්ධන දිග 1.27455 Å ලෙස ලැයිස්තුගත කරයි. එම දුරෙහි සම්පූර්ණ අයනික H⁺Cl⁻ එකකට μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D වනු ඇත. ප්‍රතිශත අයනික ස්වභාවය 1.1085/6.122 × 100 = 18.1% වේ. WebBook අගයන් μ = 1.82618 D සහ r = 0.91680 Å සමඟ HF සඳහා, සම්පූර්ණ අයනික අගය 4.404 D වන අතර අයනික ස්වභාවය 41.5% වේ.

පෙළගැස්ම ΔEN සමඟ එකඟ වේ (HCl සඳහා 0.9, HF සඳහා 1.9), නමුත් විශාල ΔEN එකක් පවා සම්පූර්ණ ආරෝපණ මාරුවකින් කෙතරම් දුරින්දැයි සංඛ්‍යා පෙන්වයි. HF, එහි ΔEN පමණක් යෝජනා කරනවාට වඩා සහසංයුජ අන්තයට ආසන්නය.

දැලිස් ශක්තිය සහ කූලෝම් නියමය

අයනික ඝනයක් එකට රඳවා තබා ගන්නේ ස්ඵටිකයේ ඇති සෑම කැටායනයක් සහ සෑම ඇනායනයක් අතර ආකර්ෂණයෙනි. එහි දැලිස් ශක්තිය යනු ඝනයේ මවුලයක් වායුමය අයන බවට වෙන් කිරීමට අවශ්‍ය ශක්තියයි. OpenStax එය ධන ලෙස නිර්වචනය කරයි, නමුත් සමහර පෙළපොත් ප්‍රතිලෝම ක්‍රියාවලිය භාවිත කර සෘණ අගයන් ලබා දෙන බැවින්, පළමුව ලකුණු සම්මුතිය පරීක්ෂා කරන්න.

කූලෝම් නියමයට අනුව, ආකර්ෂණය අයන ආරෝපණ වල ගුණිතය සමඟ වැඩි වන අතර අයන අතර දුර වැඩි වන විට අඩු වේ. සාමාන්‍යයෙන් ආරෝපණය ප්‍රමුඛ වේ. OpenStax 7.5 කොටස LiF 1023 kJ/mol ලෙසද, අයන 2+ සහ 2− ආරෝපණ දරන MgO 3900 kJ/mol ලෙසද ලැයිස්තුගත කරයි, එය හතර ගුණයකට ආසන්න වශයෙන් විශාලය. ඊළඟට ප්‍රමාණය වැදගත් වේ: විශාල අයඩයිඩ් අයනය ආරෝපණ වඩා දුරින් තබන බැවින්, MgF₂ 2957 kJ/mol වන අතර MgI₂ 2327 kJ/mol වේ.

විසඳූ උදාහරණය: සෝඩියම් ක්ලෝරයිඩ් සඳහා බෝර්න්–හේබර් චක්‍රයක්

දැලිස් ශක්ති සෘජුව මැනිය නොහැකි බැවින්, ඒවා හෙස් නියම චක්‍රයක් මගින් සොයා ගනු ලැබේ. සියලුම පියවර මැනිය හැකි වක්‍ර මාර්ගයකින් එහි මූලද්‍රව්‍ය වලින් NaCl(s) ගොඩනඟන්න, ඉන්පසු එම මාර්ගය සෘජු උත්පාදන ප්‍රතික්‍රියාවට සමාන මුළු අගයක් ලබා දිය යුතු යැයි අවශ්‍ය කරන්න.

විසඳූ උදාහරණය 2. මෙම පියවර භාවිත කරන්න. සෝඩියම් ඌර්ධ්වපාතනය කරන්න, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, OpenStax ඇමුණුම G වලින් Na(g) හි ΔH°f. ක්ලෝරීන් පරමාණු සාදන්න, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, Cl(g) හි ΔH°f. සෝඩියම් අයනීකරණය කරන්න, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, 5.1391 eV NIST අගයෙන්. ක්ලෝරීන් වලට ඉලෙක්ට්‍රෝනයක් එකතු කරන්න, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook හි 3.6131 eV ඉලෙක්ට්‍රෝන බන්ධුතාවෙන්. අවසානයේ, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) දැලිස් ශක්තිය, U, මුදා හරියි.

සමස්ත ප්‍රතික්‍රියාව Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s) වන අතර, ΔH°f = −411.2 kJ/mol. එබැවින් 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, එයින් U = 787.2 kJ/mol ලැබේ. ඉලෙක්ට්‍රෝන බන්ධුතාව ආපසු ලබා දෙනවාට වඩා අයනීකරණයට වැඩි ශක්තියක් වැය වන බව සලකන්න. විශාල දැලිස් ශක්තිය නොමැතිව, මූලද්‍රව්‍ය වලින් NaCl සෑදීම තාපදායක නොවනු ඇත. NaCl සඳහා ප්‍රකාශිත දැලිස් ශක්ති භාවිත කරන දත්ත සහ ක්‍රමය අනුව ප්‍රතිශත කිහිපයකින් වෙනස් වේ (OpenStax 769 kJ උපුටා දක්වයි), එබැවින් අවසාන ඉලක්කම් වෙනුවට ප්‍රවණතා සසඳන්න.

බන්ධන ශක්ති වලින් ප්‍රතික්‍රියා එන්තැල්පිය ඇස්තමේන්තු කිරීම

වායු-කලාප ප්‍රතික්‍රියා සඳහා, බන්ධන ගණන් කිරීමෙන් ඔබට ΔH ඇස්තමේන්තු කළ හැක: ΔH ≈ Σ(බිඳෙන බන්ධන වල ශක්ති) − Σ(සෑදෙන බන්ධන වල ශක්ති). වගුගත බන්ධන ශක්ති බොහෝ අණු හරහා ගත් සාමාන්‍ය අගයන් වන බැවින්, ප්‍රතිඵලය ඇස්තමේන්තුවක් පමණක් වන අතර උත්පාදන එන්තැල්පි වලින් ලැබෙන අගයෙන් කිලෝජූල් දස ගණනකින් වෙනස් විය හැක.

විසඳූ උදාහරණය 3. C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) සඳහා ΔH ඇස්තමේන්තු කරන්න. එතිලීන් වල C–H බන්ධන හතර නොබිඳී පවතින බැවින්, ඒවා නොසලකා හරින්න. බිඳෙන: එක් C=C (611 kJ/mol) සහ එක් H–H (436 kJ/mol), මුළු 1047 kJ. සෑදෙන: එක් C–C (345 kJ/mol) සහ නව C–H දෙකක් (2 × 415 kJ/mol), මුළු 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. ඇමුණුම G වලින් උත්පාදන-එන්තැල්පි අගය −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ වේ. ඇස්තමේන්තුවට නිවැරදි ලකුණ ඇති අතර එය ආසන්න වශයෙන් 6% ක් ඇතුළත වේ.

වළක්වා ගත යුතු බන්ධන පිළිබඳ වැරදි අවබෝධ

බොහෝ වැරදි ඇති වන්නේ දළ මාර්ගෝපදේශ නිශ්චිත රීති ලෙස සැලකීමෙන් හෝ ලකුණු සම්මුති මිශ්‍ර කිරීමෙනි. මේවා වඩාත් සුලබ ඒවා වේ.

• ΔEN = 1.8 සහසංයුජ සහ අයනික අතර තියුණු රේඛාවක් ලෙස සැලකීම. පරිමාණය සන්තතික වන අතර, HF සහ SiF₄ වැනි සංයෝග රීතිය බිඳ දමයි.
• විද්‍යුත් සෘණතාව ඉලෙක්ට්‍රෝන බන්ධුතාව සමඟ පටලවා ගැනීම. ඉලෙක්ට්‍රෝන බන්ධුතාව වායුමය පරමාණුවක් සඳහා මනින ලද ශක්තියකි; විද්‍යුත් සෘණතාව බන්ධනයක ඇති පරමාණුවක් විස්තර කරයි.
• වඩා විද්‍යුත් සෘණ පරමාණුව සැමවිටම ඔබ අපේක්ෂා කරන අලෝහය යැයි උපකල්පනය කිරීම. වගුව පරීක්ෂා කරන්න: B–H සහ Si–H බන්ධන වල, හයිඩ්‍රජන් සෘණ අන්තය වේ.
• බන්ධන-ශක්ති සූත්‍රය ප්‍රතිලෝම කිරීම. එය බිඳෙන බන්ධන අඩු කිරීම සෑදෙන බන්ධන වන අතර, උත්පාදන-එන්තැල්පි සූත්‍රයට ප්‍රතිවිරුද්ධ අනුපිළිවෙලයි.
• එක් බෝර්න්–හේබර් චක්‍රයක් තුළ දැලිස්-ශක්ති ලකුණු සම්මුති මිශ්‍ර කිරීම.
• ද්විත්ව බන්ධනයක් තනි බන්ධන දෙකක් ලෙස ගණන් කිරීම. C=C බන්ධනයක් (611 kJ/mol) C–C බන්ධන දෙකකට (690 kJ/mol) වඩා දුබලය.