මුහුම්කරණය සහ සිග්මා සහ පයි බන්ධන: අණුක හැඩය පිටුපස ඇති ඕර්බිටල

අතිච්ඡාදනය වන ඕර්බිටල ලෙස බන්ධන

සංයුජතා බන්ධන න්‍යාය සහසංයුජ බන්ධනයක් විස්තර කරන්නේ පරමාණු දෙකක ඕර්බිටල අතිච්ඡාදනය වන ප්‍රදේශයක ප්‍රතිවිරුද්ධ භ්‍රමණ ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙකක් ලෙසය. අතිච්ඡාදනය න්‍යෂ්ටි අතර ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වය සාන්ද්‍රණය කරන අතර, එහිදී එය න්‍යෂ්ටි දෙකම ආකර්ෂණය කරයි. වැඩි අතිච්ඡාදනයක් සාමාන්‍යයෙන් ප්‍රබල බන්ධනයක් අදහස් කරයි.

අතිච්ඡාදනය ආකාර දෙකකින් සිදු විය හැක. සිග්මා (σ) බන්ධනයක, ඕර්බිටල න්‍යෂ්ටි යා කරන රේඛාව දිගේ අග්‍රයෙන් අග්‍රයට හමු වන බැවින්, ඉලෙක්ට්‍රෝන ඝනත්වය එම අක්ෂය මත විශාලතම වේ. පයි (π) බන්ධනයක, සමාන්තර p ඕර්බිටල දෙකක් පැත්තෙන් පැත්තට අතිච්ඡාදනය වන බැවින්, ඝනත්වය අක්ෂය අඩංගු නෝඩ තලයක් සහිතව අක්ෂයට ඉහළින් සහ පහළින් පිහිටයි. සෑම තනි බන්ධනයක්ම σ බන්ධනයකි.

කාබන් වල 2s සහ 2p ඕර්බිටල මිශ්‍ර විය යුත්තේ ඇයි

කාබන් වල සංයුජතා ඕර්බිටල එක් 2s සහ 2p තුනක් වේ. p ඕර්බිටල තුන x, y සහ z දිගේ, එකිනෙකට 90° කින් යොමු වී ඇත. මීතේන් වල C–H බන්ධන හතර ඒවා සෘජුව භාවිත කළේ නම්, බන්ධන තුනක් 90° හි පිහිටන අතර එකක් වෙනස් වනු ඇත. ඒ වෙනුවට, CH₄ හි බන්ධන හතරම සර්වසම වන අතර 109.5° බැගින් ඈතින් පිහිටයි.

මුහුම්කරණය මෙය විසඳයි. 2s ඕර්බිටලය 2p ඕර්බිටල තුනම සමඟ ගණිතමය වශයෙන් සංයෝජනය කිරීමෙන් චතුස්තලයක කොන් වෙත යොමු වූ සමාන sp³ මුහුම් ඕර්බිටල හතරක් ලැබේ. මුහුම් ඕර්බිටල ගණන සැමවිටම මිශ්‍ර කළ පරමාණුක ඕර්බිටල ගණනට සමාන වේ. සෑම sp³ ඕර්බිටලයකටම හයිඩ්‍රජන් 1s ඕර්බිටලයක් සමඟ හොඳින් අතිච්ඡාදනය වන එක් විශාල පෙත්තක් ඇති අතර, මුහුම් ඕර්බිටල ප්‍රබල σ බන්ධන සාදන්නේ එබැවිනි.

ස්ථානික අංකයෙන් මුහුම්කරණය නියම කිරීම

මුහුම්කරණය අනුගමනය වන්නේ පරමාණුවක් වටා ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන වසම් ගණනින්, එනම් VSEPR වලින් එහි ස්ථානික අංකයෙනි. හුදකලා යුගල වසම් ලෙස ගණන් වන අතර, බහු බන්ධනයක් එක් වරක් ගණන් වේ. ඔබ ස්ථානික අංකය දැනගත් පසු, මුහුම්කරණය නිශ්චිත වේ.

හුදකලා යුගල ද මුහුම් ඕර්බිටල අල්ලා ගන්නා අතර බන්ධන එකිනෙකට ළං කරයි. OpenStax Chemistry 2e (8.2 කොටස) ඇමෝනියා වල H–N–H කෝණය සඳහා 107.3° ද ජලයේ H–O–H සඳහා 104.5° ද ලබා දෙයි, ඒ දෙකම පරිපූර්ණ 109.5° ට වඩා අඩු බන්ධන කෝණ සහිත sp³ වේ.

• ස්ථානික අංකය 2: sp, රේඛීය, 180°. එක් s සහ එක් p මිශ්‍ර වී, මුහුම් නොවූ p ඕර්බිටල දෙකක් ඉතිරි කරයි. සෑම sp ඕර්බිටලයක්ම 50% s ස්වභාවයකි.
• ස්ථානික අංකය 3: sp², ත්‍රිකෝණාකාර තලීය, 120°. එක් s සහ p දෙකක් මිශ්‍ර වී, තලයට ලම්බක එක් p ඕර්බිටලයක් ඉතිරි කරයි. 33% s ස්වභාවය.
• ස්ථානික අංකය 4: sp³, චතුස්තලීය, 109.5°. එක් s සහ p තුනක් මිශ්‍ර වී, කිසිවක් ඉතිරි නොකරයි. 25% s ස්වභාවය.
• ස්ථානික අංක 5 සහ 6 බොහෝ විට OpenStax හි මෙන් sp³d සහ sp³d² ලෙස ලේබල් කෙරේ. මේවා ජ්‍යාමිති ලේබල ලෙස සලකන්න; පහත සීමාවන් බලන්න.

සිග්මා සහ පයි ලෙස ද්විත්ව සහ ත්‍රිත්ව බන්ධන

එතිලීන්, H₂C=CH₂ හි, සෑම කාබනයකටම වසම් තුනක් ඇති අතර එය sp² වේ. sp² ඕර්බිටල තුන හයිඩ්‍රජන් දෙකකට සහ අනෙක් කාබනයට σ බන්ධන සාදයි. කාබන් දෙකේ ඉතිරි p ඕර්බිටල සමාන්තර වන අතර π බන්ධනයක් සෑදීමට පැත්තෙන් පැත්තට අතිච්ඡාදනය වේ. එබැවින් ද්විත්ව බන්ධනයක් යනු එක් σ බන්ධනයක් සහ එක් π බන්ධනයකි. ඇසිටිලීන්, HC≡CH හි මෙන් ත්‍රිත්ව බන්ධනයක් යනු එක් σ බන්ධනයක් සහ π බන්ධන දෙකක් වන අතර, ඒවා sp කාබන් මත එකිනෙකට සෘජුකෝණී මුහුම් නොවූ p ඕර්බිටල යුගල දෙකකින් සෑදේ.

ද්විත්ව බන්ධන නිදහසේ භ්‍රමණය නොවන්නේ ඇයිදැයි π බන්ධනය පැහැදිලි කරයි. එක් කෙළවරක් 90° කින් ඇඹරීමෙන් p ඕර්බිටල ලම්බක වී π අතිච්ඡාදනය බිඳී යනු ඇත. cis-2-බියුටීන් සහ trans-2-බියුටීන් කාමර උෂ්ණත්වයේදී එකිනෙක බවට පරිවර්තනය නොවන වෙනස් සංයෝග වන්නේ, C–C තනි බන්ධනයක කෙළවර දෙක පහසුවෙන් භ්‍රමණය වන අතරතුර, එබැවිනි.

විසඳූ උදාහරණ: ඇක්‍රිලෝනයිට්‍රයිල් සහ ඇස්ප්‍රින් වල බන්ධන ගණන් කිරීම

σ සහ π බන්ධන ගණන් කිරීමට, සෑම හයිඩ්‍රජනයක්ම ඇතුළුව සම්පූර්ණ ලුවිස් ව්‍යුහයක් අඳින්න. එවිට සෑම බන්ධන රේඛාවක්ම හරියටම එක් σ බන්ධනයක් දායක කරයි, සෑම ද්විත්ව බන්ධනයක්ම එක් π බන්ධනයක් එකතු කරයි, සහ සෑම ත්‍රිත්ව බන්ධනයක්ම දෙකක් එකතු කරයි.

විසඳූ උදාහරණය 1. ඇක්‍රිලික් කෙඳි සෑදීමට භාවිත කරන ඇක්‍රිලෝනයිට්‍රයිල්, H₂C=CH–C≡N. σ බන්ධන: C–H තුනක්, C=C හි එකක්, C–C හි එකක් සහ C≡N හි එකක්, මුළු 6ක්. π බන්ධන: C=C හි එකක් සහ C≡N හි දෙකක්, මුළු 3ක්. මුහුම්කරණය: ද්විත්ව බන්ධනයේ කාබන් දෙකටම වසම් තුනක් ඇති අතර ඒවා sp² වේ; නයිට්‍රයිල් කාබනයට වසම් දෙකක් ඇති අතර එය sp වේ; එක් බන්ධන වසමක් සහ එක් හුදකලා යුගලයක් ඇති නයිට්‍රජන් ද sp වේ. පරීක්ෂාවක් ලෙස, සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන 3(4) + 3(1) + 5 = 20 වේ: බන්ධන 9ක් 18ක් දරන අතර, නයිට්‍රජන් වල හුදකලා යුගලය ඉතිරි 2 දරයි.

විසඳූ උදාහරණය 2. බෙන්සීන් වළල්ලේ ප්‍රත්‍යාවර්ත ද්විත්ව බන්ධන සහිතව ඇඳ ඇති ඇස්ප්‍රින්, C₉H₈O₄. σ බන්ධන: වළල්ලේ C–C 6ක්, වළල්ලේ C–H 4ක්, කාබොක්සිලික් අම්ල කාණ්ඩයේ සහ එය වළල්ලට සම්බන්ධ කිරීමේ 4ක් (වළල්ල C–C, C=O, C–O සහ O–H), සහ එස්ටර කාණ්ඩයේ 7ක් (වළල්ල C–O, O–C, C=O, C–CH₃ සහ C–H තුනක්). එයින් σ බන්ධන 6 + 4 + 4 + 7 = 21ක් ලැබේ. π බන්ධන: වළල්ලේ 3ක් සහ සෑම C=O එකකම 1 බැගින්, මුළු 5ක්. පරීක්ෂාව: ඇස්ප්‍රින් වල පරමාණු 21ක් සහ එක් වළල්ලක් ඇති අතර, ඕනෑම සම්බන්ධිත ව්‍යුහයකට (පරමාණු − 1 + වළලු) σ බන්ධන ඇත, 21 − 1 + 1 = 21. ඉලෙක්ට්‍රෝන ගණනද ගැළපේ: බන්ධන 26ක් ඉලෙක්ට්‍රෝන 52ක් දරයි, ඔක්සිජන් හතර හුදකලා යුගල අටක්, හෙවත් ඉලෙක්ට්‍රෝන 16ක් දරයි, සහ 9(4) + 8(1) + 4(6) = 68. කාබන් අටක් sp² වේ; මෙතිල් කාබනය පමණක් sp³ වේ.

සිග්මා බන්ධනයක් හා සසඳන විට පයි බන්ධනයක් කෙතරම් ප්‍රබලද?

OpenStax Chemistry 2e වගුව 7.3 හි සාමාන්‍ය බන්ධන ශක්ති පෙන්වන්නේ පරමාණු දෙකක් අතර බන්ධන එකතු කිරීම අඩු වන ප්‍රතිලාභ ලබා දෙන බවයි. කාබන්–කාබන් බන්ධන සඳහා: C–C, 1.54 Å සහ 345 kJ/mol; C=C, 1.34 Å සහ 611 kJ/mol; C≡C, 1.20 Å සහ 837 kJ/mol.

විසඳූ උදාහරණය 3. අඩු කිරීමෙන් එකතු කරන සෑම π බන්ධනයක් සඳහාම දළ ශක්තියක් ලැබේ. පළමු π බන්ධනය 611 − 345 = 266 kJ/mol එකතු කරන අතර, දෙවැන්න 837 − 611 = 226 kJ/mol එකතු කරයි. පැත්තෙන් පැත්තට අතිච්ඡාදනය අග්‍රයෙන් අග්‍රයට අතිච්ඡාදනයට වඩා දුබල බැවින්, ඒ දෙකම C–C σ බන්ධනයක 345 kJ/mol ට වඩා කුඩාය. ද්විත්ව බන්ධනයක් තනි බන්ධනයකට වඩා 1.77 ගුණයක් පමණක් ප්‍රබල වන අතර, දෙගුණයක් ප්‍රබල නොවේ. ආකලන ප්‍රතික්‍රියා වලදී බිඳෙන්නේ දුබල π බන්ධනය වන අතර, ඇල්කීන Br₂ සහ HBr ද, ලෝහ උත්ප්‍රේරකයක් ඉදිරියේ H₂ ද පහසුවෙන් ආකලනය කරන්නේ එබැවිනි. මෙම වෙනස්කම් ඇස්තමේන්තු ලෙස සලකන්න; සාමාන්‍ය බන්ධන ශක්ති විවිධ අණු රාශියක අගයන් ඒකාබද්ධ කරයි.

විස්ථානගත පයි ඉලෙක්ට්‍රෝන සහ මුහුම් ඕර්බිටල වල සීමා

බෙන්සීන්, C₆H₆ හි, සෑම කාබනයක්ම sp² වන අතර වළල්ලට ලම්බක මුහුම් නොවූ එක් p ඕර්බිටලයක් ඇත. සමාන්තර p ඕර්බිටල හයක් වටේටම අතිච්ඡාදනය වන බැවින්, π ඉලෙක්ට්‍රෝන හය ද්විත්ව බන්ධන තුනක ස්ථාවර වීම වෙනුවට සම්පූර්ණ වළල්ල පුරා පැතිරී ඇත. C–C බන්ධන හයටම එකම දිග ඇති අතර, එය සාමාන්‍ය තනි සහ ද්විත්ව බන්ධන දිග අතර වේ.

සම්ප්‍රයුක්තතාව π ඉලෙක්ට්‍රෝන සහ හුදකලා යුගල නැවත සකසන අතර, කිසි විටෙක σ බන්ධන නොවේ, එබැවින් බෙන්සීන් වල කාබන් වැනි පරමාණු සඳහා ඕනෑම වලංගු ව්‍යුහයක් එකම මුහුම්කරණය ලබා දෙයි; OpenStax බෙන්සීන් සඳහා මෙම කරුණ පැහැදිලිව ඉදිරිපත් කරයි. ඇමයිඩයක නයිට්‍රජන් වැනි, වෙනත් ව්‍යුහයක හුදකලා යුගලය π බන්ධනයක් බවට පත් වන පරමාණුවක් ගැන සැලකිලිමත් වන්න: එහි වසම් ගණන ව්‍යුහ අතර වෙනස් වන අතර, එහි නිරීක්ෂිත තලීය ජ්‍යාමිතිය එය sp² බව පෙන්වයි. විස්ථානගත වීම සංයුජතා බන්ධන න්‍යාය අපහසු වන ක්ෂේත්‍රයක් වන අතර, අණුක ඕර්බිටල න්‍යාය වඩා පිරිසිදු විස්තරයක් ලබා දෙයි.

සංයුජතා බන්ධන න්‍යාය බන්ධනයක හෝ හුදකලා යුගලයක සෑම ඉලෙක්ට්‍රෝනයක්ම යුගල කරන බැවින්, O₂ හි යුගල නොවූ ඉලෙක්ට්‍රෝන නොමැති බව එය පුරෝකථනය කරයි. ඇත්ත වශයෙන්ම ද්‍රව ඔක්සිජන් චුම්බකයකට ආකර්ෂණය වන අතර, එය O₂ හි යුගල නොවූ ඉලෙක්ට්‍රෝන ඇති බව පෙන්වයි. අණුක ඕර්බිටල න්‍යාය සම්පූර්ණ අණුවටම අයත් ඕර්බිටල ගොඩනඟයි. බන්ධන පෙළ යනු බන්ධක සහ ප්‍රතිබන්ධක ඕර්බිටල වල ඇති ඉලෙක්ට්‍රෝන අතර වෙනසින් අඩකි. O₂ සඳහා, සංයුජතා ඉලෙක්ට්‍රෝන 12 බන්ධක 8ක් සහ ප්‍රතිබන්ධක 4ක් ලබා දෙන බැවින්, බන්ධන පෙළ (8 − 4)/2 = 2 වේ. අවසාන ඉලෙක්ට්‍රෝන දෙක සමාන්තර භ්‍රමණ සහිතව වෙනම π* ඕර්බිටල දෙකක් අල්ලා ගන්නා අතර, එය පරාචුම්බකත්වය පැහැදිලි කරයි. N₂ සඳහා, (8 − 2)/2 = 3, එහි ත්‍රිත්ව බන්ධනයට ගැළපේ.

මුහුම්කරණ වැරදි සහ ඒවා අල්ලා ගන්නා ආකාරය

බොහෝ වැරදි ඇති වන්නේ ලුවිස් ව්‍යුහය මඟ හැරීමෙන් හෝ වසම් වැරදියට ගණන් කිරීමෙනි. පළමුව පරමාණුවේ σ බන්ධන සහ හුදකලා යුගල ගණන් කරන්න; මුහුම්කරණය අනුගමනය වන්නේ එම ගණනින් පමණි.

• π බන්ධන ස්ථානික අංකයට ගණන් කිරීම. වසම් ලෙස ගණන් වන්නේ σ බන්ධන සහ හුදකලා යුගල පමණි.
• හුදකලා යුගල අමතක කිරීම, එය NH₃ හි නයිට්‍රජන් sp³ වෙනුවට sp² ලෙස පෙනෙන්නට සලස්වයි.
• ද්විත්ව බන්ධනයක් σ බන්ධන දෙකක් ලෙස ගණන් කිරීම. සෑම ද්විත්ව බන්ධනයක්ම එක් σ සහ එක් π වේ.
• කංකාල හෝ සංක්ෂිප්ත සූත්‍රයක σ බන්ධන ගණන් කිරීමේදී හයිඩ්‍රජන් අත්හැරීම.
• ද්විත්ව බන්ධනයක් ඇති සෑම කාබනයක්ම sp² යැයි උපකල්පනය කිරීම. ද්විත්ව බන්ධන දෙකක් ඇති CO₂ හි මධ්‍ය කාබනයට වසම් දෙකක් ඇති අතර එය sp වේ.
• සම්ප්‍රයුක්ත ව්‍යුහයක් පරමාණුවක මුහුම්කරණය වෙනස් කරයි යැයි විශ්වාස කිරීම. සම්ප්‍රයුක්තතාව ගෙන යන්නේ π ඉලෙක්ට්‍රෝන මිස σ බන්ධන නොවේ.