రసాయన బంధం, విద్యుదృణాత్మకత: పంచుకున్న జతల నుండి అయానిక జాలకాల వరకు

బంధం ఎందుకు ఏర్పడుతుంది: దూరానికి వ్యతిరేకంగా శక్తి

దూరంగా ఉన్న రెండు హైడ్రోజన్ పరమాణువులు పరస్పరం చర్య జరపవు. అవి దగ్గరకు వచ్చే కొద్దీ, ప్రతి ఎలక్ట్రాన్ రెండు కేంద్రకాల వైపు ఆకర్షించబడుతుంది, శక్తి తగ్గుతుంది. ఇంకా దగ్గరగా వస్తే, రెండు కేంద్రకాలు ఒకదానినొకటి బలంగా వికర్షిస్తాయి, శక్తి పెరుగుతుంది. బంధ పొడవు అంటే ఈ శక్తి గుంట అడుగున ఉన్న దూరం, H₂ కు 74 pm, గుంట లోతు బంధ శక్తి, OpenStax Chemistry 2e పట్టిక 7.2 లో H–H కు 436 kJ/mol.

ప్రతి బంధం ఆకర్షణ, వికర్షణల సమతుల్యం, కాబట్టి బంధాన్ని తెంచడానికి ఎల్లప్పుడూ శక్తి ఖర్చవుతుంది, బంధం ఏర్పడినప్పుడు ఎల్లప్పుడూ శక్తి విడుదలవుతుంది. ఏర్పడిన బంధాలు మొత్తంగా తెగిన బంధాల కంటే బలమైనవైనప్పుడు చర్య ఉష్ణమోచకం.

విద్యుదృణాత్మకత, సహసంయోజకం నుండి అయానికం వరకు స్కేలు

విద్యుదృణాత్మకత ఒక పరమాణువు బంధంలోని పంచుకున్న ఎలక్ట్రాన్‌లను ఎంత బలంగా ఆకర్షిస్తుందో కొలుస్తుంది. పౌలింగ్ స్కేలు అత్యంత సాధారణమైనది. ఇది కొలిచిన లక్షణం కాదు, ప్రమాణరహితమైన, లెక్కించిన సంఖ్య. OpenStax చిత్రం 7.6 లో, ఫ్లోరిన్ 4.0 తో అత్యధికం, తర్వాత ఆక్సిజన్ 3.5, నైట్రోజన్, క్లోరిన్ 3.0, గ్రూపు 1 లోహాలు అత్యల్పం, ఉదాహరణకు సోడియం 0.9. విలువలు ఆవర్తనంలో అడ్డంగా పెరుగుతాయి, గ్రూపులో కిందికి తగ్గుతాయి.

బంధించిన రెండు పరమాణువుల మధ్య తేడా ΔEN బంధ రకాన్ని స్థూలంగా ఇస్తుంది. OpenStax ఈ మార్గదర్శక పరిమితులను ఉపయోగిస్తుంది: 0.4 కంటే తక్కువ, అధ్రువ సహసంయోజకం; 0.4 నుండి 1.8, ధ్రువ సహసంయోజకం; 1.8 కంటే ఎక్కువ, అయానికం. ఎక్కువ విద్యుదృణాత్మక పరమాణువు పాక్షిక ఋణ ఆవేశం, δ−, ను కలిగి ఉంటుంది.

ఈ పరిమితులు నిజమైన అపవాదాలు ఉన్న మార్గదర్శకాలు. HF కు ΔEN = 1.9 కానీ అది సహసంయోజక అణువు, ప్రతి Si–F బంధానికి ΔEN = 2.2 ఉన్న SiF₄ అణు వాయువు. బంధాలను పోల్చడానికి ΔEN ను ఉపయోగించండి, సమ్మేళనాన్ని నిశ్చయంగా వర్గీకరించడానికి కాదు.

సాధన ఉదాహరణ: ధ్రువణత ప్రకారం ఆరు బంధాలకు క్రమం ఇవ్వడం

OpenStax చిత్రం 7.6 లోని పాత పౌలింగ్ విలువలను ఉపయోగించి B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl, K–Br లను అత్యల్ప ధ్రువం నుండి అత్యధిక ధ్రువం వరకు క్రమంలో ఉంచండి: 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, K 0.8.

తేడాలు B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5, K–Br 2.0, ఇదే క్రమం. రెండు ఫలితాలు చాలా మంది విద్యార్థులను ఆశ్చర్యపరుస్తాయి. B–H లో, హైడ్రోజన్ ఋణ కొన, ఎందుకంటే బోరాన్ హైడ్రోజన్ కంటే తక్కువ విద్యుదృణాత్మకమైనది. K–Br అయానిక పరిధిలోకి వస్తుంది, పొటాషియం బ్రోమైడ్ అయానిక ఘనం అనే దానికి అనుగుణంగా, అయితే Al–Cl ధ్రువ సహసంయోజక పరిధి పైభాగానికి దగ్గరగా ఉంటుంది; అల్యూమినియం క్లోరైడ్‌ను కొన్ని దశలలో అయానికంగా, మరికొన్నింటిలో అణురూపంగా వర్ణిస్తారు.

ద్విధ్రువ భ్రామకాలు, అయానిక స్వభావ శాతం

ధ్రువ బంధానికి ద్విధ్రువ భ్రామకం μ = Qr ఉంటుంది, అంటే వేరైన ఆవేశ పరిమాణం గుణకారం ఆవేశాల మధ్య దూరం. ద్విధ్రువ భ్రామకాలను సాధారణంగా డిబైలలో ఇస్తారు: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. ఒక ఎలక్ట్రాన్ పూర్తి ఆవేశం, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, ను 1 Å దూరం జరిపితే, ద్విధ్రువ భ్రామకం 4.803 D అవుతుంది. కొలిచిన μ ను ఈ పూర్తి అయానిక విలువతో పోలిస్తే సుమారు అయానిక స్వభావ శాతం వస్తుంది, (కొలిచిన μ / పూర్తి అయానిక μ) × 100.

సాధన ఉదాహరణ 1. NIST Chemistry WebBook వాయు-దశ H³⁵Cl కు μ = 1.1085 D, సమతాస్థితి బంధ పొడవు 1.27455 Å ను జాబితా చేస్తుంది. ఆ దూరంలో పూర్తిగా అయానిక H⁺Cl⁻ కు μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D ఉంటుంది. అయానిక స్వభావ శాతం 1.1085/6.122 × 100 = 18.1%. WebBook విలువలు μ = 1.82618 D, r = 0.91680 Å తో HF కు, పూర్తి అయానిక విలువ 4.404 D, అయానిక స్వభావం 41.5%.

ఈ క్రమం ΔEN తో ఏకీభవిస్తుంది (HCl కు 0.9, HF కు 1.9), కానీ పెద్ద ΔEN కూడా ఆవేశం పూర్తిగా బదిలీ కావడానికి ఎంత దూరంలో ఉందో సంఖ్యలు చూపిస్తాయి. HF దాని ΔEN ఒక్కటే సూచించే దానికంటే సహసంయోజక కొనకు దగ్గరగా ఉంటుంది.

జాలక శక్తి, కూలుంబ్ నియమం

అయానిక ఘనాన్ని స్ఫటికంలోని ప్రతి కాటయాన్, ప్రతి ఆనయాన్ మధ్య ఆకర్షణ కలిపి ఉంచుతుంది. దాని జాలక శక్తి అంటే ఒక మోల్ ఘనాన్ని వాయు అయాన్‌లుగా వేరు చేయడానికి అవసరమైన శక్తి. OpenStax దాన్ని ధనాత్మకంగా నిర్వచిస్తుంది, కానీ కొన్ని పాఠ్యపుస్తకాలు వ్యతిరేక ప్రక్రియను ఉపయోగించి ఋణాత్మక విలువలను ఇస్తాయి, కాబట్టి ముందు గుర్తు సంప్రదాయాన్ని సరిచూడండి.

కూలుంబ్ నియమం ప్రకారం, ఆకర్షణ అయాన్ ఆవేశాల లబ్ధంతో పెరుగుతుంది, అయాన్‌ల మధ్య దూరం పెరిగే కొద్దీ తగ్గుతుంది. సాధారణంగా ఆవేశమే ప్రధానం. OpenStax విభాగం 7.5 LiF ను 1023 kJ/mol వద్ద, అయాన్‌లు 2+, 2− ఆవేశాలను కలిగి ఉండే MgO ను 3900 kJ/mol వద్ద జాబితా చేస్తుంది, దాదాపు నాలుగు రెట్లు పెద్దది. తర్వాత పరిమాణం ముఖ్యం: MgF₂ 2957 kJ/mol, MgI₂ 2327 kJ/mol, ఎందుకంటే పెద్ద అయోడైడ్ అయాన్ ఆవేశాలను దూరంగా ఉంచుతుంది.

సాధన ఉదాహరణ: సోడియం క్లోరైడ్‌కు బోర్న్–హేబర్ చక్రం

జాలక శక్తులను నేరుగా కొలవలేము, కాబట్టి వాటిని హెస్ నియమ చక్రంతో కనుగొంటారు. అన్ని దశలూ కొలవగలిగే పరోక్ష మార్గం ద్వారా NaCl(s) ను దాని మూలకాల నుండి నిర్మించి, ఆ మార్గం ప్రత్యక్ష ఏర్పడే చర్యకు సమానమైన మొత్తాన్ని ఇవ్వాలని నిర్దేశించండి.

సాధన ఉదాహరణ 2. ఈ దశలను ఉపయోగించండి. సోడియంను ఉత్పతనం చేయండి, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, OpenStax అనుబంధం G నుండి Na(g) ΔH°f. క్లోరిన్ పరమాణువులను చేయండి, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, Cl(g) ΔH°f. సోడియంను అయనీకరించండి, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, NIST విలువ 5.1391 eV నుండి. క్లోరిన్‌కు ఒక ఎలక్ట్రాన్‌ను కలపండి, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook లోని 3.6131 eV ఎలక్ట్రాన్ ఎఫినిటీ నుండి. చివరగా, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) జాలక శక్తి, U, ను విడుదల చేస్తుంది.

మొత్తం చర్య Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s), ΔH°f = −411.2 kJ/mol. కాబట్టి 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, ఇది U = 787.2 kJ/mol ను ఇస్తుంది. ఎలక్ట్రాన్ ఎఫినిటీ తిరిగి ఇచ్చే దానికంటే అయనీకరణానికి ఎక్కువ శక్తి ఖర్చవుతుందని గమనించండి. పెద్ద జాలక శక్తి లేకపోతే, మూలకాల నుండి NaCl ఏర్పడటం ఉష్ణమోచకం కాదు. NaCl కు ప్రచురించిన జాలక శక్తులు ఉపయోగించిన డేటా, పద్ధతిని బట్టి కొన్ని శాతాలు భిన్నంగా ఉంటాయి (OpenStax 769 kJ ను ఉదహరిస్తుంది), కాబట్టి చివరి అంకెలను కాక ధోరణులను పోల్చండి.

బంధ శక్తుల నుండి చర్యా ఎంథాల్పీని అంచనా వేయడం

వాయు-దశ చర్యలకు, బంధాలను లెక్కించి ΔH ను అంచనా వేయవచ్చు: ΔH ≈ Σ(తెగిన బంధాల శక్తులు) − Σ(ఏర్పడిన బంధాల శక్తులు). పట్టిక బంధ శక్తులు అనేక అణువులపై సగటులు, కాబట్టి ఫలితం కేవలం అంచనా, ఏర్పడే ఎంథాల్పీల నుండి వచ్చే విలువ నుండి పదుల కిలోజౌల్‌లు తేడా ఉండవచ్చు.

సాధన ఉదాహరణ 3. C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) కు ΔH ను అంచనా వేయండి. ఇథిలీన్ నాలుగు C–H బంధాలు నిలిచి ఉంటాయి, కాబట్టి వాటిని విస్మరించండి. తెగినవి: ఒక C=C (611 kJ/mol), ఒక H–H (436 kJ/mol), మొత్తం 1047 kJ. ఏర్పడినవి: ఒక C–C (345 kJ/mol), రెండు కొత్త C–H (2 × 415 kJ/mol), మొత్తం 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. అనుబంధం G నుండి ఏర్పడే ఎంథాల్పీ విలువ −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. అంచనాకు సరైన గుర్తు ఉంది, సుమారు 6% లోపల ఉంది.

నివారించాల్సిన బంధ అపోహలు

చాలా తప్పులు స్థూల మార్గదర్శకాలను ఖచ్చితమైన నియమాలుగా పరిగణించడం వల్ల లేదా గుర్తు సంప్రదాయాలను కలపడం వల్ల వస్తాయి. ఇవి అత్యంత సాధారణమైనవి.

• ΔEN = 1.8 ను సహసంయోజక, అయానిక మధ్య పదునైన రేఖగా పరిగణించడం. స్కేలు నిరంతరమైనది, HF, SiF₄ వంటి సమ్మేళనాలు ఆ నియమాన్ని ఉల్లంఘిస్తాయి.
• విద్యుదృణాత్మకతను ఎలక్ట్రాన్ ఎఫినిటీతో గందరగోళపరచడం. ఎలక్ట్రాన్ ఎఫినిటీ వాయు పరమాణువుకు కొలిచిన శక్తి; విద్యుదృణాత్మకత బంధంలోని పరమాణువును వివరిస్తుంది.
• ఎక్కువ విద్యుదృణాత్మక పరమాణువు ఎల్లప్పుడూ మీరు ఊహించే అలోహమే అని భావించడం. పట్టికను సరిచూడండి: B–H, Si–H బంధాలలో హైడ్రోజన్ ఋణ కొన.
• బంధ-శక్తి సూత్రాన్ని తిప్పడం. అది తెగిన బంధాలు మైనస్ ఏర్పడిన బంధాలు, ఏర్పడే ఎంథాల్పీ సూత్రానికి వ్యతిరేక క్రమం.
• ఒకే బోర్న్–హేబర్ చక్రంలో జాలక శక్తి గుర్తు సంప్రదాయాలను కలపడం.
• ద్విబంధాన్ని రెండు ఏకబంధాలుగా లెక్కించడం. C=C బంధం (611 kJ/mol) రెండు C–C బంధాల (690 kJ/mol) కంటే బలహీనమైనది.