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Chemistry · AP Chemistry

यौगिकों की संरचना और गुण

अध्याय 2 · यौगिकों की संरचना और गुण

आबंध और उनसे बनने वाले आकार

परमाणु इसलिए बंध बनाते हैं क्योंकि एक साथ दो नाभिकों की ओर आकर्षित इलेक्ट्रॉनों की ऊर्जा, एक नाभिक द्वारा थामे गए इलेक्ट्रॉनों से कम होती है। इलेक्ट्रॉन कैसे स्थित हैं, इसी से बाकी सब तय होता है: बंध का प्रकार, अणु का आकार और पदार्थ का व्यवहार।

इलेक्ट्रॉन बराबर साझा हो सकते हैं, असमान साझा हो सकते हैं, एक परमाणु से दूसरे को दिए जा सकते हैं, या धातु के पूरे टुकड़े में साझा हो सकते हैं। ये सहसंयोजक, ध्रुवीय सहसंयोजक, आयनिक और धात्विक बंधन हैं।

अणु में प्रत्येक परमाणु के चारों ओर इलेक्ट्रॉन युग्म जितना हो सके उतना दूर हट जाते हैं। इसी से आकार तय होता है। आकृति एक केंद्रीय परमाणु को 13 अणुओं से गुज़ारती है: बंध और एकाकी युग्म (लाल) जोड़ने या बदलने पर आकार बदल जाता है।

यह अध्याय बंध के प्रकार, बंध की लंबाई देने वाला ऊर्जा वक्र, आयनिक और धात्विक ठोस, लूइस आरेख, अनुनाद और औपचारिक आवेश, तथा इनसे निकलने वाले आकार, ध्रुवता और संकरण को समझाता है।

2.1 · रासायनिक आबंधों के प्रकार

साझा, एक ओर खिंचे, सौंपे हुए

बंध वह है जिसमें दो नाभिक उन्हीं इलेक्ट्रॉनों को आकर्षित करते हैं। कौन-सा बंध बनेगा, यह इस पर निर्भर करता है कि प्रत्येक परमाणु उन्हें कितनी ज़ोर से खींचता है।

विद्युत ऋणात्मकता बंध में इलेक्ट्रॉनों पर परमाणु का खिंचाव है। यह आवर्त में बाएँ से दाएँ बढ़ती है और वर्ग में नीचे जाने पर घटती है; फ्लोरीन की सबसे अधिक होती है। पॉलिंग पैमाने पर मान:

H	C	N	O	F	Na	Cl
2.20	2.55	3.04	3.44	3.98	0.93	3.16

दो समान परमाणु युग्म को बराबर साझा करते हैं: अध्रुवीय सहसंयोजक बंध। दो भिन्न अधातुओं के बीच युग्म अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु के पास रहता है, जिस पर आंशिक ऋणावेश δ− होता है; दूसरे पर δ+। यह ध्रुवीय सहसंयोजक बंध है। धातु और अधातु के बीच इलेक्ट्रॉन प्रभावी रूप से स्थानांतरित हो जाता है, जिससे धनायन और ऋणायन बनते हैं जो आपसी आकर्षण से बँधे रहते हैं: आयनिक बंध।

बंध	ΔEN	प्रकार
H–H	0.00	nonpolar covalent
H–C	0.35	nonpolar covalent (nearly)
H–Cl	0.96	polar covalent
H–O	1.24	polar covalent
H–F	1.78	polar covalent
Na–Cl	2.23	ionic

अंतर जितना बड़ा, बंध उतना ही अधिक ध्रुवीय; ध्रुवीय सहसंयोजक और आयनिक के बीच कोई तीखी रेखा नहीं है। व्यावहारिक नियम के रूप में, धातु के साथ अधातु आयनिक और अधातु के साथ अधातु सहसंयोजक होता है, पर सबसे अच्छा प्रमाण पदार्थ के गुण हैं। आपस में बँधे धातु परमाणु अपने संयोजकता इलेक्ट्रॉन पूरे टुकड़े में साझा करते हैं: धात्विक बंधन (2.4)।

2.2 · अंतराअणुक बल और स्थितिज ऊर्जा

आबंध की लंबाई क्यों होती है

जब दो हाइड्रोजन परमाणु पास आते हैं, तो प्रत्येक इलेक्ट्रॉन दोनों नाभिकों की ओर खिंचता है और ऊर्जा घटती है। और पास धकेलने पर दोनों नाभिक प्रतिकर्षण करते हैं और ऊर्जा तेज़ी से बढ़ती है।

ग्राफ़ नाभिकों के बीच की दूरी r के सापेक्ष स्थितिज ऊर्जा दर्शाता है; शून्य वह स्थिति है जब दोनों परमाणु बहुत दूर हों। कूप का तल वह जगह है जहाँ आकर्षण और प्रतिकर्षण संतुलित होते हैं:

इसकी दूरी बंध लंबाई है, H₂ के लिए 74 pm;
इसकी गहराई बंध ऊर्जा है, 436 kJ/mol: परमाणुओं को अलग करने के लिए आवश्यक ऊर्जा।

परमाणुओं पर लाल तीर नेट बल दर्शाते हैं: 74 pm से आगे भीतर की ओर, उसके भीतर बाहर की ओर।

प्रति बंध। एक H–H बंध के लिए $\dfrac{436\,000\ \text{J/mol}}{6.022\times10^{23}\ \text{mol}^{-1}} = 7.24\times10^{-19}\ \text{J}$ ।

Cl₂ (नीला) के परमाणु बड़े हैं: इसका कूप अधिक दूर, 199 pm पर, और अधिक उथला, 242 kJ/mol है। उन्हीं दो परमाणुओं के बीच अधिक साझा युग्म छोटा और अधिक मज़बूत बंध बनाते हैं:

बंध	कोटि	लंबाई (pm)	ऊर्जा (kJ/mol)
C–C	1	154	347
C=C	2	134	614
C≡C	3	120	839

आयनों के बीच आकर्षण कूलॉम के नियम, $F \propto \dfrac{q_1 q_2}{r^2}$ , का पालन करता है: बड़े आवेश और छोटे आयन अधिक प्रबलता से आकर्षित करते हैं।

2.3 · आयनिक ठोसों की संरचना

एकांतर आवेशों की एक जालक

आयनिक ठोस में अणु नहीं होते। धनायन और ऋणायन एक दोहराए जाने वाले त्रिविमीय जालक में सजे होते हैं, इस प्रकार कि प्रत्येक आयन विपरीत आवेश वाले आयनों से घिरा रहता है।

सोडियम क्लोराइड में प्रत्येक Na⁺ के छह Cl⁻ पड़ोसी होते हैं और प्रत्येक Cl⁻ के छह Na⁺, जो 282 pm दूर हैं। यह व्यवस्था आकर्षण को यथासंभव अधिक और प्रतिकर्षण को यथासंभव कम रखती है। Cl⁻ (181 pm) Na⁺ (102 pm) से बहुत बड़ा है: इलेक्ट्रॉन जोड़ने से ऋणायन अपने परमाणु से बड़ा हो जाता है, निकालने से धनायन छोटा हो जाता है।

जालक की प्रबलता आयन आवेशों और आयन केंद्रों के बीच की दूरी में कूलॉम के नियम का पालन करती है:

ठोस	आवेश	d (pm)	जालक ऊर्जा (kJ/mol)
LiF	±1	209	1036
NaF	±1	235	923
NaCl	±1	283	786
KCl	±1	319	715
MgO	±2	212	3791

उदाहरण। MgO और NaF की तुलना: दूरियाँ लगभग समान हैं (212 और 235 pm), पर आवेश दोगुने हैं:

\frac{F_\text{MgO}}{F_\text{NaF}} = \frac{2\cdot2/212^2}{1\cdot1/235^2} = 4.9

इसलिए MgO बहुत अधिक ताप पर पिघलता है (2852 °C, जबकि NaF का 993 °C)। आवेश आकार से अधिक मायने रखता है।

यही चित्र गुणों को भी समझाता है। आयनिक ठोस कठोर होते हैं और उनके गलनांक ऊँचे होते हैं। वे भंगुर होते हैं: एक परत को एक आयन खिसका दें तो समान आवेश समान के ऊपर आ जाते हैं, प्रतिकर्षण करते हैं और क्रिस्टल टूट जाता है। ठोस अवस्था में वे विद्युत चालन नहीं करते, क्योंकि आयन स्थिर हैं; पिघलाने या घोलने पर आयन गति करते हैं और धारा ले जाते हैं।

2.4 · धातुओं और मिश्रधातुओं की संरचना

इलेक्ट्रॉनों के समुद्र में धनायन

धातु में संयोजी इलेक्ट्रॉन अपने परमाणुओं को छोड़ देते हैं और पूरे ठोस में गति करते हैं। धातु धनायनों की एक जालक है, जिसे विस्थानीकृत इलेक्ट्रॉनों का समुद्र साथ बाँधे रखता है।

इससे धातुओं के गुण समझ में आते हैं। वे विद्युत और ऊष्मा का चालन करती हैं, क्योंकि इलेक्ट्रॉन गति करने के लिए स्वतंत्र हैं। वे आघातवर्ध्य और तन्य होती हैं: धनायनों की एक परत बिना कुछ तोड़े अगली परत पर फिसल सकती है, क्योंकि इलेक्ट्रॉन उसके साथ चलते हैं और समान आवेश कभी आमने-सामने नहीं आते। 2.3 के आयनिक क्रिस्टल से तुलना कीजिए।

मिश्रधातु किसी धातु का अन्य तत्वों के साथ मिश्रण है, और वह धात्विक गुण बनाए रखती है।

प्रतिस्थापन मिश्रधातु में परमाणुओं का आकार लगभग समान होता है, और एक दूसरे को जालक स्थलों पर प्रतिस्थापित करता है। पीतल: ताँबे (128 pm) में जस्ता (134 pm), त्रिज्याओं में 4.7% का अंतर। इसका घनत्व दोनों धातुओं के घनत्वों के बीच होता है।
अंतराकाशी मिश्रधातु में बहुत छोटे परमाणु बड़े परमाणुओं के बीच के छिद्रों को भर देते हैं। इस्पात: लोहे (126 pm) में कार्बन (77 pm)। छोटे परमाणु जालक में बंध बनाते हैं और परतों को जाम कर देते हैं, इसलिए इस्पात लोहे से अधिक कठोर, और कम आघातवर्ध्य तथा कम तन्य होता है।

आकृति में ऊपरी पंक्तियों को एक परमाणु बगल में खिसकाया गया है: ताँबा और पीतल फिसलते हैं; इस्पात अटक जाता है।

2.5 · लूईस आरेख

संयोजी इलेक्ट्रॉनों को रखना

लewis आरेख किसी अणु या आयन के हर संयोजी इलेक्ट्रॉन को दिखाता है, परमाणुओं के बीच बंधन युग्मों (रेखाओं) के रूप में और एक परमाणु पर एकाकी युग्मों (बिंदुओं) के रूप में।

CO₂ बनाना, चरण दर चरण:

संयोजी इलेक्ट्रॉनों की गिनती कीजिए: $4 + 2\times6 = 16$ । आयन पर हर ऋण आवेश के लिए एक जोड़िए; हर धन आवेश के लिए एक घटाइए।
परमाणुओं को एकल बंधों से जोड़िए। सबसे कम विद्युत ऋणात्मक परमाणु बीच में रखा जाता है; H कभी केंद्रीय नहीं होता। 4 इलेक्ट्रॉन उपयोग हुए।
बाहरी परमाणुओं को एकाकी युग्मों से आठ तक भरिए। सभी 16 उपयोग हो गए, पर कार्बन के पास केवल चार हैं।
यदि केंद्रीय परमाणु में कमी है, तो बाहरी परमाणुओं के एकाकी युग्मों को बंधों में ले जाइए। दो बार ऐसा करने पर O=C=O बनता है, और हर परमाणु का अष्टक पूरा हो जाता है।

अष्टक में बंधन युग्म दोनों परमाणुओं के माने जाते हैं। हाइड्रोजन में आठ नहीं, दो इलेक्ट्रॉन होते हैं।

उदाहरण। NH₃ में $5 + 3\times1 = 8$ संयोजी इलेक्ट्रॉन हैं: तीन N–H बंध छह का उपयोग करते हैं, और अंतिम दो N पर एकाकी युग्म हैं।

हर अणु अष्टक नियम का पालन नहीं करता। BF₃ में बोरॉन के पास छह इलेक्ट्रॉन हैं। NO में इलेक्ट्रॉनों की संख्या विषम, 11, है, इसलिए एक परमाणु में कमी रहती है। आवर्त 3 और उससे आगे के परमाणु आठ से अधिक धारण कर सकते हैं, जैसे SF₆ में S (बारह) और PCl₅ में P (दस)।

2.6 · अनुनाद और formal आवेश

लूईस आरेखों को चुनना और मिलाना

कुछ अणुओं और आयनों के एक से अधिक मान्य लewis आरेख होते हैं। formal आवेश सबसे अच्छे आरेख को चुनता है; अनुनाद समतुल्य आरेखों को मिलाता है।

औपचारिक आवेश वह आवेश है जो किसी परमाणु पर होता, यदि हर बंधन युग्म ठीक बराबर बाँटा जाता:

\text{FC} = V - L - \tfrac12 B

जहाँ V परमाणु के संयोजी इलेक्ट्रॉन हैं, L उसके एकाकी युग्म के इलेक्ट्रॉन, और B उसके बंधन इलेक्ट्रॉन। औपचारिक आवेशों का योग स्पीशीज़ के आवेश के बराबर होता है। सबसे अच्छे आरेख में औपचारिक आवेश यथासंभव शून्य के निकट होते हैं, और कोई भी ऋणात्मक औपचारिक आवेश अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु पर रखा जाता है।

CO₂	O	C	O
O=C=O	0	0	0
O≡C–O	+1	0	−1

O=C=O सर्वश्रेष्ठ है: सब शून्य।

अनुनाद। नाइट्रेट, NO₃⁻, में 24 संयोजी इलेक्ट्रॉन हैं। तीन आरेख मेल खाते हैं, जो केवल इसमें भिन्न हैं कि कौन-सा O द्विबंध धारण करता है। प्रत्येक में N का औपचारिक आवेश +1 है, द्विबंधित O का 0, और एकल-बंधित O का −1: कुल −1।

आयन इनमें से कोई एक नहीं है। वह अनुनाद संकर है, यानी औसत: π युग्म तीनों बंधों पर विस्थानीकृत है। प्रत्येक N–O बंध की बंध कोटि (2 + 1 + 1)/3 = 4/3 है, तीनों की लंबाई समान है, एकल और द्विबंध के बीच की, और प्रत्येक O पर −⅔ आवेश है। आयन संरचनाओं के बीच बदलता नहीं रहता।

2.7 · VSEPR और अणु का आकार

इलेक्ट्रॉन डोमेन दूर-दूर फैलते हैं

केंद्रीय परमाणु के चारों ओर के इलेक्ट्रॉन युग्म एक-दूसरे को प्रतिकर्षित करते हैं और जितना हो सके उतनी दूर फैल जाते हैं। यही संयोजकता कोश इलेक्ट्रॉन युग्म प्रतिकर्षण, VSEPR, है।

केंद्रीय परमाणु पर इलेक्ट्रॉन डोमेन गिनिए: प्रत्येक एकाकी युग्म एक है, और प्रत्येक बंध एक है, चाहे एकल, द्वि या त्रिबंध हो। डोमेनों की संख्या उनकी व्यवस्था तय करती है; अणु की आकृति का नाम केवल परमाणुओं से रखा जाता है।

	डोमेन	एकाकी युग्म	आकृति	कोण
CO₂	2	0	linear	180°
BF₃	3	0	त्रिकोणीय समतलीय	120°
SO₂	3	1	bent	119°
CH₄	4	0	tetrahedral	109.5°
NH₃	4	1	त्रिकोणीय पिरामिडीय	107°
H₂O	4	2	bent	104.5°
PCl₅	5	0	त्रिकोणीय द्विपिरामिडीय	90°, 120°
SF₄	5	1	seesaw	< 90°, < 120°
ClF₃	5	2	T-shaped	< 90°
XeF₂	5	3	linear	180°
SF₆	6	0	octahedral	90°
BrF₅	6	1	वर्ग पिरामिडीय	< 90°
XeF₄	6	2	वर्ग समतलीय	90°

एकाकी युग्म केवल एक नाभिक द्वारा थामा जाता है और बंधन युग्म से अधिक फैलता है, इसलिए वह बंधों को पास दबा देता है: CH₄, NH₃ और H₂O सभी में चार डोमेन हैं, पर उनके कोण 109.5° से 107° और फिर 104.5° तक घटते हैं।

पाँच डोमेन होने पर एकाकी युग्म विषुवतीय स्थान लेते हैं, जहाँ उन्हें सबसे अधिक जगह मिलती है। छह होने पर दो एकाकी युग्म एक-दूसरे के सामने होते हैं।

2.7 · अणु की ध्रुवीयता

आबंध द्विध्रुव जुड़ते हैं, या कट जाते हैं

कोई अणु ध्रुवीय होता है यदि उसका आवेश असमान बँटा हो: एक सिरा δ+, दूसरा δ−। इसके लिए ध्रुवीय बंध और ऐसी आकृति चाहिए जिसमें वे एक-दूसरे को निरस्त न करें।

प्रत्येक ध्रुवीय बंध का एक बंध द्विध्रुव होता है, जिसे अधिक विद्युत ऋणात्मक परमाणु की ओर तीर से दिखाया जाता है। अणु का नेट द्विध्रुव उनका सदिश योग है।

CO₂ रैखिक है। इसके दोनों C=O द्विध्रुव बराबर और विपरीत हैं, इसलिए यह अध्रुवीय है, यद्यपि दोनों बंध ध्रुवीय हैं। BF₃ (त्रिकोणीय समतलीय) तथा CH₄ और CCl₄ (चतुष्फलकीय) भी इसी तरह निरस्त हो जाते हैं।
H₂O मुड़ा हुआ है। इसके दोनों O–H द्विध्रुव आंशिक रूप से एक ही दिशा में हैं और O की ओर नेट द्विध्रुव बनाते हैं: यह ध्रुवीय है। NH₃ भी, जो शीर्ष पर एकाकी युग्म वाला पिरामिड है।
सममित आकृति में कोई भी परमाणु बदलने से संतुलन टूट जाता है: CH₂Cl₂ ध्रुवीय है।

आवेशित प्लेटों के बीच ध्रुवीय अणु पर घूर्णन बल लगता है। जल घूमकर अपना O सिरा धनात्मक प्लेट की ओर और H सिरा ऋणात्मक प्लेट की ओर कर लेता है। CO₂ पर कोई नेट घूर्णन बल नहीं लगता और वह स्वतंत्र रूप से घूमता रहता है।

केंद्रीय परमाणु पर एकाकी युग्म का अर्थ प्रायः ध्रुवीय अणु होता है, जब तक आकृति सममित न रहे, जैसे XeF₂ (रैखिक) और XeF₄ (वर्ग समतलीय) में।

2.7 · संकरण, σ और π आबंध

द्विआबंध किससे बना होता है

दो परमाणुओं के बीच पहला बंध σ (सिग्मा) बंध होता है: कक्षक सिरे से सिरे तक, नाभिकों के बीच की रेखा पर अतिव्यापन करते हैं। दूसरा या तीसरा बंध π (पाई) बंध होता है: p कक्षक उस रेखा के ऊपर और नीचे, बगल से बगल अतिव्यापन करते हैं।

	C–C	σ	π	प्रत्येक C	कोण
C₂H₆	single	7	0	sp³	109.5°
C₂H₄	double	5	1	sp²	120°
C₂H₂	triple	3	2	sp	180°

एकल बंध एक σ है; द्विबंध एक σ और एक π है; त्रिबंध एक σ और दो π है। हर C–H बंध σ है।

σ बंध अपने अक्ष के चारों ओर सममित होता है, इसलिए एथेन के दोनों सिरे स्वतंत्र रूप से घूमते हैं। π बंध को अपने दोनों p कक्षकों का समांतर होना ज़रूरी है: एक सिरे को मोड़ने से वह टूट जाएगा, इसलिए एथीन समतल बना रहता है; यही कारण है कि C=C बंध घूमता नहीं।

संकरण केंद्रीय परमाणु को उसके इलेक्ट्रॉन डोमेनों की संख्या से नामित करता है: दो डोमेन sp (रैखिक, 180°), तीन sp² (त्रिकोणीय समतलीय, 120°), चार sp³ (चतुष्फलकीय, 109.5°)। नाइट्रेट (2.6) में N के तीन डोमेन हैं: sp²। AP परीक्षा केवल sp, sp² और sp³ पूछती है, संकर कक्षकों की व्युत्पत्ति नहीं।

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