કેમિકલ બોન્ડ-(The Chemical Bond)

કેમિકલ બોન્ડ

સંયોજન ના અણુઓ દરેક Atom ઇલેક્ટ્રોન આદાનપ્રદાન દ્વારા રચના રાસાયણિક બંધ દ્વારા એકસાથે લેવામાં આવે છે. ઑક્ટેટ નિયમ વિભાગ 5.7C1 અનુસાર, સાથે મળીને અણુઓ બોન્ડ રાસાયણિક બોન્ડ ભાગ લેનાર દરેક Atom સામયિક ટેબલ તે નજીકના ઉમદા ગેસ કે રીસેમ્બલીંગ એક ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન મેળવે એવી રીતે અણુ રચે છે. આમ દરેક બંધણી અણુ બાહ્ય શેલ આઠ ઇલેક્ટ્રોન (અથવા હાઇડ્રોજન અને લિથિયમ માટે બે ઇલેકટ્રોન) ધરાવશે.
સરળ રાસાયણિક બોન્ડ બે હાઈડ્રોજન પરમાણુ વચ્ચે રચાયેલી છે. દરેક હાઈડ્રોજન અણુ એક ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. બે અણુઓ એકબીજા સંપર્ક, એક અણુ ન્યુક્લિયસ અન્ય ઇલેક્ટ્રોન આકર્ષે છે. આખરે બે orbitals એક કક્ષીય સમાવતી બે ઇલેકટ્રોન (7.1 જુઓ આકૃતિ) બની ઓવરલેપ.

એક ઇલેક્ટ્રોન સાથે દરેક આંકડો 7.1 બે હાઈડ્રોજન પરમાણુ, બે ઇલેક્ટ્રોન અણુઓ વચ્ચે વહેંચવામાં આવે છે જેમાં હાઇડ્રોજન પરમાણુ, રચના ભેગા અને દરેક અણુ ભરવામાં સંયોજકતા શેલ આપી સેવા આપે છે.

આ ભ્રમણ બંને મધ્યવર્તી કેન્દ્ર આસપાસ જગ્યા સમાવેશ થાય છે. ઇલેક્ટ્રોન આ ભ્રમણ કોઈપણ ભાગ હોઈ શકે છે, તેમ છતાં અમે અન્ય એક બીજક કવચ અને બંને દ્વારા આકર્ષાય છે, તેઓ મધ્યવર્તી કેન્દ્ર વચ્ચે જગ્યા હોઇ શકે છે સૌથી વધુ શક્યતા છે કે આગાહી કરી શકો છો. પરિણામી પરમાણુ માં, બંને પરમાણુ બે ઇલેકટ્રોન અને ભરવામાં બાહ્ય (સંયોજકતા) શેલ છે. આ વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન બે અણુઓ વચ્ચે બોન્ડ રચે છે. આ રાસાયણિક બોન્ડ સહસંયોજક બંધની બોન્ડ, બે અણુઓ વચ્ચે વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન એક જોડ છે. આ બોન્ડ ફોર્મ્સ, ઊર્જા પ્રકાશિત થાય છે ત્યારે. ઊર્જા આ પ્રકાશન હાઇડ્રોજન પરમાણુ અલગ અણુઓ કરતાં વધુ સ્થિર છે કે જે બતાવે છે.

એ સહસંયોજક બંધની, ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધની, અને આયનીય બોન્ડ
હાઇડ્રોજન પરમાણુ બે સરખા અણુઓ ધરાવે છે કારણ કે, તે આ સહસંયોજક બંધની બોન્ડ માં બંધન ઇલેક્ટ્રોન આ અણુઓ દ્વારા સમાન શેર કરવામાં આવે છે કે ધારણ કરી શકે છે.
સૌથી રાસાયણિક બોન્ડ જુદા જુદા તત્વો અણુઓ વચ્ચે જેવી પરમાણુ પરંતુ ફોર્મ વચ્ચે નથી. આ બોન્ડ હાઇડ્રોજન પરમાણુ કે સહેજ અલગ હોય છે. હાઇડ્રોજન અને ક્લોરિનનું વચ્ચે બોન્ડ ધ્યાનમાં રાખો: ફરીથી બંને પરમાણુ ઑક્ટેટ નિયમ સંતોષવા માટે વધુ એક ઇલેક્ટ્રોન જરૂરી છે. અણુઓ સાથે આવે છે, તેમના orbitals પુનરાવર્તીત થાય છે અને બે અણુઓ ઇલેક્ટ્રોન એક જોડી શેર કરો. ઇલેક્ટ્રોન હાઇડ્રોજન અને ક્લોરિનનું વચ્ચે સરખા ભાગે વહેંચાશે નથી પરંતુ વધુ મજબૂત કલોરિન આકર્ષાય છે કારણ કે તેમ છતાં, હાઇડ્રોજન-કલોરિન બોન્ડ હાઇડ્રોજન હાઇડ્રોજન બોન્ડ અલગ પડે છે. તેઓ નજીક હાઇડ્રોજન બંધ કરતાં કલોરિન માટે શોધી શકાય વધુ ચાલાક છે. કારણ કે આ અસમાન વહેંચણી, કલોરિન અણુ સહેજ નકારાત્મક પાત્ર અને હાઈડ્રોજન અણુ સહેજ હકારાત્મક પાત્ર ધારે છે. અમે બોન્ડ બોન્ડ આમ ધ્રુવીય શબ્દ દ્વારા વર્ણવવામાં એક શરત, હકારાત્મક અને નકારાત્મક અંત બોન્ડ આપીને અસમાન વહેંચાયેલ બે અણુઓ (તેથી સહસંયોજક બંધની) પરંતુ વચ્ચે વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન સમાવે છે કે જેનો અર્થ થાય છે, ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધની છે કે કહે છે. અમે પણ બોન્ડ દ્વિ અથવા બોન્ડ હકારાત્મક અંત (હાઇડ્રોજન) અને નકારાત્મક ઓવરને (કલોરિન) ધરાવે છે, જેનો અર્થ છે દ્વિ ક્ષણ છે કે કહી શકો છો. એક બોન્ડ માં વધુ નકારાત્મક Atom ઘણીવાર પ્રતીક સાથે બતાવવામાં આવે છે અને વધુ હકારાત્મક Atom પ્રતીક સાથે બતાવવામાં આવે છે. હાઇડ્રોજન પરમાણુ વચ્ચે બોન્ડ (કોઈ હકારાત્મક અને નકારાત્મક અંત છે) સહસંયોજક બંધની (ઇલેક્ટ્રોન શેર કરવામાં આવે છે) nonpolar છે.
આયનિક બોન્ડ ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધની બોન્ડ અત્યાધિક કિસ્સો છે. એક આયનીય બોન્ડ, બંધન અણુઓ એક અથવા વધુ ઇલેક્ટ્રોન અનિવાર્યપણે અન્ય એક અણુ ટ્રાન્સફર કરવામાં આવે છે કે ઇલેક્ટ્રોન માટે તેમના આકર્ષણ જેથી જુદું પડે છે. સોડિયમ-કલોરિન બોન્ડ એક આયનીય બોન્ડ એક ઉદાહરણ છે. ઇલેક્ટ્રોન માટે કલોરિનનો અણુ આકર્ષણ ખૂબ જ વધારે સોડિયમ 3s ઇલેક્ટ્રોન સંપૂર્ણપણે કલોરિન સોડિયમ ટ્રાન્સફર કરવામાં આવે છે કે જે સોડિયમ Atom કરતા હોય છે.

સારમાં, પછી, બોન્ડ ત્રણ પ્રકારના હોય છે: (1) ઇલેક્ટ્રોન સમાન શેર કરવામાં આવે છે, જે એક સહસંયોજક બંધની બોન્ડ; (2) ઇલેક્ટ્રોન અસમાન શેર કરવામાં આવે છે, જેમાં ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધની બોન્ડ; અને (3) ઇલેક્ટ્રોન અન્ય એક અણુ માંથી તબદીલ કરવામાં આવે છે, જે એક આયનીય બોન્ડ. આ બોન્ડ આકૃતિ 7.2 સચિત્ર છે.

Nonpolar સહસંયોજક બંધની, ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધની, અને આયનીય બોન્ડ આંકડો 7.2 ઇલેક્ટ્રોન્સ: (a) ઇલેક્ટ્રોન સમાન શેર કરવામાં આવે છે; (ખ) ઇલેક્ટ્રોન વધુ નકારાત્મક કલોરિનનો અણુ નજીક રાખવામાં આવે છે; (C) એક ઇલેક્ટ્રોન કલોરિન સોડિયમ ટ્રાન્સફર કરવામાં આવી છે.

બી બોન્ડ પ્રકાર આગાહી; વિદ્યુતઋણતા
તે બે ઘટકો વચ્ચે રચના કરશે કે બોન્ડ પ્રકાર આગાહી શક્ય છે. આ દૂર સિવાય બે તત્વો સામયિક ટેબલ, વધુ આયનીય અને ઓછા સહસંયોજક બંધની તેમની વચ્ચે બોન્ડ હશે (ડાબેથી જમણે). આમ, ધાતુઓ આયનો આયનીય બોન્ડ દ્વારા મુખ્યત્વે જોડાયા રચવા માટે nonmetals સાથે પ્રતિક્રિયા. આયનીય પાત્ર સૌથી વધુ ડિગ્રી સાથે બોન્ડ ખાસ કરીને ફ્લોરિન અથવા ક્લોરિન સાથે halogens સાથે ક્ષાર અથવા આલ્કલાઇન અર્થ ધાતુઓ, પ્રતિક્રિયા દ્વારા કરવામાં આવી છે. Nonmetals સહસંયોજક બંધની બોન્ડ રચના કરવા સાથે પ્રતિક્રિયા. બોન્ડ ટેબલ બે પડોશીઓ વચ્ચે હોય, તો બોન્ડ nonmetals અન્ય તત્વ દ્વારા અલગ પડે છે, તો કરતાં ઓછી ધ્રુવીય હશે. દાખલા તરીકે, કાર્બન, નાઇટ્રોજન અને પડોશી કૉલમ છે, અને કાર્બન અને ફ્લોરિન અનુક્રમે જૂથો 4 અને 7 માં છે. કાર્બન નાઇટ્રોજન બોન્ડ કાર્બન ફ્લોરિન બોન્ડ કરતાં ઓછી ધ્રુવીય હશે. બે અણુઓ જ તત્વ છે, તો છેલ્લે, હાઇડ્રોજન પરમાણુ અથવા ક્લોરિન પરમાણુ તરીકે, બોન્ડ અનિવાર્યપણે nonpolar હશે.
અગાઉના ફકરા માં ખ્યાલ વિદ્યુતઋણતા ખ્યાલ દ્વારા માપવાની કરવામાં આવી છે. એક તત્વ આ વિદ્યુતઋણતા (en) રાસાયણિક બોન્ડ માં ઇલેક્ટ્રોન માટે તેના આકર્ષણ માપે છે.
વિદ્યુતઋણતા એક સ્કેલ અમેરિકન રસાયણશાસ્ત્રી લિનસ પોલિંગ (ખ. 1901) દ્વારા વિકસાવવામાં આવી હતી. આ સ્કેલ, ફ્લોરિન, સૌથી ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વ પર 4.0 એક વિદ્યુતઋણતા છે. કાર્બન 2.5, હાઈડ્રોજન, 2.1, અને સોડિયમ 0.9 એક વિદ્યુતઋણતા છે. આકૃતિ 7.3 અમે મોટે ભાગે વ્યવહાર કે જેની સાથે તત્વો electronegativities બતાવે છે.

કેટલાક તત્વો આંકડો 7.3 Electronegativities (પોલિંગ સ્કેલ).

હંમેશા 1.0 કરતાં વધારે છે ટેબલ તેના સ્થાન પર આધારિત છે, તેમ છતાં મોટા ભાગની ધાતુઓ ના વિદ્યુતઋણતા, એક Nonmetal ના વિદ્યુતઋણતા 1.0 અને તે નજીક છે કે નોટિસ. સામાન્ય રીતે, નીચે ના વિદ્યુતઋણતા વધે સ્તંભમાં ટોચ પર અને એક સમયગાળા તરફ જમણી છોડી દીધી.

ઉમદા વાયુઓ, ગ્રુપ 8, આ કોષ્ટકમાં દેખાતા નથી કે નોંધ. વિદ્યુતઋણતા રાસાયણિક બંધ ઇલેક્ટ્રોનના પરમાણુ સંબંધિત આકર્ષણ માપે છે. ઉમદા વાયુઓ આ halogens અને અન્ય nonmetals થી અલગ પ્રતિક્રિયા. વિદ્યુતઋણતા ખ્યાલ તેમને લાગુ પડતી નથી.

બે અણુઓ ભેગા થાય, ત્યારે તેમની વચ્ચે બોન્ડ પ્રકૃતિ તેમના electronegativities (en સૂચિત) વચ્ચે તફાવત દ્વારા નક્કી થાય છે. બોન્ડ રચના અણુઓ કરતાં વધુ 1.7 એકમો દ્વારા વિદ્યુતઋણતા અલગ હોય, તો બોન્ડ (ટકા આયનીય પાત્ર તરીકે ઓળખવામાં આવે છે) ઓછામાં ઓછા 50% આયનીય હશે; અમે આવા બોન્ડ તરીકે સંપૂર્ણ આયનીય સારવાર. કિંમતો ઓછી કરતાં 0.4 એકમો દ્વારા અલગ છે, તો અમે બોન્ડ સંપૂર્ણપણે nonpolar ગણે છે. આ તફાવત 0.4 અને 1.7 વિદ્યુતઋણતા એકમો વચ્ચે હોય, તો બોન્ડ ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધની ગણવામાં આવે છે. Electronegativities ખાસ બંધન પરિસ્થિતિ માટે એકદમ અશુદ્ધ માહિતી પરથી ગણતરી કરવામાં આવી છે કે જે યાદ રાખો. વિદ્યુતઋણતા બોન્ડ પ્રકૃતિ આગાહી અને બોન્ડ પ્રકાર સરખામણી માટે ઉપયોગી છે, પરંતુ આગાહી માત્ર એક અડસટ્ટો છે. પણ કોઈ તીવ્ર તફાવત આયનીય, ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધની, અને nonpolar બોન્ડ વચ્ચે અસ્તિત્વમાં છે કે જે યાદ રાખો; તેના બદલે, તેઓ એક અખંડ રચે છે. (સીઝીયમ અને ફ્લોરિન વચ્ચે) પણ મોટા ભાગના આયનીય બોન્ડ કેટલાક સહસંયોજક બંધની અક્ષર છે, અને એ જ તત્વ અણુઓ વચ્ચે માત્ર બોન્ડ કોઈ આયનીય પાત્ર હોય છે.

આ બોન્ડ્સમાં, ઊંચા વિદ્યુતઋણતા સાથે Atom બોન્ડ નકારાત્મક અંત હશે અને ભારે પરિસ્થિતિઓમાં, નકારાત્મક આયન બની જાય છે. ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધની બોન્ડ પર આ આંશિક ખર્ચ બતાવવા માટે, અમે એક સાથે બોન્ડ અને સાથે બોન્ડ નકારાત્મક અંત હકારાત્મક ઓવરને ચિહ્નિત. કોષ્ટક 7.1 આ માહિતી સારાંશ આપે છે.

વિદ્યુતઋણતા માહિતી બોન્ડ પ્રકાર આગાહી માટે કોષ્ટક 7.1 માર્ગદર્શિકા

Difference in electronegativity ( EN)	Type of bond predominant	Example	EN	More positive atom
> 1.7	ionic	NaCl	2.1	sodium
0.4 - 1.7	polar covalent	C-Cl	1.5	carbon
< 0.4	covalent	H-H	0.0	neither
		C - H	0.4	neither

Example Predict the nature of the bond between the following pairs of atoms as predominantly nonpolar covalent, polar covalent, or ionic. For each polar covalent bond, use a small Greek letter to show which atoms bears a partial positive charge ( ) and which a partial negative charge ( ). a. S-O    b. C-O     c. Al-F Solution a. The electronegativity of oxygen is 3.5 and that of sulfur is 2.5 The difference is 1.0 unit; we predict the S-O bond to be polar covalent. The oxygen is partially negative, and the sulfur is partially positive, so we write: .  b. The electronegativity difference between oxygen and carbon is 1.0 unit ( 3.5 - 2.5). Therefore, we predict the C - O bond to be polar covalent. Because oxygen is the more electronegative of the two, it carries the negative charge. c. The electronegativity difference between fluorine and aluminum is 2.5 units (4.0 - 1.5). Therefore, we predict the Al - F bond to be largely ionic. The aluminum forms a cation, the fluoride an anion.

સી સિંગલ, ડબલ, અને ટ્રીપલ બોન્ડ
એક સહસંયોજક બંધની બોન્ડ બે અણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોન શેરિંગ રજૂ કરે છે. એક બોન્ડ ઇલેક્ટ્રોન એક જોડી શેરિંગ માંથી પરિણમી. આકૃિત 7.2 માં બતાવ્યા પ્રમાણે સહસંયોજક બંધની બોન્ડ એક બોન્ડ છે. સામાન્ય રીતે, હાઇડ્રોજન પરમાણુ તરીકે, બોન્ડ રચના દરેક Atom બોન્ડ એક ઇલેક્ટ્રોન ફાળો આપે છે. કેટલીકવાર, એમોનિયા પ્રતિક્રિયા તરીકે, NH3, હાઇડ્રોજન આયન, એચ + સાથે એમોનિયમ આયન, NH4 + + ફોર્મ કરવા માટે, બંને ઇલેક્ટ્રોન જ Atom મળી રહે છે:

તે ઇલેક્ટ્રોન એક જોડી પ્રતિનિધિત્વ ડૅશ વાપરવા માટે સામાન્ય વાત છે. આ લખાણ અમે unshared (એકલા-જોડી) ઇલેક્ટ્રોન માટે વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન અને બિંદુઓ માટે ડેશો ઉપયોગ કરશે. આ સંકેત સાથે, ઉપર સમીકરણ લખવામાં આવે છે:

એમોનિયા પરમાણુમાં, નાઇટ્રોજન ત્રણ હાઇડ્રોજનથી દરેક સાથે ઇલેક્ટ્રોન એક જોડી ધરાવે છે. દરેક બોન્ડ પણ એક ઇલેક્ટ્રોન નાઇટ્રોજન માંથી આવે છે અને હાઇડ્રોજન એક. નાઇટ્રોજન હજુ ઇલેક્ટ્રોન એક unshared જોડી છે. હાઇડ્રોજન આયન કોઈ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે; અણુ આયનો બની હતી અને એક ધન વીજભાર મેળવી ત્યારે એક હાઇડ્રોજન ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવી હતી. એમોનિયા પરમાણુમાં માટે હાઇડ્રોજન આયન બોન્ડ, બોન્ડ બંને ઇલેક્ટ્રોન નાઇટ્રોજન આવે છે. એક અણુ બંને ઇલેક્ટ્રોન દાન છે, જેમાં બોન્ડ ઘણીવાર સહસંયોજક બંધની બોન્ડ સંકલન તરીકે ઓળખવામાં આવે છે. તે અલગ નામ માત્ર રચના પદ્ધતિ ઉલ્લેખ કરે છે કે જે ખ્યાલ માટે સૌથી મહત્વપૂર્ણ છે. આ એમોનિયમ આયન રચના થઈ જાય, આયન તમામ હાઇડ્રોજન નાઇટ્રોજન બોન્ડ સમકક્ષ હોય છે. સૂચના, પણ, સમગ્ર એમોનિયમ આયન હવે આયન આસપાસ કૌંસ મૂકીને અને સુપરસ્ક્રિપ્ટ + લખીને સૂચિત હકારાત્મક ચાર્જ, વહન કરે છે.
એક બોન્ડ ઉપરાંત, ડબલ બોન્ડ અને ટ્રીપલ બોન્ડ હોય છે. બેવડા જોડની બે અણુઓ દ્વારા ચાર ઇલેક્ટ્રોન શેરિંગ રજૂ કરે છે. કાર્બન અને ઓક્સિજન વચ્ચે બોન્ડ ફોર્મલ્ડેહાઇડ CH2O તરીકે, ઘણી વખત ડબલ બોન્ડ છે.

અહીં કાર્બન એકલા આ હાઇડ્રોજનથી દરેક બંધિત છે અને સમયમાં બમણું ઓક્સિજન બોન્ડેડ. આ બેવડા જોડની બે ઇલેક્ટ્રોન કાર્બન આવે છે અને ઓક્સિજન બે. આ એક કાર્બન હાયડ્રોજન બંધ (en = 0.4) nonpolar છે; ડબલ કાર્બન ઓક્સિજન બોન્ડ ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધની (en = 1.0) છે. ફોર્મલ્ડેહાઇડ ઓફ રેખાકૃતિ દરેક Atom હવે ઑક્ટેટ નિયમ કે જે અનુસરે છે નોંધ કરો કે. દરેક હાઇડ્રોજન બે ઇલેકટ્રોન હોય છે; કાર્બન અને ઓક્સિજન આઠ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. ઓક્સિજન unshared ઇલેક્ટ્રોન બે જોડી ધરાવે છે તે પણ જુઓ. આવા unshared જોડી ક્યારેક એકલા જોડી તરીકે ઓળખાય છે. અમે એક ધ્રુવીય બોન્ડ નકારાત્મક અંત વારંવાર unshared ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ ધરાવે છે જોશો.
બે અણુઓ છ ઇલેક્ટ્રોન (ત્રણ જોડીઓ) શેર જ્યારે ટ્રિપલ બોન્ડ રચના છે. નાઇટ્રોજન પરમાણુ ટ્રીપલ બોન્ડ સમાવે છે. તેનું માળખું છે

દરેક નાઇટ્રોજન બોન્ડ ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન દાન અને એકલા જોડી જાળવી રાખ્યો છે.