રસાયણવિજ્ઞાન સહસંયોજક બંધ

સહસંયોજક બંધનાં કારણો#

સહસંયોજક બંધનું નિર્માણ ત્યારે થાય છે જ્યારે બે અથવા વધુ પરમાણુઓ શેર કરેલા ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા એકબીજા સાથે જોડાયેલા હોય છે.

પરમાણુઓ સહસંયોજક બંધ કેમ બનાવે છે તેના અનેક કારણો છે, જેમાં નીચેનાનો સમાવેશ થાય છે:

• વધુ સ્થિર ઇલેક્ટ્રોન રચના પ્રાપ્ત કરવા માટે. જ્યારે પરમાણુઓ તેમની બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન શેલ ભરી શકે છે અને વધુ સ્થિર બની શકે છે.
• અણુની ઊર્જા ઘટાડવા માટે. જ્યારે પરમાણુઓ સહસંયોજક બંધ બનાવે છે, ત્યારે પરિણામી અણુ વ્યક્તિગત પરમાણુઓ કરતાં વધુ સ્થિર હોય છે.
• બંધની મજબૂતાઈ વધારવા માટે. સહસંયોજક બંધ આયનિક બંધ કરતાં મજબૂત હોય છે કારણ કે શેર કરેલા ઇલેક્ટ્રોન પરમાણુઓ વચ્ચે વધુ ચુસ્તપણે રહે છે. આ એટલા માટે કારણ કે શેર કરેલા ઇલેક્ટ્રોન બંને પરમાણુઓ તરફ આકર્ષાય છે, જ્યારે આયનિક બંધમાં, ઇલેક્ટ્રોન માત્ર એક જ પરમાણુ તરફ આકર્ષાય છે. સહસંયોજક બંધમાં પરમાણુઓ વચ્ચેનું વધુ મજબૂત આકર્ષણ બંધને મજબૂત બનાવે છે.

સહસંયોજક બંધ નિર્માણને અસર કરતાં પરિબળો#

નીચેનાં પરિબળો સહસંયોજક બંધના નિર્માણને અસર કરે છે:

• વિદ્યુતઋણતા: વિદ્યુતઋણતા એ પરમાણુની ઇલેક્ટ્રોનને આકર્ષવાની ક્ષમતાનું માપ છે. પરમાણુની વિદ્યુતઋણતા જેટલી વધારે હોય, તેટલી તે ઇલેક્ટ્રોનને મજબૂતીથી આકર્ષે છે. જ્યારે વિવિધ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતા બે પરમાણુઓ બંધ બનાવે છે, ત્યારે ઇલેક્ટ્રોન અસમાન રીતે શેર થાય છે. વધુ વિદ્યુતઋણતા ધરાવતો પરમાણુ ઇલેક્ટ્રોનને વધુ મજબૂતીથી આકર્ષે છે, જેના પરિણામે ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધ બને છે.
• પરમાણુકીય કદ: પરમાણુનું કદ પણ સહસંયોજક બંધના નિર્માણને અસર કરે છે. પરમાણુ જેટલું મોટું હોય, તેટલા વધુ ઇલેક્ટ્રોન તે ધરાવે છે અને તેટલી વધુ જગ્યા રોકે છે. જ્યારે બે મોટા પરમાણુઓ બંધ બનાવે છે, ત્યારે ઇલેક્ટ્રોન વધુ ફેલાયેલા હોય છે અને બંધ નબળો હોય છે.
• બંધ લંબાઈ: બંધ લંબાઈ એ બે બંધિત પરમાણુઓના ન્યુક્લિયસ વચ્ચેનું અંતર છે. બંધ લંબાઈ જેટલી ટૂંકી હોય, તેટલો બંધ મજબૂત હોય છે. આ એટલા માટે કારણ કે જ્યારે બંધ લંબાઈ ટૂંકી હોય છે ત્યારે ઇલેક્ટ્રોન પરમાણુઓ વચ્ચે વધુ ચુસ્તપણે રહે છે.

સહસંયોજક બંધ એ એક પ્રકારનું રાસાયણિક બંધન છે જે ત્યારે થાય છે જ્યારે બે અથવા વધુ પરમાણુઓ વધુ સ્થિર ઇલેક્ટ્રોન રચના પ્રાપ્ત કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે. આ પ્રકારનું બંધન સામાન્ય રીતે અણુઓમાં જોવા મળે છે, જ્યાં પરમાણુઓ શેર કરેલા ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા એકબીજા સાથે જોડાયેલા હોય છે. સહસંયોજક બંધના નિર્માણને અસર કરતાં પરિબળોમાં વિદ્યુતઋણતા, પરમાણુકીય કદ અને બંધ લંબાઈનો સમાવેશ થાય છે.

સહસંયોજક બંધનાં ઉદાહરણો#

સહસંયોજક બંધ એ એક રાસાયણિક બંધ છે જેમાં પરમાણુઓ વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોન જોડી શેર થાય છે. તે રાસાયણિક બંધનો સૌથી મજબૂત પ્રકાર છે અને પાણી, કાર્બન ડાયોક્સાઇડ અને મિથેન સહિત ઘણા અણુઓમાં જોવા મળે છે.

સહસંયોજક બંધનાં કેટલાક ઉદાહરણો અહીં આપેલાં છે:

1. હાઇડ્રોજન અણુ ($\ce{H2}$)

• બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે એક જોડી ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે.
• બંધ દરેક હાઇડ્રોજન પરમાણુના 1s ઑર્બિટલના ઓવરલેપ દ્વારા બને છે.
• પરિણામી અણુ સ્થિર છે અને તેની ઊર્જા ઓછી છે.

2. પાણીનો અણુ ($\ce{H2O}$)

• બે હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ અને એક ઑક્સિજન પરમાણુ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે ત્રણ જોડી ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે.
• બંધ દરેક હાઇડ્રોજન પરમાણુના 1s ઑર્બિટલ અને ઑક્સિજન પરમાણુના 2p ઑર્બિટલના ઓવરલેપ દ્વારા બને છે.
• પરિણામી અણુ સ્થિર છે અને તેનું ઉત્કલનબિંદુ ઊંચું છે.

3. કાર્બન ડાયોક્સાઇડ અણુ ($\ce{CO2}$)

• એક કાર્બન પરમાણુ અને બે ઑક્સિજન પરમાણુઓ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે ચાર જોડી ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે.
• બંધ કાર્બન પરમાણુના 2s અને 2p ઑર્બિટલ અને ઑક્સિજન પરમાણુઓના 2p ઑર્બિટલના ઓવરલેપ દ્વારા બને છે.
• પરિણામી અણુ સ્થિર છે અને તેનું ઉત્કલનબિંદુ ઓછું છે.

4. મિથેન અણુ ($\ce{CH4}$)

• એક કાર્બન પરમાણુ અને ચાર હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે ચાર જોડી ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે.
• બંધ કાર્બન પરમાણુના 2s અને 2p ઑર્બિટલ અને હાઇડ્રોજન પરમાણુઓના 1s ઑર્બિટલના ઓવરલેપ દ્વારા બને છે.
• પરિણામી અણુ સ્થિર છે અને તેનું ઉત્કલનબિંદુ ઓછું છે.

5. ઇથેન અણુ ($\ce{C2H6}$)

• બે કાર્બન પરમાણુઓ અને છ હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે છ જોડી ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે.
• બંધ કાર્બન પરમાણુઓના 2s અને 2p ઑર્બિટલ અને હાઇડ્રોજન પરમાણુઓના 1s ઑર્બિટલના ઓવરલેપ દ્વારા બને છે.
• પરિણામી અણુ સ્થિર છે અને તેનું ઉત્કલનબિંદુ ઓછું છે.

6. બેન્ઝીન અણુ ($\ce{C6H6}$)

• છ કાર્બન પરમાણુઓ અને છ હાઇડ્રોજન પરમાણુઓ સહસંયોજક બંધ બનાવવા માટે છ જોડી ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે.
• બંધ કાર્બન પરમાણુઓના 2s અને 2p ઑર્બિટલ અને હાઇડ્રોજન પરમાણુઓના 1s ઑર્બિટલના ઓવરલેપ દ્વારા બને છે.
• પરિણામી અણુ સ્થિર છે અને તેનું ઉત્કલનબિંદુ ઊંચું છે.

આ સહસંયોજક બંધનાં માત્ર કેટલાક ઉદાહરણો છે. ઘણા બીજા અણુઓ છે જેમાં સહસંયોજક બંધ હોય છે, જેમાં પ્રોટીન, કાર્બોહાઇડ્રેટ અને લિપિડનો સમાવેશ થાય છે. સહસંયોજક બંધ આ અણુઓના નિર્માણ માટે અને જીવંત સજીવોની રચના અને કાર્ય માટે આવશ્યક છે.

લુઇસ સ્ટ્રક્ચર (સરળ અણુઓના લુઇસ નિરૂપણો)#

લુઇસ સ્ટ્રક્ચર, જેને ઇલેક્ટ્રોન ડોટ સ્ટ્રક્ચર તરીકે પણ ઓળખવામાં આવે છે, એવા આકૃતિઓ છે જે અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની ગોઠવણી દર્શાવે છે. તે અણુઓની રાસાયણિક બંધન અને ગુણધર્મોને સમજવા માટે ઉપયોગી સાધન છે.

લુઇસ સ્ટ્રક્ચર કેવી રીતે દોરવું#

લુઇસ સ્ટ્રક્ચર દોરવા માટે, નીચેના પગલાં અનુસરો:

1. અણુમાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા ગણો. વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન એ પરમાણુની સૌથી બહારની શેલમાં રહેલા ઇલેક્ટ્રોન છે.
2. પરમાણુઓને સિંગલ બંધ સાથે જોડો. સિંગલ બંધ બે પરમાણુઓ વચ્ચે એક રેખા દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે.
3. બાકી રહેલા વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને લોન પેયર તરીકે વિતરિત કરો. લોન પેયર એ ઇલેક્ટ્રોન છે જે બંધનમાં સામેલ નથી. તેને પરમાણુની બાજુમાં બે ટપકાં દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે.
4. ઓક્ટેટ નિયમ તપાસો. ઓક્ટેટ નિયમ જણાવે છે કે પરમાણુઓ તેમની સૌથી બહારની શેલમાં આઠ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવવાની વૃત્તિ ધરાવે છે. જો કોઈ પરમાણુની સૌથી બહારની શેલમાં આઠ કરતાં ઓછા ઇલેક્ટ્રોન હોય, તો તે આ સંખ્યા સુધી પહોંચવા માટે ઇલેક્ટ્રોન મેળવવાનો પ્રયત્ન કરશે. જો કોઈ પરમાણુની સૌથી બહારની શેલમાં આઠ કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન હોય, તો તે આ સંખ્યા સુધી પહોંચવા માટે ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવવાનો પ્રયત્ન કરશે.

લુઇસ સ્ટ્રક્ચરનાં ઉદાહરણો#

લુઇસ સ્ટ્રક્ચરનાં કેટલાક ઉદાહરણો અહીં આપેલાં છે:

• પાણી (H2O)

$\ce{ H:O:H}$

• કાર્બન ડાયોક્સાઇડ (CO2)

$\ce{ O=C=O}$

• મિથેન (CH4)

$\ce{H}$ | $\ce{H-C-H}$ | $\ce{H}$

લુઇસ સ્ટ્રક્ચરના ઉપયોગો#

લુઇસ સ્ટ્રક્ચરનો ઉપયોગ વિવિધ હેતુઓ માટે થાય છે, જેમાં નીચેનાનો સમાવેશ થાય છે:

• રાસાયણિક બંધનને સમજવા માટે. લુઇસ સ્ટ્રક્ચર દર્શાવે છે કે અણુમાં પરમાણુઓ કેવી રીતે એકબીજા સાથે બંધિત છે.
• અણુકીય ગુણધર્મોની આગાહી કરવા માટે. લુઇસ સ્ટ્રક્ચરનો ઉપયોગ અણુના ગુણધર્મોની આગાહી કરવા માટે થઈ શકે છે, જેમ કે તેની ધ્રુવીયતા અને દ્રાવ્યતા.
• નવા અણુઓની રચના કરવા માટે. લુઇસ સ્ટ્રક્ચરનો ઉપયોગ ચોક્કસ ગુણધર્મો ધરાવતા નવા અણુઓની રચના કરવા માટે થઈ શકે છે.

લુઇસ સ્ટ્રક્ચર અણુઓની રાસાયણિક બંધન અને ગુણધર્મોને સમજવા માટે એક શક્તિશાળી સાધન છે. તે રસાયણશાસ્ત્રીઓ દ્વારા રાસાયણિક બંધનને સમજવા, અણુકીય ગુણધર્મોની આગાહી કરવા અને નવા અણુઓની રચના કરવા સહિત વિવિધ હેતુઓ માટે ઉપયોગમાં લેવાય છે.

ફોર્મલ ચાર્જ#

રસાયણવિજ્ઞાનમાં, ફોર્મલ ચાર્જ એ અણુ અથવા બહુપરમાણુકીય આયનમાં પરમાણુઓને ચાર્જ સોંપવાની એક રીત છે જેથી સ્પીસીઝનો કુલ ચાર્જ આગાહી કરી શકાય. તે એક સૈદ્ધાંતિક ખ્યાલ છે જે અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનના વિતરણ અને બંધની ધ્રુવીયતાને સમજવામાં આપણી મદદ કરે છે.

ફોર્મલ ચાર્જની ગણતરી#

અણુમાં પરમાણુનો ફોર્મલ ચાર્જ લુઇસ સ્ટ્રક્ચરમાં પરમાણુને સોંપેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યામાંથી પરમાણુમાં રહેલા વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા બાદ કરીને ગણવામાં આવે છે. નીચેના સૂત્રનો ઉપયોગ થાય છે:

ફોર્મલ ચાર્જ = વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન - સોંપેલા ઇલેક્ટ્રોન

ઇલેક્ટ્રોન સોંપવાના નિયમો#

લુઇસ સ્ટ્રક્ચરમાં પરમાણુઓને ઇલેક્ટ્રોન સોંપતી વખતે, નીચેના નિયમોનું પાલન કરવું જોઈએ:

1. દરેક પરમાણુને તટસ્થ પરમાણુમાં રહેલા વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સમાન સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન સોંપવામાં આવે છે.
2. બે પરમાણુઓ વચ્ચેના દરેક બંધને બે ઇલેક્ટ્રોન સોંપવામાં આવે છે, દરેક પરમાણુમાંથી એક.
3. જો કોઈ લોન પેયર ઇલેક્ટ્રોન હોય, તો તે તે પરમાણુને સોંપવામાં આવે છે જેની સાથે તેઓ બંધિત છે.

ઉદાહરણ#

ચાલો નીચેના અણુમાં પરમાણુઓના ફોર્મલ ચાર્જની ગણતરી કરીએ:

$\ce{ H-C≡C-H }$

દરેક પરમાણુના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે:

• H: 1
• C: 4

લુઇસ સ્ટ્રક્ચરમાં દરેક પરમાણુને સોંપેલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે:

• H: 1 (એક બંધ)
• C: 3 (બે બંધ અને એક લોન પેયર)

પરમાણુઓના ફોર્મલ ચાર્જ છે:

• H: 1 - 1 = 0
• C: 4 - 3 = +1

અણુનો કુલ ચાર્જ એ બધા પરમાણુઓના ફોર્મલ ચાર્જનો સરવાળો છે, જે 0 + (+1) + (+1) = +2 છે. આનો અર્થ એ છે કે અણુ પાસે 2 નો ચોખ્ખો ધન ચાર્જ છે.

ફોર્મલ ચાર્જના ઉપયોગો#

ફોર્મલ ચાર્જ અણુઓ અને બહુપરમાણુકીય આયનોની ઇલેક્ટ્રોનિક રચના સમજવા માટે એક ઉપયોગી સાધન છે. તેનો ઉપયોગ નીચેના માટે થઈ શકે છે:

• સ્પીસીઝનો કુલ ચાર્જ આગાહી કરવા
• ધ્રુવીય બંધ ઓળખવા
• અણુ માટે સૌથી સ્થિર લુઇસ સ્ટ્રક્ચર નક્કી કરવા
• અણુઓની પ્રતિક્રિયાશીલતા સમજવા

ફોર્મલ ચાર્જ એક સૈદ્ધાંતિક ખ્યાલ છે, પરંતુ તેના પાસે અનેક વ્યવહારિક ઉપયોગો છે. તેનો ઉપયોગ રસાયણવિજ્ઞાનના ઘણા ક્ષેત્રોમાં થાય છે, જેમાં કાર્બનિક રસાયણવિજ્ઞાન, અકાર્બનિક રસાયણવિજ્ઞાન અને જૈવરસાયણવિજ્ઞાનનો સમાવેશ થાય છે.

ઓક્ટેટ નિયમની અપૂર્ણતાઓ#

ઓક્ટેટ નિયમ એ રસાયણવિજ્ઞાનનો એક અંગૂઠાનો નિયમ છે જે જણાવે છે કે પરમાણુઓ આઠ ઇલેક્ટ્રોનની સંપૂર્ણ બાહ્ય શેલ પ્રાપ્ત કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોન મેળવવા, ગુમાવવા અથવા શેર કરવાની વૃત્તિ ધરાવે છે. આ નિયમ સામાન્ય રીતે મુખ્ય-સમૂહ તત્વો પર લાગુ પડે છે, પરંતુ તેના અપવાદો પણ છે.

ઓક્ટેટ નિયમના અપવાદો

1. અપૂર્ણ ઓક્ટેટ: કેટલાક પરમાણુઓ, જેમ કે બોરોન અને બેરિલિયમ, તેમની બાહ્ય શેલમાં આઠ કરતાં ઓછા ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે અને આ રચનામાં સ્થિર હોય છે. આ એટલા માટે કારણ કે આ પરમાણુઓ પાસે ઓછી સંખ્યામાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે અને સરળતાથી અન્ય પરમાણુઓ સાથે સહસંયોજક બંધ બનાવી શકે છે.

2. વિસ્તૃત ઓક્ટેટ: કેટલાક પરમાણુઓ, જેમ કે ફોસ્ફરસ અને સલ્ફર, તેમની બાહ્ય શેલમાં આઠ કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવી શકે છે અને હજુ પણ સ્થિર રહે છે. આ એટલા માટે કારણ કે આ પરમાણુઓ પાસે વધુ સંખ્યામાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે અને સરળતાથી અન્ય પરમાણુઓ સાથે બહુવિધ સહસંયોજક બંધ બનાવી શકે છે.

3. ઇલેક્ટ્રોનની વિષમ સંખ્યા: કેટલાક પરમાણુઓ, જેમ કે નાઇટ્રોજન અને ઑક્સિજન, તેમની બાહ્ય શેલમાં ઇલેક્ટ્રોનની વિષમ સંખ્યા ધરાવે છે અને આ રચનામાં સ્થિર હોય છે. આ એટલા માટે કારણ કે આ પરમાણુઓ અન્ય પરમાણુઓ સાથે સહસંયોજક બંધ બનાવીને ઇલેક્ટ્રોનની સમ સંખ્યા ધરાવતો સ્થિર અણુ બનાવી શકે છે.

4. ધાત્વીય બંધન: ધાતુઓ ઓક્ટેટ નિયમનું પાલન કરતી નથી. તેના બદલે, તેઓ ધાત્વીય બંધ બનાવે છે, જેમાં ધાતુ પરમાણુઓના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન ડિલોકલાઇઝ્ડ હોય છે અને ધાતુમાંના બધા પરમાણુઓ વચ્ચે શેર થાય છે.

ઓક્ટેટ નિયમનું મહત્વ

તેના અપવાદો હોવા છતાં, ઓક્ટેટ નિયમ મુખ્ય-સમૂહ તત્વોની રાસાયણિક બંધનને સમજવા માટે એક ઉપયોગી સાધન છે. તેનો ઉપયોગ તત્વોના રાસાયણિક ગુણધર્મોની આગાહી કરવા અને અણુઓની રચનાઓ સમજાવવા માટે થઈ શકે છે.

ઓક્ટેટ નિયમ આવર્ત કોષ્ટકને સમજવામાં પણ મહત્વપૂર્ણ છે. તત્વો તેમના પરમાણુ ક્રમાંક અનુસાર આવર્ત કોષ્ટકમાં ગ