“शास्त्रज्ञ सतत नवीन संयुगे शोधत आहेत, त्यांच्याबद्दलची माहिती क्रमवार रचत आहेत, विद्यमान ज्ञानाने स्पष्टीकरण देण्याचा प्रयत्न करत आहेत, आधीच्या मतांमध्ये सुधारणा करण्यासाठी किंवा नवीन निरीक्षण केलेल्या तथ्यांचे स्पष्टीकरण देण्यासाठी सिद्धांत विकसित करण्यासाठी संघटित करत आहेत.”

द्रव्य एक किंवा वेगवेगळ्या प्रकारच्या मूलद्रव्यांपासून बनलेले असते. सामान्य परिस्थितीत, उदात्त वायूंव्यतिरिक्त, इतर कोणतेही मूलद्रव्य स्वतंत्र अणू म्हणून निसर्गात अस्तित्वात नसते. तथापि, अणूंचा एक गट वैशिष्ट्यपूर्ण गुणधर्म असलेल्या एका प्रजाती म्हणून एकत्र अस्तित्वात आढळतो. अशा अणूंच्या गटाला रेणू म्हणतात. स्पष्टपणे या घटक अणूंना रेणूंमध्ये एकत्र धरून ठेवणारी काही तरी शक्ती असणे आवश्यक आहे. विविध घटकांना (अणू, आयन इ.) वेगवेगळ्या रासायनिक प्रजातींमध्ये एकत्र धरून ठेवणाऱ्या आकर्षक शक्तीला रासायनिक बंध म्हणतात. रासायनिक संयुगांची निर्मिती वेगवेगळ्या मूलद्रव्यांचे अणू वेगवेगळ्या प्रकारे एकत्र होण्याच्या परिणामी होत असल्याने, यामुळे अनेक प्रश्न निर्माण होतात. अणू का एकत्र येतात? फक्त काही विशिष्ट संयोग का शक्य आहेत? काही अणू का एकत्र येतात तर काही विशिष्ट अणू का येत नाहीत? रेणूंना निश्चित आकार का असतात? अशा प्रश्नांची उत्तरे देण्यासाठी वेळोवेळी विविध सिद्धांत आणि संकल्पना मांडल्या गेल्या आहेत. यामध्ये कोसेल-लुईस दृष्टिकोन, व्हॅलेन्स शेल इलेक्ट्रॉन पेअर रिपल्शन (VSEPR) सिद्धांत, व्हॅलेन्स बॉन्ड (VB) सिद्धांत आणि मॉलेक्युलर ऑर्बिटल (MO) सिद्धांत यांचा समावेश आहे. व्हॅलेन्सच्या विविध सिद्धांतांची उत्क्रांती आणि रासायनिक बंधांच्या स्वरूपाचे स्पष्टीकरण हे अणूच्या रचनेच्या आकलनातील, मूलद्रव्यांच्या इलेक्ट्रॉनिक संरूपणातील आणि नियतकालिक सारणीतील विकासांशी जवळून संबंधित आहे. प्रत्येक प्रणाली अधिक स्थिर होण्याचा कल धरते आणि बंधन हे स्थिरता प्राप्त करण्यासाठी प्रणालीची ऊर्जा कमी करण्याचा निसर्गाचा मार्ग आहे.

४.१ रासायनिक बंधनाकडे कोसेल-लुईस दृष्टिकोन

इलेक्ट्रॉनच्या दृष्टीने रासायनिक बंधाची निर्मिती स्पष्ट करण्यासाठी अनेक प्रयत्न केले गेले, परंतु १९१६ मध्येच कोसेल आणि लुईस यांना स्वतंत्रपणे समाधानकारक स्पष्टीकरण देण्यात यश मिळाले. उदात्त वायूंच्या निष्क्रियतेवर आधारित व्हॅलेन्सचे काही तार्किक स्पष्टीकरण देणारे ते पहिले होते.

लुईस यांनी अणूचे धनभारित ‘कर्नल’ (केंद्रक आणि अंतर्गत इलेक्ट्रॉन) आणि बाह्य कवच म्हणून चित्रित केले जे कमाल आठ इलेक्ट्रॉन समाविष्ट करू शकते. त्यांनी पुढे असे गृहीत धरले की हे आठ इलेक्ट्रॉन ‘कर्नल’ च्या भोवती असलेल्या घनाच्या कोपऱ्यांवर व्यापतात. अशाप्रकारे सोडियमचा एक बाह्य कवच इलेक्ट्रॉन घनाच्या एका कोपऱ्यावर व्यापेल, तर उदात्त वायूच्या बाबतीत सर्व आठ कोपरे व्यापले जातील. इलेक्ट्रॉनचे हे अष्टक विशेषतः स्थिर इलेक्ट्रॉनिक मांडणीचे प्रतिनिधित्व करते. लुईस यांनी असे मांडले की अणू रासायनिक बंधांद्वारे जोडले गेले असता स्थिर अष्टक प्राप्त करतात. सोडियम आणि क्लोरीनच्या बाबतीत, सोडियमकडून क्लोरीनकडे इलेक्ट्रॉनचे हस्तांतरण करून हे घडू शकते ज्यामुळे आणि आयन मिळतात. इत्यादी इतर रेणूंच्या बाबतीत, बंध अणूंमधील इलेक्ट्रॉनच्या एका जोडीच्या सामायिकरणाने तयार होतो. या प्रक्रियेत प्रत्येक अणू इलेक्ट्रॉनचे स्थिर बाह्य अष्टक प्राप्त करतो.

लुईस चिन्हे: रेणूच्या निर्मितीमध्ये, फक्त बाह्य कवच इलेक्ट्रॉन रासायनिक संयोगात भाग घेतात आणि त्यांना संयुजा इलेक्ट्रॉन म्हणून ओळखले जाते. अंतर्गत कवच इलेक्ट्रॉन चांगले संरक्षित असतात आणि सामान्यतः संयोग प्रक्रियेत सामील होत नाहीत. अमेरिकन रसायनशास्त्रज्ञ जी.एन. लुईस यांनी अणूमधील संयुजा इलेक्ट्रॉन दर्शविण्यासाठी सोपी संकेतने सादर केली. या संकेतनांना लुईस चिन्हे म्हणतात. उदाहरणार्थ, द्वितीय आवर्तातील मूलद्रव्यांसाठी लुईस चिन्हे पुढीलप्रमाणे आहेत:

<img src=" width=“400px”>

लुईस चिन्हांचे महत्त्व: चिन्हाभोवती असलेल्या ठिपक्यांची संख्या संयुजा इलेक्ट्रॉनची संख्या दर्शवते. संयुजा इलेक्ट्रॉनची ही संख्या मूलद्रव्याची सामान्य किंवा गट संयुजा मोजण्यास मदत करते. मूलद्रव्यांची गट संयुजा सामान्यतः लुईस चिन्हांमधील ठिपक्यांच्या संख्येइतकी किंवा ८ वजा ठिपक्यांची संख्या किंवा संयुजा इलेक्ट्रॉन इतकी असते.

कोसेल यांनी, रासायनिक बंधनाशी संबंधित, पुढील तथ्यांकडे लक्ष वेधले:

• नियतकालिक सारणीमध्ये, अत्यंत विद्युतऋणात्मक हॅलोजन आणि अत्यंत विद्युतधनात्मक अल्कधातू उदात्त वायूंद्वारे विभक्त केलेले आहेत;
• हॅलोजन अणूपासून ऋण आयन आणि अल्कधातू अणूपासून धन आयन तयार होणे हे संबंधित अणूंद्वारे इलेक्ट्रॉन मिळवणे आणि गमावण्याशी संबंधित आहे;
• अशाप्राणे तयार झालेले ऋण आणि धन आयन स्थिर उदात्त वायू इलेक्ट्रॉनिक संरूपण प्राप्त करतात. उदात्त वायूंना (हेलियम वगळता ज्याचे इलेक्ट्रॉनचे द्वित होते) आठ (अष्टक) इलेक्ट्रॉनचे विशेषतः स्थिर बाह्य कवच संरूपण असते, .
• ऋण आणि धन आयन विद्युतस्थितिक आकर्षणाने स्थिर केले जातात.

उदाहरणार्थ, वरील योजनेनुसार, सोडियम आणि क्लोरीनपासून ची निर्मिती पुढीलप्रमाणे स्पष्ट केली जाऊ शकते:

त्याचप्रमाणे ची निर्मिती पुढीलप्रमाणे दर्शविली जाऊ शकते:

धन आणि ऋण आयनांमधील विद्युतस्थितिक आकर्षणाच्या परिणामी तयार झालेल्या बंधाला विद्युतसंयुजक बंध म्हणतात. अशाप्रकारे विद्युतसंयुजकता ही आयनावरील एकक प्रभाराच्या संख्येइतकी असते. अशाप्रकारे, कॅल्शियमला दोनची धन विद्युतसंयुजकता दिली जाते, तर क्लोरीनला एकाची ऋण विद्युतसंयुजकता दिली जाते.

कोसेल यांची मांडणी इलेक्ट्रॉन हस्तांतरणाद्वारे आयन-निर्मिती आणि आयनिक क्रिस्टलाइन संयुगांच्या निर्मितीबद्दलच्या आधुनिक संकल्पनांसाठी आधार प्रदान करते. आयनिक संयुगांच्या आकलनात आणि पद्धतशीर करण्यात त्यांच्या मतांचे मोठे मूल्य असल्याचे सिद्ध झाले आहे. त्याच वेळी त्यांनी हे तथ्य ओळखले की मोठ्या संख्येने संयुगे या संकल्पनांमध्ये बसत नाहीत.

४.१.१ अष्टक नियम

१९१६ मध्ये कोसेल आणि लुईस यांनी अणूंमधील रासायनिक संयोगाचा एक महत्त्वाचा सिद्धांत विकसित केला ज्याला रासायनिक बंधनाचा इलेक्ट्रॉनिक सिद्धांत म्हणून ओळखले जाते. यानुसार, अणू एकमेकांकडून संयुजा इलेक्ट्रॉनचे हस्तांतरण करून (मिळवून किंवा गमावून) किंवा संयुजा इलेक्ट्रॉन सामायिक करून त्यांच्या संयुजा कवचात अष्टक मिळवून एकत्र येतात. याला अष्टक नियम म्हणतात.

४.१.२ सहसंयुजक बंध

लॅंगमुइर (१९१९) यांनी अष्टकाच्या स्थिर घनाकृती मांडणीची कल्पना सोडून आणि सहसंयुजक बंध हा शब्द सादर करून लुईसची मांडणी परिष्कृत केली. क्लोरीन रेणू च्या निर्मितीचा विचार करून लुईस-लॅंगमुइर सिद्धांत समजू शकतो. इलेक्ट्रॉनिक संरूपण असलेला अणू आर्गॉन संरूपणापासून एक इलेक्ट्रॉन कमी आहे. रेणूची निर्मिती दोन क्लोरीन अणूंमध्ये इलेक्ट्रॉनच्या एका जोडीच्या सामायिकरणाच्या दृष्टीने समजू शकते, प्रत्येक क्लोरीन अणू सामायिक जोडीमध्ये एक इलेक्ट्रॉन योगदान देतो. या प्रक्रियेत दोन्ही क्लोरीन अणू जवळच्या उदात्त वायूचे (म्हणजे आर्गॉन) बाह्य कवच अष्टक प्राप्त करतात.

<img src=" width=“400px”>

दोन Cl अणूंमधील सहसंयुजक बंध

ठिपके इलेक्ट्रॉन दर्शवतात. अशा रचनांना लुईस ठिपके रचना म्हणून संबोधले जाते.

इतर रेणूंसाठी देखील लुईस ठिपके रचना लिहिल्या जाऊ शकतात, ज्यामध्ये संयोगी अणू एकसारखे किंवा वेगवेगळे असू शकतात. महत्त्वाच्या अटी अशा आहेत:

• प्रत्येक बंध अणूंमधील इलेक्ट्रॉन जोडीच्या सामायिकरणाच्या परिणामी तयार होतो.
• प्रत्येक संयोगी अणू सामायिक जोडीमध्ये किमान एक इलेक्ट्रॉन योगदान देतो.
• इलेक्ट्रॉनच्या सामायिकरणाच्या परिणामी संयोगी अणू बाह्य कवच उदात्त वायू संरूपण प्राप्त करतात.
• अशाप्रकारे पाणी आणि कार्बन टेट्राक्लोराइड रेणूंमध्ये, सहसंयुजक बंधांची निर्मिती पुढीलप्रमाणे दर्शविली जाऊ शकते:

<img src=" width=“400PX”>

अशाप्रकारे, जेव्हा दोन अणू एक इलेक्ट्रॉन जोडी सामायिक करतात तेव्हा ते एकल सहसंयुजक बंधाने जोडलेले असल्याचे म्हटले जाते. अनेक संयुगांमध्ये आपल्याला अणूंमध्ये एकाधिक बंध असतात. एकाधिक बंधांची निर्मिती दोन अणूंमध्ये एकापेक्षा जास्त इलेक्ट्रॉन जोडी सामायिक करण्याची कल्पना करते. जर दोन अणू दोन जोड्या इलेक्ट्रॉन सामायिक करतात, तर त्यांच्यामधील सहसंयुजक बंधाला दुहेरी बंध म्हणतात. उदाहरणार्थ, कार्बन डायऑक्साइड रेणूमध्ये, कार्बन आणि ऑक्सिजन अणूंमध्ये आपल्याकडे दोन दुहेरी बंध असतात. त्याचप्रमाणे इथेन रेणूमध्ये दोन कार्बन अणू दुहेरी बंधाने जोडलेले असतात..

<img src=" width=“400px”>

रेणू

जेव्हा संयोगी अणू तीन इलेक्ट्रॉन जोड्या सामायिक करतात जसे रेणूमधील दोन नायट्रोजन अणू आणि इथाईन रेणूमधील दोन कार्बन अणूंच्या बाबतीत, त्रिबंध तयार होतो.

<img src=" width=“400px”>

४.१.३ साध्या रेणूंचे लुईस प्रतिनिधित्व (लुईस रचना)

लुईस ठिपके रचना रेणू आणि आयनांमधील बंधनाचे सामायिक इलेक्ट्रॉन जोड्या आणि अष्टक नियमाच्या दृष्टीने चित्र प्रदान करतात. असे चित्र रेणूचे बंधन आणि वर्तन पूर्णपणे स्पष्ट करू शकत नसले तरी, ते मोठ्या प्रमाणात रेणूची निर्मिती आणि गुणधर्म समजण्यास मदत करते. म्हणून, रेणूंच्या लुईस ठिपके रचना लिहिणे खूप उपयुक्त आहे. पुढील चरणांचा अवलंब करून लुईस ठिपके रचना लिहिल्या जाऊ शकतात:

• संयोगी अणूंच्या संयुजा इलेक्ट्रॉन जोडून रचना लिहिण्यासाठी आवश्यक असलेल्या एकूण इलेक्ट्रॉनची संख्या मिळवली जाते. उदाहरणार्थ, रेणूमध्ये बंधनासाठी आठ संयुजा इलेक्ट्रॉन उपलब्ध आहेत (कार्बनपासून ४ आणि चार हायड्रोजन अणूंपासून ४).
• ऋण आयनांसाठी, प्रत्येक ऋण प्रभाराचा अर्थ एक इलेक्ट्रॉन जोडणे होईल. धन आयनांसाठी, प्रत्येक धन प्रभारामुळे संयुजा इलेक्ट्रॉनच्या एकूण संख्येतून एक इलेक्ट्रॉन वजा होईल. उदाहरणार्थ, आयनासाठी, दोन ऋण प्रभार दर्शवतात की तटस्थ अणूंद्वारे प्रदान केलेल्यापेक्षा दोन अतिरिक्त इलेक्ट्रॉन आहेत. आयनासाठी, एक धन प्रभार तटस्थ अणूंच्या गटातून एक इलेक्ट्रॉन गमावल्याचे दर्शवते.
• संयोगी अणूंची रासायनिक चिन्हे जाणून घेणे आणि संयुगाची (ज्ञात किंवा हुशारीने अंदाज लावलेली) कंकाल रचना जाणून घेणे, एकूण बंधांच्या प्रमाणात अणूंमध्ये बंधन सामायिक जोड्या म्हणून एकूण इलेक्ट्रॉन वितरित करणे सोपे आहे.
• सामान्यतः सर्वात कमी विद्युतऋणात्मक अणू रेणू/आयनमध्ये मध्यवर्ती स्थान व्यापतो. उदाहरणार्थ आणि मध्ये, नायट्रोजन आणि कार्बन हे मध्यवर्ती अणू आहेत तर फ्लोरिन आणि ऑक्सिजन टर्मिनल स्थाने व्यापतात.
• एकल बंधांसाठी सामायिक इलेक्ट्रॉन जोड्यांचा हिशोब केल्यानंतर, उर्वरित इलेक्ट्रॉन जोड्या एकाधिक बंधनासाठी वापरल्या जातात किंवा एकाकी जोड्या म्हणून राहतात. मूलभूत आवश्यकता अशी आहे की प्रत्येक बंधित अणूला इलेक्ट्रॉनचे अष्टक मिळते.

काही रेणू/आयनांची लुईस प्रतिनिधित्वे तक्ता ४.१ मध्ये दिली आहेत.

तक्ता ४.१ काही रेणूंचे लुईस प्रतिनिधित्व

<img src=" width=“400px”>

समस्या ४.१

रेणूची लुईस ठिपके रचना लिहा.

उपाय

चरण १. कार्बन आणि ऑक्सिजन अणूंच्या एकूण संयुजा इलेक्ट्रॉनची संख्या मोजा. कार्बन आणि ऑक्सिजन अणूंची बाह्य (संयुजा) कवच संरूपणे अनुक्रमे: आणि आहेत. उपलब्ध संयुजा इलेक्ट्रॉन आहेत.

चरण २. ची कंकाल रचना पुढीलप्रमाणे लिहिली आहे: C O

चरण ३. आणि मध्ये एकल बंध (एक सामायिक इलेक्ट्रॉन जोडी) काढा आणि वर अष्टक पूर्ण करा, उर्वरित दोन इलेक्ट्रॉन वरील एकाकी जोडी आहेत.

<img src=" width=“400px”>

हे कार्बनवरील अष्टक पूर्ण करत नाही आणि म्हणून आपल्याला आणि अणूंमध्ये एकाधिक बंधन (या बाबतीत त्रिबंध) करावे लागते. हे दोन्ही अणूंसाठी अष्टक नियमाची अट पूर्ण करते.

<img src=" width=“400”>

समस्या ४.२

नायट्राइट आयन, ची लुईस रचना लिहा.

उपाय

चरण १. नायट्रोजन अणू, ऑक्सिजन अणू आणि अतिरिक्त एक ऋण प्रभार (एका इलेक्ट्रॉनच्या समान) च्या एकूण संयुजा इलेक्ट्रॉनची संख्या मोजा.

एकक ऋण प्रभारासाठी एक इलेक्ट्रॉन जमा केल्यावर एकूण इलेक्ट्रॉनची संख्या = १७+१ = १८

चरण २. ची कंकाल रचना पुढीलप्रमाणे लिहिली आहे:

चरण ३. नायट्रोजन आणि प्रत्येक ऑक्सिजन अणूंमध्ये एकल बंध (एक सामायिक इलेक्ट्रॉन जोडी) काढा आणि ऑक्सिजन अणूंवरील अष्टक पूर्ण करा. तथापि, उर्वरित दोन इलेक्ट्रॉन त्यावर एकाकी जोडी तयार करत असल्यास हे नायट्रोजनवरील अष्टक पूर्ण करत नाही.

<img src=" width=“400px”>

म्हणून आपल्याला नायट्रोजन आणि एका ऑक्सिजन अणूमध्ये एकाधिक बंधन (या बाबतीत दुहेरी बंध) करावे लागते. यामुळे पुढील लुईस ठिपके रचना मिळतात.

<img src=" width=“400px”>

४.१.४ औपचारिक प्रभार

लुईस ठिपके रचना, सामान्यतः, रेणूंचे वास्तविक आकार दर्शवत नाहीत. बहुअण्वीय आयनांच्या बाबतीत, निव्वळ प्रभार संपूर्ण आयनाकडे असतो ना की विशिष्ट अणूकडे. तथापि, प्रत्येक अणूवर औपचारिक प्रभार नियुक्त करणे शक्य आहे. बहुअण्वीय रेणू किंवा आयनातील अणूचा औपचारिक प्रभार म्हणून परिभाषित केले जाऊ शकते की त्या अणूच्या वेगळ्या किंवा मुक्त स्थितीतील संयुजा इलेक्ट्रॉनची संख्या आणि लुईस रचनेत त्या अणूला नियुक्त केलेल्या इलेक्ट्रॉनच्या संख्येतील फरक. हे पुढीलप्रमाणे व्यक्त केले जाते:

<img src=" width=“400px”>

हिशोब ह्या गृहीतावर आधारित आहे की रेणूमधील अणू प्रत्येक सामायिक जोडीचा एक इलेक्ट्रॉन आणि एकाकी जोडीचे दोन्ही इलेक्ट्रॉन मालकीचे मानतो.

ओझोन रेणू चा विचार करूया. ची लुईस रचना पुढीलप्रमाणे काढली जाऊ शकते:

<img src=" width=“400px”>

अणूंना १,२ आणि ३ असे क्रमांक दिले आहेत. यावरील औपचारिक प्रभार:

• मध्यवर्ती अणू क्रमांक १
• टोकाचा अणू क्रमांक २
• टोकाचा अणू क्रमांक ३

म्हणून, आपण चे औपचारिक प्रभारांसह पुढीलप्रमाणे प्रतिनिधित्व करतो:

<img src=" width=“400px”>

आपल्याला हे समजून घेणे आवश्यक आहे की औपचारिक प्रभार रेणूमधील वास्तविक प्रभार विभाजन दर्शवत नाहीत. लुईस रचनेतील अणूंवरील प्रभार दर्शविणे केवळ रेणूमधील संयुजा इलेक्ट्रॉन ट्रॅक ठेवण्यास मदत करते. दिलेल्या प्रजातीसाठी संभाव्य लुईस रचनांपैकी सर्वात कमी ऊर्जा रचना निवडण्यात औपचारिक प्रभार मदत करतात. सामान्यतः सर्वात कमी ऊर्जा रचना ही अणूंवरील सर्वात लहान औपचारिक प्रभार असलेली असते. औपचारिक प्रभार हे शुद्ध सहसंयुजक दृष्टिकोनावर आधारित घटक आहे ज्यामध्ये इलेक्ट्रॉन जोड्या शेजारच्या अणूंद्वारे समान प्रमाणात सामायिक केल्या जातात.

४.१.५ अष्टक नियमाची मर्यादा

अष्टक नियम, उपयुक्त असला तरी, सार्वत्रिक नाही. बहुतेक कार्बनी संयुगांच्या रचना समजण्यासाठी ते खूप उपयुक्त आहे आणि ते प्रामुख्याने नियतकालिक सारणीच्या द्वितीय आवर्तातील मूलद्रव्यांना लागू होते. अष्टक नियमाला तीन प्रकारचे अपवाद आहेत.

मध्यवर्ती अणूचे अपूर्ण अष्टक

काही संयुगांमध्ये, मध्यवर्ती अणूभोवती असलेल्या इलेक