NH3 સૌથી પ્રખ્યાત અને ઉપયોગી રસાયણોમાંનું એક છે. તેને કૃષિ ઉદ્યોગ અને તેનાથી આગળ વ્યાપક એપ્લિકેશન મળી છે. તે અનન્ય રાસાયણિક ગુણધર્મો દ્વારા અલગ પડે છે, જેના કારણે તેનો ઉપયોગ વિવિધ ઉદ્યોગોમાં થાય છે.

NH3 શું છે

NH 3 એ રસાયણશાસ્ત્રના સૌથી અજાણ લોકો માટે પણ જાણીતું છે. તે એમોનિયા છે. એમોનિયા (NH 3) ને અન્યથા હાઇડ્રોજન નાઇટ્રાઇડ કહેવામાં આવે છે અને તે સામાન્ય સ્થિતિમાં, આ પદાર્થની ઉચ્ચારણ ગંધની લાક્ષણિકતા સાથેનો રંગહીન વાયુ છે. તે નોંધવું પણ યોગ્ય છે કે NH 3 ગેસ (જેને એમોનિયા કહેવાય છે) હવા કરતાં લગભગ બમણું પ્રકાશ છે!

ગેસ ઉપરાંત, તે લગભગ 70 ° સે તાપમાને પ્રવાહી હોઈ શકે છે અથવા સોલ્યુશન (એમોનિયા સોલ્યુશન) ના સ્વરૂપમાં અસ્તિત્વ ધરાવે છે. પ્રવાહી NH 3 ની વિશિષ્ટ વિશેષતા એ છે કે D.I મેન્ડેલીવના તત્વોના કોષ્ટક (એટલે ​​​​કે આલ્કલી અને આલ્કલાઇન પૃથ્વીની ધાતુઓ), તેમજ મેગ્નેશિયમ, એલ્યુમિનિયમ, યુરોપિયમના જૂથ I અને II ના મુખ્ય પેટાજૂથોની ધાતુઓ પોતાનામાં ઓગળી શકે છે. અને યટરબિયમ. પાણીથી વિપરીત, પ્રવાહી એમોનિયા ઉપરોક્ત તત્વો સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતું નથી, પરંતુ દ્રાવક તરીકે ચોક્કસપણે કાર્ય કરે છે. આ ગુણધર્મ દ્રાવક (NH 3) ને બાષ્પીભવન કરીને ધાતુઓને તેમના મૂળ સ્વરૂપમાં અલગ કરવાની મંજૂરી આપે છે. નીચેની આકૃતિમાં તમે જોઈ શકો છો કે પ્રવાહી એમોનિયામાં ઓગળેલું સોડિયમ કેવું દેખાય છે.

રાસાયણિક બોન્ડની દ્રષ્ટિએ એમોનિયા કેવો દેખાય છે?

એમોનિયાની આકૃતિ (NH 3) અને તેની અવકાશી રચના સૌથી સ્પષ્ટ રીતે ત્રિકોણાકાર પિરામિડ દ્વારા દર્શાવવામાં આવી છે. એમોનિયા "પિરામિડ" ની ટોચ નાઇટ્રોજન અણુ છે (વાદળી રંગમાં પ્રકાશિત), જે નીચેની છબીમાં જોઈ શકાય છે.

એમોનિયા (NH 3) નામના પદાર્થમાંના અણુઓ પાણીના પરમાણુની જેમ જ હાઇડ્રોજન બોન્ડ દ્વારા એકસાથે રાખવામાં આવે છે. પરંતુ તે યાદ રાખવું ખૂબ જ મહત્વપૂર્ણ છે કે એમોનિયાના પરમાણુમાં બોન્ડ્સ પાણીના પરમાણુ કરતાં નબળા હોય છે. આ સમજાવે છે કે શા માટે H 2 O ની સરખામણીમાં NH 3 ના ગલન અને ઉત્કલન બિંદુઓ ઓછા છે.

રાસાયણિક ગુણધર્મો

એમોનિયા નામના NH 3 પદાર્થનું ઉત્પાદન કરવાની સૌથી સામાન્ય 2 પદ્ધતિઓ. ઉદ્યોગ કહેવાતી હેબર પ્રક્રિયાનો ઉપયોગ કરે છે, જેનો સાર એ છે કે ગરમ ઉત્પ્રેરક પર ઉચ્ચ દબાણ પર આ વાયુઓના મિશ્રણને પસાર કરીને હવાના નાઇટ્રોજન અને હાઇડ્રોજન (મિથેનમાંથી મેળવવામાં આવે છે) બાંધવામાં આવે છે.

પ્રયોગશાળાઓમાં, એમોનિયા સંશ્લેષણ મોટેભાગે ઘન સોડિયમ હાઇડ્રોક્સાઇડ સાથે કેન્દ્રિત એમોનિયમ ક્લોરાઇડની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા પર આધારિત છે.

ચાલો NH 3 ના રાસાયણિક ગુણધર્મોની સીધી તપાસ તરફ આગળ વધીએ.

1) NH 3 નબળા આધાર તરીકે કામ કરે છે. તેથી જ નીચેના સમીકરણ પાણી સાથેની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાનું વર્ણન કરે છે:

NH 3 + H 2 O = NH4 + + OH -

2) NH 3 ના મૂળભૂત ગુણધર્મો પર પણ આધારિત છે તે એસિડ સાથે પ્રતિક્રિયા કરવાની અને અનુરૂપ એમોનિયમ ક્ષાર બનાવવાની ક્ષમતા છે:

NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (એમોનિયમ નાઈટ્રેટ)

3) અગાઉ એવું કહેવામાં આવતું હતું કે ધાતુઓનું ચોક્કસ જૂથ પ્રવાહી એમોનિયામાં ઓગળી જાય છે. જો કે, કેટલીક ધાતુઓ માત્ર ઓગળવામાં જ નહીં, પરંતુ NH 3 સાથે સંયોજનો બનાવવા માટે પણ સક્ષમ છે જેને એમાઈડ્સ કહેવાય છે:

Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2

Na (ઘન) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (પ્રક્રિયા ઉત્પ્રેરક તરીકે લોખંડની હાજરીમાં કરવામાં આવે છે)

4) જ્યારે NH 3 Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+ ધાતુઓ સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે, ત્યારે અનુરૂપ ધાતુના હાઇડ્રોક્સાઇડ્સ અને એમોનિયમ કેશન રચાય છે:

Fe 3+ + NH 3 + H 2 O = Fe(OH) 3 + NH 4 +

5) ધાતુઓ Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ સાથે NH 3 ની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાનું પરિણામ મોટે ભાગે અનુરૂપ ધાતુ સંકુલ છે:

Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4 +

Cu(OH) 2 + NH 3 = 2 + + OH -

માનવ શરીરમાં NH3 ની રચના અને આગળનો માર્ગ

તે જાણીતું છે કે એમિનો એસિડ એ માનવ શરીરમાં બાયોકેમિકલ પ્રક્રિયાઓનો અભિન્ન ભાગ છે. તેઓ NH 3 ના મુખ્ય સ્ત્રોત છે, જે એમોનિયા નામનો પદાર્થ છે, જે તેમના ઓક્સિડેટીવ ડિમિનેશનનું પરિણામ છે (મોટાભાગે). કમનસીબે, એમોનિયા માનવ શરીર માટે ઝેરી છે; તે સરળતાથી ઉપરોક્ત એમોનિયમ કેશન (NH 4 +) બનાવે છે, જે કોષોમાં એકઠા થાય છે. ત્યારબાદ, સૌથી મહત્વપૂર્ણ બાયોકેમિકલ ચક્ર ધીમું થાય છે, અને પરિણામે, ઉત્પાદિત એટીપીનું સ્તર ઘટે છે.

અનુમાન લગાવવું મુશ્કેલ નથી કે શરીરને પ્રકાશિત NH 3 ને બાંધવા અને નિષ્ક્રિય કરવા માટે મિકેનિઝમ્સની જરૂર છે. નીચેનો આકૃતિ માનવ શરીરમાં એમોનિયાના સ્ત્રોતો અને કેટલાક ઉત્પાદનો દર્શાવે છે.

તેથી, સંક્ષિપ્તમાં કહીએ તો, એમોનિયા પેશાબમાં ઉત્સર્જન દ્વારા, પેશીઓમાં તેના પરિવહન સ્વરૂપોની રચના દ્વારા, યુરિયાના જૈવસંશ્લેષણ દ્વારા, જે માનવમાં NH 3 ને નિષ્ક્રિય કરવાની મુખ્ય કુદરતી રીત છે, દ્વારા નિષ્ક્રિય કરવામાં આવે છે. શરીર

NH3 નો ઉપયોગ - એમોનિયા નામનો પદાર્થ

આધુનિક સમયમાં, પ્રવાહી એમોનિયા એ સૌથી વધુ કેન્દ્રિત અને સસ્તું નાઇટ્રોજન ખાતર છે, જેનો ઉપયોગ બરછટ જમીન અને પીટના એમોનિએશન માટે કૃષિમાં થાય છે. જ્યારે જમીનમાં પ્રવાહી એમોનિયા ઉમેરવામાં આવે છે, ત્યારે સુક્ષ્મસજીવોની સંખ્યામાં વધારો થાય છે, પરંતુ કોઈ નકારાત્મક પરિણામો જોવા મળતા નથી, ઉદાહરણ તરીકે, નક્કર ખાતરોમાંથી. નીચેની આકૃતિ પ્રવાહી નાઇટ્રોજનનો ઉપયોગ કરીને એમોનિયા ગેસને પ્રવાહી બનાવવા માટે સંભવિત સ્થાપનોમાંથી એક બતાવે છે.

જેમ જેમ પ્રવાહી એમોનિયા બાષ્પીભવન થાય છે, તે પર્યાવરણમાંથી ઘણી ગરમી શોષી લે છે અને ઠંડકનું કારણ બને છે. આ ગુણધર્મનો ઉપયોગ રેફ્રિજરેશન યુનિટમાં નાશવંત ખાદ્ય ઉત્પાદનોનો સંગ્રહ કરતી વખતે કૃત્રિમ બરફ બનાવવા માટે થાય છે. વધુમાં, તેનો ઉપયોગ ભૂગર્ભ માળખાના નિર્માણ દરમિયાન માટીને સ્થિર કરવા માટે થાય છે. એમોનિયાના જલીય દ્રાવણનો ઉપયોગ રાસાયણિક ઉદ્યોગમાં થાય છે (તે ઔદ્યોગિક બિન-જલીય દ્રાવક છે), પ્રયોગશાળા પ્રેક્ટિસ (ઉદાહરણ તરીકે, રાસાયણિક ઉત્પાદનોના ઇલેક્ટ્રોકેમિકલ ઉત્પાદનમાં દ્રાવક તરીકે), દવા અને ઘરગથ્થુ ઉપયોગ.

163120 0

દરેક અણુમાં ચોક્કસ સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન હોય છે.

રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં પ્રવેશ કરતી વખતે, અણુઓ સૌથી સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન હાંસલ કરીને, ઇલેક્ટ્રોનનું દાન કરે છે, મેળવે છે અથવા શેર કરે છે. સૌથી ઓછી ઉર્જા (ઉમદા ગેસ અણુઓની જેમ) સાથેનું રૂપરેખાંકન સૌથી સ્થિર હોવાનું બહાર આવ્યું છે. આ પેટર્નને "ઓક્ટેટ નિયમ" કહેવામાં આવે છે (ફિગ. 1).

ચોખા. 1.

આ નિયમ દરેકને લાગુ પડે છે જોડાણોના પ્રકાર. અણુઓ વચ્ચેના ઇલેક્ટ્રોનિક જોડાણો તેમને સ્થિર રચનાઓ બનાવવા દે છે, સરળ સ્ફટિકોથી જટિલ બાયોમોલેક્યુલ્સ જે આખરે જીવંત પ્રણાલીઓ બનાવે છે. તેઓ તેમના સતત ચયાપચયમાં સ્ફટિકોથી અલગ પડે છે. તે જ સમયે, ઘણી રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ મિકેનિઝમ્સ અનુસાર આગળ વધે છે ઇલેક્ટ્રોનિક ટ્રાન્સફર, જે શરીરમાં ઊર્જા પ્રક્રિયાઓમાં મહત્વપૂર્ણ ભૂમિકા ભજવે છે.

રાસાયણિક બંધન એ બળ છે જે બે અથવા વધુ અણુઓ, આયનો, પરમાણુઓ અથવા આના કોઈપણ સંયોજનને એકસાથે રાખે છે..

રાસાયણિક બોન્ડની પ્રકૃતિ સાર્વત્રિક છે: તે નકારાત્મક રીતે ચાર્જ થયેલા ઇલેક્ટ્રોન અને સકારાત્મક ચાર્જ ન્યુક્લી વચ્ચે આકર્ષણનું ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક બળ છે, જે અણુઓના બાહ્ય શેલના ઇલેક્ટ્રોનની ગોઠવણી દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. રાસાયણિક બોન્ડ બનાવવા માટે અણુની ક્ષમતા કહેવાય છે વેલેન્સી, અથવા ઓક્સિડેશન સ્થિતિ. ની વિભાવના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન- ઇલેક્ટ્રોન જે રાસાયણિક બોન્ડ બનાવે છે, એટલે કે, ઉચ્ચતમ ઉર્જા ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત છે. તદનુસાર, આ ઓર્બિટલ્સ ધરાવતા અણુના બાહ્ય શેલને કહેવામાં આવે છે વેલેન્સ શેલ. હાલમાં, રાસાયણિક બોન્ડની હાજરી સૂચવવા માટે તે પૂરતું નથી, પરંતુ તેના પ્રકારને સ્પષ્ટ કરવું જરૂરી છે: આયનીય, સહસંયોજક, દ્વિધ્રુવીય-દ્વિધ્રુવીય, ધાતુ.

પ્રથમ પ્રકારનું જોડાણ છેઆયનીય જોડાણ

લેવિસ અને કોસેલના ઇલેક્ટ્રોનિક વેલેન્સ સિદ્ધાંત અનુસાર, અણુઓ બે રીતે સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન પ્રાપ્ત કરી શકે છે: પ્રથમ, ઇલેક્ટ્રોન ગુમાવીને, બની cations, બીજું, તેમને હસ્તગત કરવું, માં ફેરવવું anions. ઇલેક્ટ્રોન ટ્રાન્સફરના પરિણામે, વિરોધી સંકેતોના ચાર્જવાળા આયનો વચ્ચેના આકર્ષણના ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક બળને કારણે, એક રાસાયણિક બંધન રચાય છે, જેને કોસેલ દ્વારા કહેવામાં આવે છે. ઇલેક્ટ્રોવેલેન્ટ"(હવે કહેવાય છે આયનીય).

આ કિસ્સામાં, આયન અને કેશન ભરેલા બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન શેલ સાથે સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન બનાવે છે. લાક્ષણિક આયનીય બોન્ડ સામયિક સિસ્ટમના કેશન્સ T અને II જૂથો અને જૂથ VI અને VII (16 અને 17 પેટાજૂથો, અનુક્રમે, chalcogensઅને હેલોજન). આયનીય સંયોજનોના બોન્ડ અસંતૃપ્ત અને દિશાહીન હોય છે, તેથી તેઓ અન્ય આયનો સાથે ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક ક્રિયાપ્રતિક્રિયાની શક્યતા જાળવી રાખે છે. ફિગ માં. આકૃતિઓ 2 અને 3 ઇલેક્ટ્રોન ટ્રાન્સફરના કોસેલ મોડલને અનુરૂપ આયનીય બોન્ડના ઉદાહરણો દર્શાવે છે.

ચોખા. 2.

ચોખા. 3.ટેબલ સોલ્ટ (NaCl) ના પરમાણુમાં આયોનિક બોન્ડ

અહીં કેટલાક ગુણધર્મોને યાદ કરવું યોગ્ય છે જે પ્રકૃતિમાં પદાર્થોના વર્તનને સમજાવે છે, ખાસ કરીને, આના વિચારને ધ્યાનમાં લો. એસિડઅને કારણો.

આ તમામ પદાર્થોના જલીય દ્રાવણો ઇલેક્ટ્રોલાઇટ્સ છે. તેઓ અલગ રીતે રંગ બદલે છે સૂચક. સૂચકોની ક્રિયાની પદ્ધતિ F.V. દ્વારા શોધવામાં આવી હતી. ઓસ્ટવાલ્ડ. તેણે બતાવ્યું કે સૂચકો નબળા એસિડ અથવા પાયા છે, જેનો રંગ અસંબંધિત અને વિચ્છેદિત અવસ્થાઓમાં અલગ પડે છે.

પાયા એસિડને બેઅસર કરી શકે છે. બધા પાયા પાણીમાં દ્રાવ્ય હોતા નથી (ઉદાહરણ તરીકે, કેટલાક કાર્બનિક સંયોજનો જેમાં OH જૂથો નથી હોતા, ખાસ કરીને, ટ્રાયથિલામાઇન N(C 2 H 5) 3); દ્રાવ્ય પાયા કહેવામાં આવે છે આલ્કલીસ.

એસિડના જલીય દ્રાવણ લાક્ષણિક પ્રતિક્રિયાઓમાંથી પસાર થાય છે:

એ) મેટલ ઓક્સાઇડ સાથે - મીઠું અને પાણીની રચના સાથે;

b) ધાતુઓ સાથે - મીઠું અને હાઇડ્રોજનની રચના સાથે;

c) કાર્બોનેટ સાથે - મીઠાની રચના સાથે, CO 2 અને એન 2 ઓ.

એસિડ અને પાયાના ગુણધર્મો અનેક સિદ્ધાંતો દ્વારા વર્ણવવામાં આવે છે. S.A ના સિદ્ધાંત અનુસાર. એરેનિયસ, એસિડ એ એક પદાર્થ છે જે આયનો બનાવવા માટે અલગ થઈ જાય છે એન+ , જ્યારે આધાર આયનો બનાવે છે HE- આ સિદ્ધાંત કાર્બનિક પાયાના અસ્તિત્વને ધ્યાનમાં લેતો નથી કે જેમાં હાઇડ્રોક્સિલ જૂથો નથી.

અનુસાર પ્રોટોનબ્રૉન્સ્ટેડ અને લોરીના સિદ્ધાંત મુજબ, એસિડ એ પરમાણુઓ અથવા આયનો ધરાવતો પદાર્થ છે જે પ્રોટોનનું દાન કરે છે ( દાતાઓપ્રોટોન), અને આધાર એ પરમાણુઓ અથવા આયનોનો બનેલો પદાર્થ છે જે પ્રોટોન ( સ્વીકારનારાપ્રોટોન). નોંધ કરો કે જલીય દ્રાવણમાં, હાઇડ્રોજન આયન હાઇડ્રેટેડ સ્વરૂપમાં અસ્તિત્વ ધરાવે છે, એટલે કે, હાઇડ્રોનિયમ આયનોના સ્વરૂપમાં H3O+ આ સિદ્ધાંત માત્ર પાણી અને હાઇડ્રોક્સાઇડ આયનો સાથે જ નહીં, પણ દ્રાવકની ગેરહાજરીમાં અથવા બિન-જલીય દ્રાવક સાથે કરવામાં આવતી પ્રતિક્રિયાઓનું વર્ણન કરે છે.

ઉદાહરણ તરીકે, એમોનિયા વચ્ચેની પ્રતિક્રિયામાં એન.એચ. 3 (નબળા આધાર) અને ગેસ તબક્કામાં હાઇડ્રોજન ક્લોરાઇડ, ઘન એમોનિયમ ક્લોરાઇડ રચાય છે, અને બે પદાર્થોના સંતુલન મિશ્રણમાં હંમેશા 4 કણો હોય છે, જેમાંથી બે એસિડ હોય છે, અને અન્ય બે પાયા હોય છે:

આ સંતુલન મિશ્રણમાં એસિડ અને પાયાના બે સંયોજક જોડીનો સમાવેશ થાય છે:

1)એન.એચ. 4+ અને એન.એચ. 3

2) HClઅને Cl ‑

અહીં, દરેક સંયોજક જોડીમાં, એસિડ અને આધાર એક પ્રોટોન દ્વારા અલગ પડે છે. દરેક એસિડનો સંયોજક આધાર હોય છે. એક મજબૂત એસિડમાં નબળો સંયોજક આધાર હોય છે, અને નબળા એસિડમાં મજબૂત જોડાણ આધાર હોય છે.

Brønsted-Lowry થીયરી બાયોસ્ફિયરના જીવન માટે પાણીની અનન્ય ભૂમિકા સમજાવવામાં મદદ કરે છે. પાણી, તેની સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા પદાર્થના આધારે, એસિડ અથવા બેઝના ગુણધર્મો પ્રદર્શિત કરી શકે છે. ઉદાહરણ તરીકે, એસિટિક એસિડના જલીય દ્રાવણ સાથેની પ્રતિક્રિયાઓમાં, પાણી એ આધાર છે, અને એમોનિયાના જલીય દ્રાવણ સાથેની પ્રતિક્રિયાઓમાં, તે એસિડ છે.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- અહીં, એસિટિક એસિડ પરમાણુ પાણીના અણુને પ્રોટોનનું દાન કરે છે;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + HE- અહીં, એમોનિયા પરમાણુ પાણીના અણુમાંથી પ્રોટોન સ્વીકારે છે.

આમ, પાણી બે સંયુક્ત જોડી બનાવી શકે છે:

1) H2O(એસિડ) અને HE- (સંયુક્ત આધાર)

2) H 3 O+ (એસિડ) અને H2O(સંયુક્ત આધાર).

પ્રથમ કિસ્સામાં, પાણી પ્રોટોનનું દાન કરે છે, અને બીજા કિસ્સામાં, તે તેને સ્વીકારે છે.

આ મિલકત કહેવાય છે એમ્ફિપ્રોટોનિઝમ. એસિડ અને બેઝ બંને તરીકે પ્રતિક્રિયા આપી શકે તેવા પદાર્થો કહેવામાં આવે છે એમ્ફોટેરિક. આવા પદાર્થો ઘણીવાર જીવંત પ્રકૃતિમાં જોવા મળે છે. ઉદાહરણ તરીકે, એમિનો એસિડ એસિડ અને બેઝ બંને સાથે ક્ષાર બનાવી શકે છે. તેથી, પેપ્ટાઈડ્સ સરળતાથી હાજર મેટલ આયનો સાથે સંકલન સંયોજનો બનાવે છે.

આમ, આયનીય બોન્ડની લાક્ષણિકતા એ છે કે બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોનની એક ન્યુક્લીમાં સંપૂર્ણ હિલચાલ. આનો અર્થ એ છે કે આયનો વચ્ચે એક ક્ષેત્ર છે જ્યાં ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતા લગભગ શૂન્ય છે.

જોડાણનો બીજો પ્રકાર છેસહસંયોજક જોડાણ

અણુઓ ઇલેક્ટ્રોન શેર કરીને સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન બનાવી શકે છે.

આવા બોન્ડની રચના થાય છે જ્યારે ઇલેક્ટ્રોનની જોડી એક સમયે વહેંચવામાં આવે છે દરેક પાસેથીઅણુ આ કિસ્સામાં, વહેંચાયેલ બોન્ડ ઇલેક્ટ્રોન અણુઓ વચ્ચે સમાનરૂપે વિતરિત કરવામાં આવે છે. સહસંયોજક બોન્ડના ઉદાહરણોમાં સમાવેશ થાય છે હોમોન્યુક્લિયરડાયટોમિક અણુઓ એચ 2 , એન 2 , એફ 2. એલોટ્રોપ્સમાં સમાન પ્રકારનું જોડાણ જોવા મળે છે ઓ 2 અને ઓઝોન ઓ 3 અને પોલિએટોમિક પરમાણુ માટે એસ 8 અને એ પણ હેટેરોન્યુક્લિયર પરમાણુઓહાઇડ્રોજન ક્લોરાઇડ HCl, કાર્બન ડાયોક્સાઇડ CO 2, મિથેન સીએચ 4, ઇથેનોલ સાથે 2 એન 5 HE, સલ્ફર હેક્સાફ્લોરાઇડ એસએફ 6, એસિટિલીન સાથે 2 એન 2. આ તમામ પરમાણુઓ સમાન ઇલેક્ટ્રોન શેર કરે છે, અને તેમના બોન્ડ સંતૃપ્ત થાય છે અને તે જ રીતે નિર્દેશિત થાય છે (ફિગ. 4).

જીવવિજ્ઞાનીઓ માટે તે મહત્વનું છે કે ડબલ અને ટ્રિપલ બોન્ડ્સે એક બોન્ડની સરખામણીમાં સહસંયોજક અણુ ત્રિજ્યામાં ઘટાડો કર્યો છે.

ચોખા. 4. Cl 2 પરમાણુમાં સહસંયોજક બંધન.

આયનીય અને સહસંયોજક પ્રકારનાં બોન્ડ એ ઘણા હાલના રાસાયણિક બોન્ડના બે આત્યંતિક કિસ્સા છે, અને વ્યવહારમાં મોટાભાગના બોન્ડ મધ્યવર્તી હોય છે.

સામયિક પ્રણાલીના સમાન અથવા જુદા જુદા સમયગાળાના વિરોધી છેડા પર સ્થિત બે તત્વોના સંયોજનો મુખ્યત્વે આયનીય બોન્ડ બનાવે છે. જેમ જેમ તત્વો સમયગાળામાં એકબીજાની નજીક જાય છે, તેમ તેમ તેમના સંયોજનોની આયનીય પ્રકૃતિ ઘટે છે, અને સહસંયોજક પાત્ર વધે છે. ઉદાહરણ તરીકે, સામયિક કોષ્ટકની ડાબી બાજુએ તત્વોના હલાઇડ્સ અને ઓક્સાઇડ મુખ્યત્વે આયનીય બોન્ડ બનાવે છે ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), અને કોષ્ટકની જમણી બાજુના તત્વોના સમાન સંયોજનો સહસંયોજક છે ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, ફિનોલ C6H5OH, ગ્લુકોઝ C 6 H 12 O 6, ઇથેનોલ C 2 H 5 OH).

સહસંયોજક બોન્ડ, બદલામાં, એક વધુ ફેરફાર ધરાવે છે.

પોલિઆટોમિક આયનોમાં અને જટિલ જૈવિક પરમાણુઓમાં, બંને ઇલેક્ટ્રોન માત્રમાંથી જ આવી શકે છે એકઅણુ તે કહેવાય છે દાતાઇલેક્ટ્રોન જોડી. એક અણુ જે દાતા સાથે ઇલેક્ટ્રોનની આ જોડીને વહેંચે છે તેને કહેવામાં આવે છે સ્વીકારનારઇલેક્ટ્રોન જોડી. આ પ્રકારના સહસંયોજક બંધન કહેવાય છે સંકલન (દાતા-સ્વીકારનાર, અથવામૂળ) સંચાર(ફિગ. 5). આ પ્રકારનું બોન્ડ જીવવિજ્ઞાન અને દવા માટે સૌથી મહત્વપૂર્ણ છે, કારણ કે ચયાપચય માટે સૌથી મહત્વપૂર્ણ ડી-તત્વોની રસાયણશાસ્ત્ર મોટાભાગે સંકલન બોન્ડ દ્વારા વર્ણવવામાં આવે છે.

ફિગ. 5.

એક નિયમ તરીકે, જટિલ સંયોજનમાં ધાતુનો અણુ ઇલેક્ટ્રોન જોડીના સ્વીકારકર્તા તરીકે કાર્ય કરે છે; તેનાથી વિપરિત, આયનીય અને સહસંયોજક બોન્ડમાં, મેટલ અણુ એ ઇલેક્ટ્રોન દાતા છે.

સહસંયોજક બોન્ડનો સાર અને તેની વિવિધતા - સંકલન બંધન - GN દ્વારા પ્રસ્તાવિત એસિડ અને પાયાના અન્ય સિદ્ધાંતની મદદથી સ્પષ્ટ કરી શકાય છે. લેવિસ. તેમણે બ્રૉન્સ્ટેડ-લોરી થિયરી અનુસાર "એસિડ" અને "બેઝ" શબ્દોની સિમેન્ટીક વિભાવનાને કંઈક અંશે વિસ્તૃત કરી. લેવિસનો સિદ્ધાંત જટિલ આયનોની રચના અને ન્યુક્લિયોફિલિક અવેજી પ્રતિક્રિયાઓમાં પદાર્થોની ભાગીદારીની પ્રકૃતિને સમજાવે છે, એટલે કે, સીએસની રચનામાં.

લેવિસના મતે, એસિડ એ એક પદાર્થ છે જે આધારમાંથી ઇલેક્ટ્રોન જોડીને સ્વીકારીને સહસંયોજક બંધન બનાવવા માટે સક્ષમ છે. લેવિસ બેઝ એ એક એવો પદાર્થ છે જેમાં એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડી હોય છે, જે ઇલેક્ટ્રોનનું દાન કરીને લેવિસ એસિડ સાથે સહસંયોજક બોન્ડ બનાવે છે.

એટલે કે, લેવિસનો સિદ્ધાંત એસિડ-બેઝ પ્રતિક્રિયાઓની શ્રેણીને એવી પ્રતિક્રિયાઓ સુધી પણ વિસ્તરે છે જેમાં પ્રોટોન જરા પણ ભાગ લેતા નથી. તદુપરાંત, આ સિદ્ધાંત મુજબ, પ્રોટોન પોતે પણ એક એસિડ છે, કારણ કે તે ઇલેક્ટ્રોન જોડીને સ્વીકારવામાં સક્ષમ છે.

તેથી, આ સિદ્ધાંત મુજબ, કેશન્સ લેવિસ એસિડ છે અને આયન એ લેવિસ પાયા છે. એક ઉદાહરણ નીચેની પ્રતિક્રિયાઓ હશે:

ઉપર નોંધ્યું હતું કે આયનીય અને સહસંયોજકમાં પદાર્થોનું વિભાજન સાપેક્ષ છે, કારણ કે ધાતુના અણુઓમાંથી સ્વીકારનાર પરમાણુમાં સંપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોન સ્થાનાંતરણ સહસંયોજક પરમાણુઓમાં થતું નથી. આયનીય બોન્ડ સાથેના સંયોજનોમાં, દરેક આયન વિરોધી ચિહ્નના આયનોના વિદ્યુત ક્ષેત્રમાં હોય છે, તેથી તે પરસ્પર ધ્રુવીકરણ થાય છે, અને તેમના શેલ વિકૃત હોય છે.

ધ્રુવીકરણક્ષમતાઇલેક્ટ્રોનિક માળખું, ચાર્જ અને આયનના કદ દ્વારા નિર્ધારિત; anions માટે તે કેશન કરતા વધારે છે. કેશનમાં સૌથી વધુ ધ્રુવીકરણ વધુ ચાર્જ અને નાના કદના કેશન માટે છે, ઉદાહરણ તરીકે, Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. મજબૂત ધ્રુવીકરણ અસર ધરાવે છે એન+ આયન ધ્રુવીકરણનો પ્રભાવ દ્વિ-માર્ગી હોવાથી, તે જે સંયોજનો બનાવે છે તેના ગુણધર્મોમાં નોંધપાત્ર ફેરફાર કરે છે.

ત્રીજા પ્રકારનું જોડાણ છેદ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ જોડાણ

સંચારના સૂચિબદ્ધ પ્રકારો ઉપરાંત, દ્વિધ્રુવીય-દ્વિધ્રુવ પણ છે આંતરપરમાણુક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓ પણ કહેવાય છે વાન ડેર વાલ્સ .

આ ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓની શક્તિ પરમાણુઓની પ્રકૃતિ પર આધારિત છે.

ત્રણ પ્રકારની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓ છે: કાયમી દ્વિધ્રુવ - કાયમી દ્વિધ્રુવ ( દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવઆકર્ષણ); કાયમી દ્વિધ્રુવ - પ્રેરિત દ્વિધ્રુવ ( ઇન્ડક્શનઆકર્ષણ); ત્વરિત દ્વિધ્રુવ - પ્રેરિત દ્વિધ્રુવ ( વિખેરી નાખનારઆકર્ષણ, અથવા લંડન દળો; ચોખા 6).

ચોખા. 6.

માત્ર ધ્રુવીય સહસંયોજક બોન્ડવાળા અણુઓમાં જ દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ ક્ષણ હોય છે ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), અને બોન્ડની મજબૂતાઈ 1-2 છે દેબાયા(1D = 3.338 × 10‑30 કૂલમ્બ મીટર - C × m).

બાયોકેમિસ્ટ્રીમાં, અન્ય પ્રકારનું જોડાણ છે - હાઇડ્રોજન જોડાણ કે જે મર્યાદિત કેસ છે દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવઆકર્ષણ આ બોન્ડ હાઇડ્રોજન અણુ અને નાના ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ વચ્ચેના આકર્ષણ દ્વારા રચાય છે, મોટેભાગે ઓક્સિજન, ફ્લોરિન અને નાઇટ્રોજન. મોટા અણુઓ જેમાં સમાન ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી હોય છે (જેમ કે ક્લોરિન અને સલ્ફર), હાઇડ્રોજન બોન્ડ વધુ નબળા હોય છે. હાઇડ્રોજન અણુ એક નોંધપાત્ર લક્ષણ દ્વારા અલગ પડે છે: જ્યારે બોન્ડિંગ ઇલેક્ટ્રોન દૂર ખેંચાય છે, ત્યારે તેનું ન્યુક્લિયસ - પ્રોટોન - ખુલ્લું પડે છે અને ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા તેને સુરક્ષિત રાખવામાં આવતું નથી.

તેથી, અણુ મોટા દ્વિધ્રુવમાં ફેરવાય છે.

એક હાઇડ્રોજન બોન્ડ, વાન ડેર વાલ્સ બોન્ડથી વિપરીત, માત્ર આંતરપરમાણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દરમિયાન જ નહીં, પણ એક પરમાણુની અંદર પણ રચાય છે - ઇન્ટ્રામોલેક્યુલરહાઇડ્રોજન બોન્ડ. હાઇડ્રોજન બોન્ડ્સ બાયોકેમિસ્ટ્રીમાં મહત્વની ભૂમિકા ભજવે છે, ઉદાહરણ તરીકે, એ-હેલિક્સના સ્વરૂપમાં પ્રોટીનની રચનાને સ્થિર કરવા અથવા ડીએનએના ડબલ હેલિક્સ (ફિગ. 7) ની રચના માટે.

ફિગ.7.

હાઇડ્રોજન અને વેન ડેર વાલ્સ બોન્ડ આયનીય, સહસંયોજક અને સંકલન બોન્ડ કરતાં ઘણા નબળા છે. ઇન્ટરમોલેક્યુલર બોન્ડ્સની ઊર્જા કોષ્ટકમાં દર્શાવેલ છે. 1.

કોષ્ટક 1.આંતરપરમાણુ બળોની ઊર્જા

નોંધ: આંતરપરમાણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓની ડિગ્રી ગલન અને બાષ્પીભવન (ઉકળતા) ના એન્થાલ્પી દ્વારા પ્રતિબિંબિત થાય છે. આયનીય સંયોજનોને અણુઓને અલગ કરવા કરતાં આયનોને અલગ કરવા માટે નોંધપાત્ર રીતે વધુ ઊર્જાની જરૂર પડે છે. આયનીય સંયોજનોના ગલનનું એન્થાલ્પી મોલેક્યુલર સંયોજનો કરતાં ઘણું વધારે છે.

ચોથા પ્રકારનું જોડાણ છેમેટલ કનેક્શન

છેલ્લે, અન્ય પ્રકારના આંતરમોલેક્યુલર બોન્ડ્સ છે - ધાતુ: મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન સાથે ધાતુની જાળીના હકારાત્મક આયનોનું જોડાણ. આ પ્રકારનું જોડાણ જૈવિક પદાર્થોમાં થતું નથી.

બોન્ડના પ્રકારોની સંક્ષિપ્ત સમીક્ષાથી, એક વિગત સ્પષ્ટ થાય છે: મેટલ અણુ અથવા આયનનું એક મહત્વપૂર્ણ પરિમાણ - ઇલેક્ટ્રોન દાતા, તેમજ અણુ - ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારનાર, તેનું કદ.

વિગતોમાં ગયા વિના, અમે નોંધીએ છીએ કે પરમાણુઓની સહસંયોજક ત્રિજ્યા, ધાતુઓની આયનીય ત્રિજ્યા અને ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા પરમાણુઓની વેન ડેર વાલ્સ ત્રિજ્યા વધે છે કારણ કે સામયિક કોષ્ટકના જૂથોમાં તેમની અણુ સંખ્યા વધે છે. આ કિસ્સામાં, આયન ત્રિજ્યાના મૂલ્યો સૌથી નાના છે, અને વેન ડેર વાલ્સ ત્રિજ્યા સૌથી મોટા છે. એક નિયમ તરીકે, જ્યારે જૂથની નીચે ખસેડવામાં આવે છે, ત્યારે સહસંયોજક અને વેન ડેર વાલ્સ બંને તત્વોની ત્રિજ્યા વધે છે.

જીવવિજ્ઞાનીઓ અને દાક્તરો માટે સૌથી વધુ મહત્વ છે સંકલન(દાતા-સ્વીકારનાર) સંકલન રસાયણશાસ્ત્ર દ્વારા ગણવામાં આવતા બોન્ડ.

તબીબી બાયોઇનોર્ગેનિક્સ. જી.કે. બારાશકોવ

E.N.Frenkel

રસાયણશાસ્ત્ર ટ્યુટોરીયલ

જેઓ જાણતા નથી, પરંતુ રસાયણશાસ્ત્ર શીખવા અને સમજવા માગે છે તેમના માટે માર્ગદર્શિકા

ભાગ I. સામાન્ય રસાયણશાસ્ત્રના તત્વો
(પ્રથમ મુશ્કેલી સ્તર)

ચાલુ. જુઓ નંબર 13, 18, 23/2007 માં;
6/2008

પ્રકરણ 4. રાસાયણિક બંધનનો ખ્યાલ

આ માર્ગદર્શિકાના પાછલા પ્રકરણોમાં એ હકીકતની ચર્ચા કરવામાં આવી હતી કે દ્રવ્ય અણુઓથી બનેલું છે અને અણુઓ અણુઓથી બનેલા છે. શું તમે ક્યારેય વિચાર્યું છે: શા માટે પરમાણુ બનાવે છે તે પરમાણુ જુદી જુદી દિશામાં ઉડતા નથી?

પરમાણુમાં અણુઓ શું ધરાવે છે? તેમને પાછા પકડી રાખે છે .

રાસાયણિક બંધન રાસાયણિક બોન્ડની પ્રકૃતિને સમજવા માટે, એક સરળ ભૌતિક પ્રયોગ યાદ કરવા માટે તે પૂરતું છે..

તાર પર એકસાથે લટકતા બે દડા કોઈપણ રીતે એકબીજા પર "પ્રતિક્રિયા" કરતા નથી. પરંતુ જો તમે એક બોલને હકારાત્મક ચાર્જ અને બીજાને નકારાત્મક ચાર્જ આપો છો, તો તેઓ એકબીજાને આકર્ષિત કરશે.

શું આ તે બળ નથી જે અણુઓને એકબીજા તરફ આકર્ષે છે? ખરેખર, સંશોધન દર્શાવે છે કે

અણુઓની રચનાનું વર્ણન કરતી વખતે, તે દર્શાવવામાં આવ્યું હતું કે ઉમદા ગેસ પરમાણુના અપવાદ સાથે, બધા અણુઓ ઇલેક્ટ્રોન મેળવવા અથવા છોડવાનું વલણ ધરાવે છે. કારણ સ્થિર આઠ-ઇલેક્ટ્રોન બાહ્ય સ્તર (ઉમદા વાયુઓની જેમ) ની રચના છે. ઈલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરતી વખતે અથવા આપતી વખતે, ઈલેક્ટ્રિક ચાર્જ થાય છે અને પરિણામે, કણો વચ્ચે ઈલેક્ટ્રોસ્ટેટિક ક્રિયાપ્રતિક્રિયા થાય છે. આ રીતે તે ઉદભવે છે આયનીય બોન્ડ , એટલે કે

આયનો વચ્ચે બોન્ડ.

આયન એ સ્થિર ચાર્જ કણો છે જે ઇલેક્ટ્રોનને સ્વીકારવા અથવા ગુમાવવાના પરિણામે રચાય છે.

ઉદાહરણ તરીકે, સક્રિય ધાતુનો અણુ અને સક્રિય નોનમેટલ પ્રતિક્રિયામાં ભાગ લે છે:

આ પ્રક્રિયામાં, ધાતુનો અણુ (સોડિયમ) ઇલેક્ટ્રોન છોડે છે:

a) શું આવા કણ સ્થિર છે?

b) સોડિયમ અણુમાં કેટલા ઈલેક્ટ્રોન બાકી છે?

c) શું આ કણ પર ચાર્જ હશે?

આમ, આ પ્રક્રિયામાં એક સ્થિર કણ (બાહ્ય સ્તરે 8 ઇલેક્ટ્રોન) ની રચના કરવામાં આવી હતી, જે ચાર્જ ધરાવે છે, કારણ કે સોડિયમ અણુના ન્યુક્લિયસમાં હજુ પણ +11નો ચાર્જ છે અને બાકીના ઇલેક્ટ્રોનનો કુલ ચાર્જ -10 છે. તેથી, સોડિયમ આયનનો ચાર્જ +1 છે. આ પ્રક્રિયાનું સંક્ષિપ્ત રેકોર્ડિંગ આના જેવું લાગે છે:

સલ્ફર અણુનું શું થાય છે? આ અણુ બાહ્ય સ્તર પૂર્ણ ન થાય ત્યાં સુધી ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારે છે:

એક સરળ ગણતરી બતાવે છે કે આ કણમાં ચાર્જ છે:

વિપરીત રીતે ચાર્જ થયેલ આયનો એકબીજાને આકર્ષે છે, પરિણામે આયનીય બોન્ડ અને "આયનીય પરમાણુ" બને છે:

આયનો બનાવવાની અન્ય રીતો છે, જેની ચર્ચા પ્રકરણ 6 માં કરવામાં આવશે.

ઔપચારિક રીતે, સોડિયમ સલ્ફાઇડને બરાબર આ પરમાણુ રચનાનો શ્રેય આપવામાં આવે છે, જો કે આયનો ધરાવતા પદાર્થમાં લગભગ નીચેની રચના હોય છે (ફિગ. 1): આમ,આયનો ધરાવતા પદાર્થોમાં વ્યક્તિગત પરમાણુઓ હોતા નથી!

આ કિસ્સામાં, અમે ફક્ત શરતી "આયનીય પરમાણુ" વિશે વાત કરી શકીએ છીએ.કાર્ય 4.1.

જ્યારે અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડ થાય છે ત્યારે ઇલેક્ટ્રોનનું ટ્રાન્સફર કેવી રીતે થાય છે તે બતાવો:

a) કેલ્શિયમ અને ક્લોરિન;

b) એલ્યુમિનિયમ અને ઓક્સિજન.

યાદ રાખો! ધાતુનો અણુ બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન છોડે છે; નોનમેટલ અણુ ગુમ થયેલ ઇલેક્ટ્રોન પર લે છે.નિષ્કર્ષ.

ઉપર વર્ણવેલ પદ્ધતિ અનુસાર, સક્રિય ધાતુઓના અણુઓ અને સક્રિય બિનધાતુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડ રચાય છે. સંશોધન, જો કે, બતાવે છે કે એક અણુમાંથી બીજા પરમાણુમાં ઇલેક્ટ્રોનનું સંપૂર્ણ સ્થાનાંતરણ હંમેશા થતું નથી. ઘણી વાર, રાસાયણિક બંધન ઇલેક્ટ્રોન આપવા અને પ્રાપ્ત કરવાથી નહીં, પરંતુ સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી*ની રચનાના પરિણામે રચાય છે. આ જોડાણ કહેવામાં આવે છે .

સહસંયોજક. આ પ્રકારના બોન્ડની રચના થાય છે, ઉદાહરણ તરીકે, બિન-ધાતુના અણુઓ વચ્ચે. આમ, તે જાણીતું છે કે નાઇટ્રોજન પરમાણુ બે અણુઓ ધરાવે છે - N 2.

આ અણુઓ વચ્ચે સહસંયોજક બોન્ડ કેવી રીતે ઉદભવે છે? આ પ્રશ્નનો જવાબ આપવા માટે, નાઇટ્રોજન અણુની રચના ધ્યાનમાં લેવી જરૂરી છે:

પ્રશ્ન. બાહ્ય સ્તર પૂર્ણ કરતા પહેલા કેટલા ઇલેક્ટ્રોન ખૂટે છે?

જવાબ: ત્રણ ઈલેક્ટ્રોન ખૂટે છે. તેથી, બાહ્ય સ્તરના દરેક ઇલેક્ટ્રોનને બિંદુથી સૂચિત કરીને, આપણે મેળવીએ છીએ:

પ્રશ્ન. શા માટે ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન એક બિંદુઓ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે?

જવાબ: મુદ્દો એ છે કે આપણે ઇલેક્ટ્રોનની વહેંચાયેલ જોડીની રચના બતાવવા માંગીએ છીએ. એક જોડી બે ઇલેક્ટ્રોન છે. આવી જોડી બને છે, ખાસ કરીને, જો દરેક અણુ જોડી બનાવવા માટે એક ઇલેક્ટ્રોન પ્રદાન કરે છે. નાઇટ્રોજન અણુ બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવામાં ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન ઓછા છે. આનો અર્થ એ છે કે તેણે ભાવિ જોડી બનાવવા માટે ત્રણ સિંગલ ઇલેક્ટ્રોન "તૈયાર" કરવા જોઈએ (ફિગ. 2).પ્રાપ્ત

પરમાણુનું ઇલેક્ટ્રોન સૂત્રનાઈટ્રોજન, જે દર્શાવે છે કે દરેક નાઈટ્રોજન અણુમાં હવે આઠ ઈલેક્ટ્રોન છે (તેમાંથી છ અંડાકાર વત્તા તેમના પોતાના 2 ઈલેક્ટ્રોન્સમાં ચક્કર લગાવે છે); અણુઓ (વર્તુળોના આંતરછેદ) વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ત્રણ સામાન્ય જોડી દેખાયા.

ઇલેક્ટ્રોનની દરેક જોડી એક સહસંયોજક બોન્ડને અનુરૂપ છે.

કેટલા સહસંયોજક બોન્ડ રચાયા હતા? ત્રણ. અમે ડેશ (વેલેન્સ સ્ટ્રોક) નો ઉપયોગ કરીને દરેક બોન્ડ (ઇલેક્ટ્રોનની દરેક વહેંચાયેલ જોડી) બતાવીએ છીએ:

જો કે, આ તમામ સૂત્રો પ્રશ્નનો જવાબ આપતા નથી: જ્યારે સહસંયોજક બંધન રચાય છે ત્યારે અણુઓને શું જોડે છે? ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર બતાવે છે કે ઇલેક્ટ્રોનની એક સામાન્ય જોડી અણુઓ વચ્ચે સ્થિત છે. અવકાશના આ ક્ષેત્રમાં વધુ પડતો નકારાત્મક ચાર્જ ઉભો થાય છે. અને અણુઓના ન્યુક્લી, જેમ કે જાણીતું છે, સકારાત્મક ચાર્જ ધરાવે છે. આમ, બંને અણુઓના ન્યુક્લી એક સામાન્ય નકારાત્મક ચાર્જ તરફ આકર્ષાય છે, જે સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ (વધુ સ્પષ્ટ રીતે, ઇલેક્ટ્રોન વાદળોના આંતરછેદ) (ફિગ. 3) ને કારણે ઉદ્ભવે છે.
શું આવા બોન્ડ જુદા જુદા અણુઓ વચ્ચે ઊભી થઈ શકે? કદાચ. નાઇટ્રોજન અણુને હાઇડ્રોજન પરમાણુ સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરવા દો:

હાઇડ્રોજન અણુની રચના દર્શાવે છે કે અણુમાં એક ઇલેક્ટ્રોન છે. આમાંથી કેટલા પરમાણુ લેવા જોઈએ જેથી નાઈટ્રોજન અણુ “જે જોઈએ છે તે મેળવે” - ત્રણ ઈલેક્ટ્રોન? દેખીતી રીતે ત્રણ હાઇડ્રોજન અણુઓ

ગ્રાફિકલ સૂત્ર બતાવે છે કે નાઇટ્રોજન અણુમાં સંયોજકતા ત્રણ (ત્રણ ડેશ, અથવા ત્રણ વેલેન્સ સ્ટ્રોક) હોય છે, અને દરેક હાઇડ્રોજન અણુમાં વેલેન્સ વન (એક ડૅશ) હોય છે.

N 2 અને NH 3 બંને પરમાણુમાં સમાન નાઇટ્રોજન અણુ હોવા છતાં, અણુઓ વચ્ચેના રાસાયણિક બંધનો એકબીજાથી અલગ છે. નાઇટ્રોજન પરમાણુ N2 માં, રાસાયણિક બોન્ડ રચાય છેસમાન અણુઓ , તેથી ઇલેક્ટ્રોનની વહેંચાયેલ જોડી અણુઓ વચ્ચે મધ્યમાં સ્થિત છે. અણુઓ તટસ્થ રહે છે. .

આ રાસાયણિક બંધન કહેવાય છે બિન-ધ્રુવીયએમોનિયા પરમાણુ NH 3 માં રાસાયણિક બંધન રચાય છે વિવિધ અણુઓ . તેથી, એક અણુ (આ કિસ્સામાં, નાઇટ્રોજન અણુ) ઇલેક્ટ્રોનની સામાન્ય જોડીને વધુ મજબૂત રીતે આકર્ષે છે. ઇલેક્ટ્રોનની સામાન્ય જોડી નાઇટ્રોજન અણુ તરફ ખસેડવામાં આવે છે, અને તેના પર એક નાનો નકારાત્મક ચાર્જ દેખાય છે, અને હાઇડ્રોજન પરમાણુ પર એક સકારાત્મક, વીજળીના ધ્રુવો ઉભા થયા છે - એક બંધન

ધ્રુવીય

(ફિગ. 5).

સહસંયોજક બોન્ડનો ઉપયોગ કરીને બનેલા મોટાભાગના પદાર્થો વ્યક્તિગત પરમાણુઓ ધરાવે છે (ફિગ. 6).

ફિગમાંથી. આકૃતિ 6 બતાવે છે કે અણુઓ વચ્ચે રાસાયણિક બંધનો છે, પરંતુ પરમાણુઓ વચ્ચે તે ગેરહાજર અથવા નજીવા છે.

રાસાયણિક બોન્ડનો પ્રકાર પદાર્થના ગુણધર્મો અને ઉકેલોમાં તેની વર્તણૂકને અસર કરે છે. તેથી, કણો વચ્ચેનું આકર્ષણ જેટલું વધારે છે, તેમને એકબીજાથી દૂર કરવું વધુ મુશ્કેલ છે અને ઘનને વાયુ અથવા પ્રવાહી સ્થિતિમાં રૂપાંતરિત કરવું વધુ મુશ્કેલ છે. નીચેના ચિત્રમાં નક્કી કરવાનો પ્રયાસ કરો કે કયા કણોમાં વધુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દળો છે અને કયા રાસાયણિક બંધન રચાય છે (ફિગ. 7).જો તમે પ્રકરણ કાળજીપૂર્વક વાંચો, તો તમારો જવાબ નીચે મુજબ હશે: કણો વચ્ચે મહત્તમ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા I (આયનીય બોન્ડ) ના કિસ્સામાં થાય છે. તેથી, આવા તમામ પદાર્થો નક્કર છે. ચાર્જ વગરના કણો (કેસ III - બિન-ધ્રુવીય સહસંયોજક બોન્ડ) વચ્ચેની ઓછામાં ઓછી ક્રિયાપ્રતિક્રિયા. આવા પદાર્થો મોટેભાગે વાયુઓ હોય છે.

કાર્ય 4.2.પદાર્થોના અણુઓ વચ્ચે કયા રાસાયણિક બંધન થાય છે તે નક્કી કરો: NaCl, HCl, Cl 2, AlCl 3, H 2 O. સમજૂતી આપો.

કાર્ય 4.3.

કાર્ય 4.2 માંથી તે પદાર્થો માટે ઇલેક્ટ્રોનિક અને ગ્રાફિક ફોર્મ્યુલા બનાવો જેમાં તમે સહસંયોજક બોન્ડની હાજરી નક્કી કરી છે. આયનીય બંધન માટે, ઇલેક્ટ્રોન ટ્રાન્સફર ડાયાગ્રામ દોરો.

પ્રકરણ 5. ઉકેલો

પૃથ્વી પર એવી કોઈ વ્યક્તિ નથી કે જેણે ઉકેલો જોયા ન હોય. આ શું છે? ગુમ થયેલ ઈન્ટરફેસ.

આ કિસ્સામાં, આપેલ મિશ્રણની રચના કેટલા પદાર્થોએ કરી છે તે નિર્ધારિત કરવું ઓછામાં ઓછું દૃષ્ટિની રીતે અશક્ય છે. ઉદાહરણ તરીકે, ગ્લાસમાં નળના પાણીને જોતા, તે કલ્પના કરવી મુશ્કેલ છે કે, પાણીના અણુઓ ઉપરાંત, તેમાં સારા ડઝન આયનો અને પરમાણુઓ (O 2, CO 2, Ca 2+, વગેરે) છે. અને કોઈપણ માઇક્રોસ્કોપ તમને આ કણો જોવામાં મદદ કરશે નહીં. પરંતુ ઇન્ટરફેસની ગેરહાજરી એ એકરૂપતાની એકમાત્ર નિશાની નથી.સજાતીય મિશ્રણમાં

મિશ્રણની રચના કોઈપણ સમયે સમાન હોય છે

. તેથી, સોલ્યુશન મેળવવા માટે, તમારે ઘટકો (પદાર્થો) ને સંપૂર્ણપણે મિશ્રિત કરવાની જરૂર છે જે તેને બનાવે છે.

ઉકેલોમાં એકત્રીકરણની વિવિધ સ્થિતિઓ હોઈ શકે છે:

વાયુયુક્ત ઉકેલો (ઉદાહરણ તરીકે, હવા - વાયુઓનું મિશ્રણ O 2, N 2, CO 2, Ar);

પ્રવાહી ઉકેલો (ઉદાહરણ તરીકે, કોલોન, સીરપ, બ્રિન); નક્કર ઉકેલો (ઉદાહરણ તરીકે, એલોય).એક પદાર્થ જે ઉકેલ બનાવે છે તેને કહેવામાં આવે છે

દ્રાવક

. દ્રાવકમાં દ્રાવણની એકત્રીકરણની સમાન સ્થિતિ હોય છે. તેથી, પ્રવાહી ઉકેલો માટે તે પ્રવાહી છે: પાણી, તેલ, ગેસોલિન, વગેરે. મોટેભાગે વ્યવહારમાં, જલીય દ્રાવણનો ઉપયોગ થાય છે. તેમની આગળ ચર્ચા કરવામાં આવશે (સિવાય કે અનુરૂપ આરક્ષણ કરવામાં આવે).

જ્યારે વિવિધ પદાર્થો પાણીમાં ઓગળી જાય ત્યારે શું થાય છે? શા માટે કેટલાક પદાર્થો પાણીમાં સારી રીતે ઓગળી જાય છે, જ્યારે અન્ય ખરાબ રીતે ઓગળે છે? દ્રાવ્યતા શું નક્કી કરે છે - પદાર્થની પાણીમાં ઓગળવાની ક્ષમતા? ચાલો કલ્પના કરીએ કે ખાંડનો ટુકડો ગરમ પાણીના ગ્લાસમાં મૂકવામાં આવે છે. તે ત્યાં પડ્યું, કદમાં ઘટાડો થયો અને... અદૃશ્ય થઈ ગયો. ક્યાં? શું દ્રવ્ય (તેના સમૂહ, ઊર્જા)ના સંરક્ષણના કાયદાનું ખરેખર ઉલ્લંઘન થઈ રહ્યું છે?.

આવી ક્રિયાપ્રતિક્રિયા ક્યારે શક્ય છે? માત્ર એવા કિસ્સામાં જ્યારે પદાર્થોની રચના (દ્રાવ્ય અને દ્રાવક બંને) સમાન હોય. રસાયણશાસ્ત્રીઓનો નિયમ લાંબા સમયથી જાણીતો છે: "જેમ ઓગળી જાય છે." અમારા ઉદાહરણોમાં, ખાંડના અણુઓ ધ્રુવીય છે અને તેમની અને ધ્રુવીય પાણીના અણુઓ વચ્ચે ચોક્કસ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દળો છે. બિન-ધ્રુવીય ચરબીના અણુઓ અને ધ્રુવીય પાણીના અણુઓ વચ્ચે આવા કોઈ દળો નથી. તેથી, ચરબી પાણીમાં ઓગળતી નથી. આમ,.

દ્રાવ્યતા દ્રાવ્ય અને દ્રાવકની પ્રકૃતિ પર આધારિત છે દ્રાવ્ય અને પાણી વચ્ચેની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના પરિણામે, સંયોજનો રચાય છે -હાઇડ્રેટ

. આ ખૂબ જ મજબૂત જોડાણો હોઈ શકે છે:

આવા સંયોજનો વ્યક્તિગત પદાર્થો તરીકે અસ્તિત્વમાં છે: પાયા, ઓક્સિજન ધરાવતા એસિડ. સ્વાભાવિક રીતે, આ સંયોજનોની રચના દરમિયાન, મજબૂત રાસાયણિક બંધનો ઉત્પન્ન થાય છે અને ગરમી છોડવામાં આવે છે. તેથી, જ્યારે CaO (ક્વિકલાઈમ) પાણીમાં ઓગળવામાં આવે છે, ત્યારે એટલી બધી ગરમી છોડવામાં આવે છે કે મિશ્રણ ઉકળે છે. પરંતુ શા માટે, જ્યારે ખાંડ અથવા મીઠું પાણીમાં ઓગળવામાં આવે છે, ત્યારે પરિણામી દ્રાવણ ગરમ થતું નથી?સૌપ્રથમ, બધા હાઇડ્રેટ સલ્ફ્યુરિક એસિડ અથવા કેલ્શિયમ હાઇડ્રોક્સાઇડ જેટલા મજબૂત હોતા નથી. ક્ષારના હાઇડ્રેટ હોય છે

(ક્રિસ્ટલ હાઇડ્રેટ)

, જે ગરમ થાય ત્યારે સરળતાથી વિઘટિત થાય છે:

બીજું, વિસર્જન દરમિયાન, પહેલેથી જ ઉલ્લેખ કર્યો છે તેમ, એક કચડી પ્રક્રિયા થાય છે. અને આ ઊર્જા વાપરે છે અને ગરમીને શોષી લે છે.બંને પ્રક્રિયાઓ એકસાથે થતી હોવાથી, સોલ્યુશન ગરમ થઈ શકે છે અથવા ઠંડુ થઈ શકે છે, તેના આધારે કઈ પ્રક્રિયા પ્રબળ છે.

કાર્ય 5.1.

દરેક કિસ્સામાં કઈ પ્રક્રિયા - ક્રશિંગ અથવા હાઇડ્રેશન - પ્રબળ છે તે નક્કી કરો:

a) જ્યારે પાણીમાં સલ્ફ્યુરિક એસિડ ઓગાળી રહ્યા હોય, જો સોલ્યુશન ગરમ થાય;

b) જ્યારે એમોનિયમ નાઈટ્રેટ પાણીમાં ઓગળવામાં આવે છે, જો સોલ્યુશન ઠંડુ થાય છે; c) જ્યારે ટેબલ મીઠું પાણીમાં ઓગળવામાં આવે છે, જો સોલ્યુશનનું તાપમાન વર્ચ્યુઅલ રીતે યથાવત રહે છે.વિસર્જન દરમિયાન દ્રાવણનું તાપમાન બદલાતું હોવાથી, એવું માનવું સ્વાભાવિક છે

દ્રાવ્યતા તાપમાન પર આધાર રાખે છે. ખરેખર, મોટાભાગના ઘન પદાર્થોની દ્રાવ્યતા ગરમી સાથે વધે છે.. પરંતુ તાપમાન વધારીને, પદાર્થને ગ્રાઇન્ડ કરીને, ફિનિશ્ડ સોલ્યુશનને હલાવીને, તમે વિસર્જન પ્રક્રિયાને ઝડપી બનાવી શકો છો. સોલ્યુશન મેળવવા માટેની શરતોને બદલીને, વિવિધ રચનાઓના ઉકેલો મેળવવાનું શક્ય છે. સ્વાભાવિક રીતે, ત્યાં એક મર્યાદા છે, જેના પર પહોંચ્યા પછી તે શોધવું સરળ છે કે પદાર્થ હવે પાણીમાં દ્રાવ્ય નથી. આ ઉકેલ કહેવામાં આવે છેસમૃદ્ધ .અત્યંત દ્રાવ્ય પદાર્થો માટે, સંતૃપ્ત દ્રાવણમાં ઘણું દ્રાવ્ય હોય છે. આમ, 100 °C પર KNO 3 ના સંતૃપ્ત દ્રાવણમાં 100 ગ્રામ પાણી દીઠ 245 ગ્રામ મીઠું હોય છે (345 ગ્રામ દ્રાવણમાં), આ કેન્દ્રિતઉકેલ નબળા દ્રાવ્ય પદાર્થોના સંતૃપ્ત દ્રાવણમાં ઓગળેલા સંયોજનોના નગણ્ય સમૂહ હોય છે. આમ, સિલ્વર ક્લોરાઇડના સંતૃપ્ત દ્રાવણમાં 100 ગ્રામ પાણીમાં 0.15 મિલિગ્રામ AgCl હોય છે. આ ખૂબ જ છે

પાતળું

ઉકેલ

આમ, જો કોઈ દ્રાવણમાં દ્રાવકની તુલનામાં ઘણું દ્રાવ્ય હોય, તો તેને સંકેન્દ્રિત કહેવામાં આવે છે, જો તેમાં થોડો પદાર્થ હોય, તો તેને પાતળું કહેવામાં આવે છે. ઘણી વાર, તેના ગુણધર્મો, અને તેથી તેનો ઉપયોગ, ઉકેલની રચના પર આધાર રાખે છે. આમ, એસિટિક એસિડ (ટેબલ વિનેગર) ના પાતળું દ્રાવણનો ઉપયોગ સ્વાદ તરીકે થાય છે, અને આ એસિડનું સાંદ્ર દ્રાવણ (એસિટિક એસેન્સ જ્યારે મૌખિક રીતે લેવામાં આવે છે) જીવલેણ બર્નનું કારણ બની શકે છે. :

ઉકેલોની માત્રાત્મક રચનાને પ્રતિબિંબિત કરવા માટે, મૂલ્ય કહેવાય છે દ્રાવ્યનો સમૂહ અપૂર્ણાંકજ્યાં દ્રાવ્યનો સમૂહ અપૂર્ણાંક m

(v-va) - દ્રાવણમાં દ્રાવ્યનું સમૂહ;

(સોલ્યુશન) - દ્રાવ્ય અને દ્રાવક ધરાવતા દ્રાવણનો કુલ સમૂહ.તેથી, જો 100 ગ્રામ સરકોમાં 6 ગ્રામ એસિટિક એસિડ હોય, તો અમે એસિટિક એસિડના 6% સોલ્યુશન વિશે વાત કરી રહ્યા છીએ (આ ટેબલ સરકો છે). દ્રાવ્ય સમૂહ અપૂર્ણાંકના ખ્યાલનો ઉપયોગ કરીને સમસ્યાઓ ઉકેલવા માટેની પદ્ધતિઓની ચર્ચા પ્રકરણ 8 માં કરવામાં આવશે.

પ્રકરણ 5 માટે તારણો.

સોલ્યુશન્સ એ સજાતીય મિશ્રણ છે જેમાં ઓછામાં ઓછા બે પદાર્થોનો સમાવેશ થાય છે, જેમાંથી એકને દ્રાવક કહેવામાં આવે છે, અન્ય દ્રાવક છે. જ્યારે ઓગળવામાં આવે છે, ત્યારે આ પદાર્થ દ્રાવક સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે, જેના કારણે દ્રાવકને કચડી નાખવામાં આવે છે. દ્રાવણની રચના દ્રાવણમાં દ્રાવ્યના સામૂહિક અપૂર્ણાંકનો ઉપયોગ કરીને વ્યક્ત કરવામાં આવે છે.

* આ ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ ઇલેક્ટ્રોન વાદળોના આંતરછેદ પર થાય છે.

ચાલુ રાખવા માટેવ્યાખ્યા

એમોનિયા

- હાઇડ્રોજન નાઇટ્રાઇડ.

એમોનિયા (NH 3) એ તીક્ષ્ણ ગંધ ("એમોનિયા" ની ગંધ) સાથેનો રંગહીન વાયુ છે, જે હવા કરતા હળવા છે, પાણીમાં અત્યંત દ્રાવ્ય છે (એક જથ્થાના પાણીમાં એમોનિયાના 700 વોલ્યુમ સુધી ઓગળી જશે). કેન્દ્રિત એમોનિયા દ્રાવણમાં 25% (દળ) એમોનિયા હોય છે અને તેની ઘનતા 0.91 g/cm 3 હોય છે.

એમોનિયા પરમાણુમાં અણુઓ વચ્ચેના બોન્ડ સહસંયોજક છે. AB 3 પરમાણુનું સામાન્ય દૃશ્ય. નાઇટ્રોજન અણુના તમામ વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સ વર્ણસંકરીકરણમાં પ્રવેશ કરે છે, તેથી, એમોનિયા પરમાણુના સંકરીકરણનો પ્રકાર sp 3 છે. એમોનિયામાં AB 3 E પ્રકારનું ભૌમિતિક માળખું છે - એક ત્રિકોણીય પિરામિડ (ફિગ. 1).

ચોખા. 1. એમોનિયા પરમાણુનું માળખું.

એમોનિયાના રાસાયણિક ગુણધર્મો

રાસાયણિક રીતે, એમોનિયા તદ્દન સક્રિય છે: તે ઘણા પદાર્થો સાથે પ્રતિક્રિયા આપે છે. એમોનિયા "-3" માં નાઇટ્રોજનની ઓક્સિડેશન ડિગ્રી ન્યૂનતમ છે, તેથી એમોનિયા માત્ર ઘટાડવાના ગુણધર્મો દર્શાવે છે.

જ્યારે એમોનિયાને હેલોજન, હેવી મેટલ ઓક્સાઇડ અને ઓક્સિજન સાથે ગરમ કરવામાં આવે છે, ત્યારે નાઇટ્રોજન બને છે:

2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr

2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4NH 3 +3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં, એમોનિયાને નાઇટ્રોજન ઓક્સાઇડ (II) માં ઓક્સિડાઇઝ કરી શકાય છે:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (ઉત્પ્રેરક - પ્લેટિનમ)

VI અને VII જૂથોની બિન-ધાતુઓના હાઇડ્રોજન સંયોજનોથી વિપરીત, એમોનિયા એસિડિક ગુણધર્મો પ્રદર્શિત કરતું નથી. જો કે, તેના પરમાણુમાં હાઇડ્રોજન અણુ હજુ પણ ધાતુના અણુઓ દ્વારા બદલવામાં સક્ષમ છે. જ્યારે હાઇડ્રોજનને સંપૂર્ણપણે ધાતુ દ્વારા બદલવામાં આવે છે, ત્યારે નાઇટ્રાઇડ્સ નામના સંયોજનો રચાય છે, જે ઊંચા તાપમાને ધાતુ સાથે નાઇટ્રોજનની સીધી ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દ્વારા પણ મેળવી શકાય છે.

એમોનિયાના મુખ્ય ગુણધર્મો નાઇટ્રોજન અણુ પર ઇલેક્ટ્રોનની એકલા જોડીની હાજરીને કારણે છે. પાણીમાં એમોનિયાનો ઉકેલ આલ્કલાઇન છે:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —

જ્યારે એમોનિયા એસિડ સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે, ત્યારે એમોનિયમ ક્ષાર રચાય છે, જે ગરમ થાય ત્યારે વિઘટિત થાય છે:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (જ્યારે ગરમ થાય છે)

એમોનિયા ઉત્પાદન

એમોનિયાના ઉત્પાદન માટે ઔદ્યોગિક અને પ્રયોગશાળા પદ્ધતિઓ છે. પ્રયોગશાળામાં, એમોનિયા જ્યારે ગરમ થાય ત્યારે એમોનિયમ ક્ષારના દ્રાવણ પર આલ્કલીસની ક્રિયા દ્વારા મેળવવામાં આવે છે:

NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

આ પ્રતિક્રિયા એમોનિયમ આયનો માટે ગુણાત્મક છે.

એમોનિયાની અરજી

એમોનિયા ઉત્પાદન એ વિશ્વભરમાં સૌથી મહત્વપૂર્ણ તકનીકી પ્રક્રિયાઓમાંની એક છે. વિશ્વમાં વાર્ષિક આશરે 100 મિલિયન ટન એમોનિયાનું ઉત્પાદન થાય છે. એમોનિયા પ્રવાહી સ્વરૂપમાં અથવા 25% જલીય દ્રાવણ - એમોનિયા પાણીના સ્વરૂપમાં મુક્ત થાય છે. એમોનિયાના ઉપયોગના મુખ્ય ક્ષેત્રોમાં નાઈટ્રિક એસિડ (નાઈટ્રોજન ધરાવતા ખનિજ ખાતરોનું અનુગામી ઉત્પાદન), એમોનિયમ ક્ષાર, યુરિયા, હેક્સામાઈન, કૃત્રિમ તંતુઓ (નાયલોન અને નાયલોન)નું ઉત્પાદન છે. એમોનિયાનો ઉપયોગ ઔદ્યોગિક રેફ્રિજરેશન એકમોમાં રેફ્રિજન્ટ તરીકે અને કપાસ, ઊન અને રેશમની સફાઈ અને રંગમાં બ્લીચિંગ એજન્ટ તરીકે થાય છે.

સમસ્યા હલ કરવાના ઉદાહરણો

ઉદાહરણ 1

.

તમે જાણો છો કે અણુઓ એકબીજા સાથે જોડાઈને સરળ અને જટિલ બંને પદાર્થો બનાવી શકે છે. આ કિસ્સામાં, વિવિધ પ્રકારના રાસાયણિક બોન્ડ રચાય છે: આયનીય, સહસંયોજક (બિન-ધ્રુવીય અને ધ્રુવીય), ધાતુ અને હાઇડ્રોજન.તત્વોના અણુઓના સૌથી આવશ્યક ગુણધર્મો પૈકી એક, જે નક્કી કરે છે કે તેમની વચ્ચે કયા પ્રકારનું બોન્ડ રચાય છે - આયનીય અથવા સહસંયોજક - આ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી છે, એટલે કે. ઇલેક્ટ્રોન આકર્ષવા માટે સંયોજનમાં અણુઓની ક્ષમતા.

ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટીનું શરતી જથ્થાત્મક મૂલ્યાંકન સંબંધિત ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી સ્કેલ દ્વારા આપવામાં આવે છે.

પીરિયડ્સમાં, તત્વોની ઈલેક્ટ્રોનગેટિવિટી વધે છે, અને જૂથોમાં - તેમના ઘટાડા માટે સામાન્ય વલણ હોય છે. તત્વોને તેમની ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી અનુસાર એક પંક્તિમાં ગોઠવવામાં આવે છે, જેના આધારે વિવિધ સમયગાળામાં સ્થિત તત્વોની ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટીની તુલના કરી શકાય છે.

રાસાયણિક બોન્ડનો પ્રકાર તત્વોના કનેક્ટિંગ અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી મૂલ્યોમાં કેટલો મોટો તફાવત છે તેના પર આધાર રાખે છે. બોન્ડ બનાવતા તત્વોના પરમાણુ જેટલા વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીમાં ભિન્ન હોય છે, રાસાયણિક બોન્ડ વધુ ધ્રુવીય હોય છે. રાસાયણિક બોન્ડના પ્રકારો વચ્ચે તીવ્ર સીમા દોરવાનું અશક્ય છે. મોટાભાગના સંયોજનોમાં, રાસાયણિક બોન્ડનો પ્રકાર મધ્યવર્તી છે; ઉદાહરણ તરીકે, અત્યંત ધ્રુવીય સહસંયોજક રાસાયણિક બોન્ડ આયનીય બોન્ડની નજીક છે. રાસાયણિક બોન્ડ પ્રકૃતિમાં કયા મર્યાદિત કેસોમાં નજીક છે તેના આધારે, તેને આયનીય અથવા સહસંયોજક ધ્રુવીય બોન્ડ તરીકે વર્ગીકૃત કરવામાં આવે છે.

એક આયનીય બોન્ડ અણુઓની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દ્વારા રચાય છે જે ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીમાં એકબીજાથી તીવ્રપણે અલગ પડે છે.ઉદાહરણ તરીકે, લાક્ષણિક ધાતુઓ લિથિયમ (Li), સોડિયમ (Na), પોટેશિયમ (K), કેલ્શિયમ (Ca), સ્ટ્રોન્ટિયમ (Sr), બેરિયમ (Ba) લાક્ષણિક બિન-ધાતુઓ સાથે આયનીય બોન્ડ બનાવે છે, મુખ્યત્વે હેલોજન.

આલ્કલી મેટલ હલાઇડ્સ ઉપરાંત, આયોનિક બોન્ડ પણ ક્ષાર અને ક્ષાર જેવા સંયોજનોમાં રચાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, સોડિયમ હાઇડ્રોક્સાઇડ (NaOH) અને સોડિયમ સલ્ફેટ (Na 2 SO 4) માં આયનીય બોન્ડ માત્ર સોડિયમ અને ઓક્સિજન અણુઓ વચ્ચે જ અસ્તિત્વ ધરાવે છે (બાકીના બોન્ડ ધ્રુવીય સહસંયોજક છે).

જ્યારે સમાન ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીવાળા અણુઓ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે, ત્યારે સહસંયોજક બિનધ્રુવીય બંધન સાથેના પરમાણુઓ રચાય છે.આવા જોડાણ નીચેના સરળ પદાર્થોના પરમાણુઓમાં અસ્તિત્વમાં છે: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. આ વાયુઓમાં રાસાયણિક બોન્ડ વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી દ્વારા રચાય છે, એટલે કે. જ્યારે અનુરૂપ ઇલેક્ટ્રોન વાદળો ઓવરલેપ થાય છે, ઇલેક્ટ્રોન-પરમાણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયાને કારણે, જે ત્યારે થાય છે જ્યારે અણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે.

પદાર્થોના ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો કંપોઝ કરતી વખતે, તે યાદ રાખવું જોઈએ કે દરેક સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી અનુરૂપ ઇલેક્ટ્રોન વાદળોના ઓવરલેપના પરિણામે વધેલી ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાની પરંપરાગત છબી છે.

જ્યારે અણુઓ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે, ત્યારે જેમાંથી ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ મૂલ્યો અલગ પડે છે, પરંતુ તીવ્રપણે નહીં, સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી વધુ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ અણુ તરફ વળે છે.આ રાસાયણિક બંધનોનો સૌથી સામાન્ય પ્રકાર છે, જે બંને અકાર્બનિક અને કાર્બનિક સંયોજનોમાં જોવા મળે છે.

સહસંયોજક બોન્ડમાં તે બોન્ડ્સનો પણ સંપૂર્ણ સમાવેશ થાય છે જે દાતા-સ્વીકારકર્તા પદ્ધતિ દ્વારા રચાય છે, ઉદાહરણ તરીકે હાઇડ્રોનિયમ અને એમોનિયમ આયનોમાં.

મેટલ કનેક્શન.

ધાતુના આયનો સાથે પ્રમાણમાં મુક્ત ઇલેક્ટ્રોનની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના પરિણામે બનેલા બોન્ડને મેટાલિક બોન્ડ કહેવામાં આવે છે.આ પ્રકારના બોન્ડ સરળ પદાર્થોની લાક્ષણિકતા છે - ધાતુઓ.

મેટલ બોન્ડ નિર્માણની પ્રક્રિયાનો સાર નીચે મુજબ છે: ધાતુના અણુઓ સરળતાથી વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છોડી દે છે અને હકારાત્મક ચાર્જ આયનોમાં ફેરવાય છે. અણુમાંથી અલગ પડેલા પ્રમાણમાં મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન હકારાત્મક ધાતુના આયનો વચ્ચે ખસે છે. તેમની વચ્ચે એક ધાતુનું બંધન ઊભું થાય છે, એટલે કે ઇલેક્ટ્રોન, જેમ કે તે ધાતુઓની સ્ફટિક જાળીના હકારાત્મક આયનોને સિમેન્ટ કરે છે.

હાઇડ્રોજન બોન્ડ.

એક પરમાણુના હાઇડ્રોજન પરમાણુ અને મજબૂત ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વના અણુ વચ્ચેનું બંધન(O, N, F) અન્ય પરમાણુને હાઇડ્રોજન બોન્ડ કહેવામાં આવે છે.

પ્રશ્ન ઊભો થઈ શકે છે: શા માટે હાઇડ્રોજન આવા ચોક્કસ રાસાયણિક બંધન બનાવે છે?

આ હકીકત દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે કે હાઇડ્રોજનની અણુ ત્રિજ્યા ખૂબ નાની છે. વધુમાં, જ્યારે તેના એકમાત્ર ઇલેક્ટ્રોનનું વિસ્થાપન અથવા સંપૂર્ણ દાન કરવામાં આવે છે, ત્યારે હાઇડ્રોજન પ્રમાણમાં ઉચ્ચ હકારાત્મક ચાર્જ મેળવે છે, જેના કારણે એક પરમાણુનું હાઇડ્રોજન ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વોના અણુઓ સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે જેમાં આંશિક નકારાત્મક ચાર્જ હોય ​​છે જે અન્ય પરમાણુઓ (HF) ની રચનામાં જાય છે. , H 2 O, NH 3) .

ચાલો કેટલાક ઉદાહરણો જોઈએ. અમે સામાન્ય રીતે રાસાયણિક સૂત્ર H 2 O સાથે પાણીની રચનાનું પ્રતિનિધિત્વ કરીએ છીએ. જો કે, આ સંપૂર્ણ રીતે સચોટ નથી. સૂત્ર (H 2 O)n દ્વારા પાણીની રચના દર્શાવવી વધુ યોગ્ય રહેશે, જ્યાં n = 2,3,4, વગેરે. આ હકીકત દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે કે વ્યક્તિગત પાણીના અણુઓ હાઇડ્રોજન બોન્ડ દ્વારા એકબીજા સાથે જોડાયેલા છે. .

હાઇડ્રોજન બોન્ડ સામાન્ય રીતે બિંદુઓ દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે. તે આયનીય અથવા સહસંયોજક બોન્ડ્સ કરતાં ઘણું નબળું છે, પરંતુ સામાન્ય આંતર-પરમાણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓ કરતાં વધુ મજબૂત છે.

હાઇડ્રોજન બોન્ડની હાજરી ઘટતા તાપમાન સાથે પાણીના જથ્થામાં વધારો સમજાવે છે. આ એ હકીકતને કારણે છે કે જેમ જેમ તાપમાન ઘટે છે તેમ તેમ પરમાણુઓ મજબૂત બને છે અને તેથી તેમના "પેકિંગ" ની ઘનતા ઘટે છે.

કાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્રનો અભ્યાસ કરતી વખતે, નીચેનો પ્રશ્ન ઊભો થયો: શા માટે આલ્કોહોલના ઉત્કલન બિંદુઓ સંબંધિત હાઇડ્રોકાર્બન કરતા વધારે છે? આ એ હકીકત દ્વારા સમજાવવામાં આવ્યું છે કે આલ્કોહોલના અણુઓ વચ્ચે હાઇડ્રોજન બોન્ડ પણ રચાય છે.

આલ્કોહોલના ઉત્કલન બિંદુમાં વધારો તેમના પરમાણુઓના વિસ્તરણને કારણે પણ થાય છે.

હાઇડ્રોજન બંધન અન્ય ઘણા કાર્બનિક સંયોજનો (ફિનોલ્સ, કાર્બોક્સિલિક એસિડ, વગેરે) ની લાક્ષણિકતા પણ છે. કાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્ર અને સામાન્ય જીવવિજ્ઞાનના અભ્યાસક્રમોમાંથી, તમે જાણો છો કે હાઇડ્રોજન બોન્ડની હાજરી પ્રોટીનની ગૌણ રચના, ડીએનએના ડબલ હેલિક્સની રચના, એટલે કે પૂરકતાની ઘટનાને સમજાવે છે.