આ પાઠ રાસાયણિક બોન્ડના પ્રકારો વિશે જ્ઞાનને સામાન્ય બનાવવા અને વ્યવસ્થિત કરવા માટે સમર્પિત છે. પાઠ દરમિયાન, વિવિધ પદાર્થોમાં રાસાયણિક બોન્ડની રચના માટેની યોજનાઓ ધ્યાનમાં લેવામાં આવશે. આ પાઠ તેના રાસાયણિક સૂત્રના આધારે પદાર્થમાં રાસાયણિક બોન્ડના પ્રકારને નિર્ધારિત કરવાની ક્ષમતાને મજબૂત બનાવવામાં મદદ કરશે.
વિષય: કેમિકલ બોન્ડ. ઇલેક્ટ્રોલિટીક વિયોજન
પાઠ: વિવિધ પ્રકારના બોન્ડ સાથે પદાર્થોની રચના માટેની યોજનાઓ
ચોખા. 1. ફ્લોરિન પરમાણુમાં બોન્ડ રચનાની યોજના
ફ્લોરિન પરમાણુ સમાન ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી સાથે સમાન બિન-ધાતુના રાસાયણિક તત્વના બે પરમાણુ ધરાવે છે, તેથી, આ પદાર્થમાં સહસંયોજક બિનધ્રુવીય બંધન પ્રાપ્ત થાય છે. ચાલો ફ્લોરિન પરમાણુમાં બોન્ડની રચનાની આકૃતિ દર્શાવીએ. ચોખા. 1.
દરેક ફ્લોરિન અણુની આસપાસ, બિંદુઓનો ઉપયોગ કરીને, આપણે સાત વેલેન્સ, એટલે કે, બાહ્ય, ઇલેક્ટ્રોન દોરીશું. દરેક અણુને સ્થિર સ્થિતિમાં પહોંચવા માટે વધુ એક ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર હોય છે. આમ, એક સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી રચાય છે. તેને ડેશ સાથે બદલીને, અમે ગ્રાફિકલ સૂત્ર ફ્લોરિન પરમાણુ F-F દર્શાવીએ છીએ.
નિષ્કર્ષ:એક બિન-ધાતુના રાસાયણિક તત્વના પરમાણુઓ વચ્ચે સહસંયોજક બિન-ધ્રુવીય બંધન રચાય છે. આ પ્રકારના રાસાયણિક બંધન સાથે, સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ બને છે જે બંને અણુઓ સાથે સમાન રીતે સંબંધિત હોય છે, એટલે કે, રાસાયણિક તત્વના કોઈપણ અણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતામાં કોઈ ફેરફાર થતો નથી.
ચોખા. 2. પાણીના અણુમાં બોન્ડ નિર્માણની યોજના
પાણીના પરમાણુમાં હાઇડ્રોજન અને ઓક્સિજન અણુઓનો સમાવેશ થાય છે - બે બિન-ધાતુ તત્વો વિવિધ સંબંધિત ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી મૂલ્યો સાથે, તેથી, આ પદાર્થમાં ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધન છે.
ઓક્સિજન એ હાઇડ્રોજન કરતાં વધુ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ તત્વ હોવાથી, વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી ઓક્સિજન પ્રત્યે પક્ષપાતી હોય છે. હાઇડ્રોજન અણુ પર આંશિક ચાર્જ દેખાય છે, અને ઓક્સિજન પરમાણુ પર આંશિક નકારાત્મક ચાર્જ દેખાય છે. બંને સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીને ડેશ સાથે બદલીને, અથવા તેના બદલે તીરો, ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતામાં ફેરફાર દર્શાવે છે, અમે પાણીનું ગ્રાફિક સૂત્ર ફિગમાં લખીએ છીએ. 2.
નિષ્કર્ષ:એક સહસંયોજક ધ્રુવીય બંધન વિવિધ બિનધાતુ તત્વોના અણુઓ વચ્ચે થાય છે, એટલે કે, વિવિધ સંબંધિત ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી મૂલ્યો સાથે. આ પ્રકારના બોન્ડ સાથે, વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ રચાય છે, જે વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વ તરફ ખસેડવામાં આવે છે..
1. નંબર 5,6,7 (પૃ. 145) રુડ્ઝિટિસ જી.ઇ. અકાર્બનિક અને કાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્ર. 8 મા ધોરણ: સામાન્ય શિક્ષણ સંસ્થાઓ માટે પાઠ્યપુસ્તક: મૂળભૂત સ્તર / G. E. Rudzitis, F.G. ફેલ્ડમેન. એમ.: જ્ઞાન. 2011, 176 પૃષ્ઠ: બીમાર.
2. સૌથી મોટા અને નાના ત્રિજ્યા સાથે કણ સૂચવો: Ar અણુ, આયનો: K +, Ca 2+, Cl - તમારા જવાબને ન્યાય આપો.
3. F - આયન જેવો જ ઈલેક્ટ્રોન શેલ ધરાવતા ત્રણ કેશન અને બે આયનોના નામ આપો.
પ્રશ્ન 5 નો જવાબ.
અણુ ક્રમાંક 35 ધરાવતું તત્વ બ્રોમિન (Br) છે. તેના અણુના ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ 35 છે. બ્રોમિન અણુમાં 35 પ્રોટોન, 35 ઇલેક્ટ્રોન અને 45 ન્યુટ્રોન હોય છે.
§ 7. રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના મધ્યવર્તી કેન્દ્રની રચનામાં ફેરફાર. આઇસોટોપ્સ
પ્રશ્ન 1 નો જવાબ.
આઇસોટોપ્સ 40 19 K અને 40 18 Ar વિવિધ ગુણધર્મો દર્શાવે છે કારણ કે તેમની પાસે વિવિધ પરમાણુ ચાર્જ અને વિવિધ સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન છે.
પ્રશ્ન 2 નો જવાબ.
આર્ગોનનો સંબંધિત અણુ સમૂહ 40 ની નજીક છે, કારણ કે તેના અણુના ન્યુક્લિયસમાં 18 પ્રોટોન અને 22 ન્યુટ્રોન હોય છે અને પોટેશિયમ અણુના ન્યુક્લિયસમાં 19 પ્રોટોન અને 20 ન્યુટ્રોન હોય છે, તેથી તેનો સાપેક્ષ અણુ સમૂહ 39 ની નજીક હોય છે. કારણ કે અણુના ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા પોટેશિયમ અણુ વધારે છે, તે આર્ગોન પછી કોષ્ટકમાં દેખાય છે.
પ્રશ્ન 3 નો જવાબ.
આઇસોટોપ્સ એ એક જ તત્વના અણુઓની જાતો છે જેમાં સમાન સંખ્યામાં પ્રોટોન અને ઇલેક્ટ્રોન અને વિવિધ સંખ્યામાં ન્યુટ્રોન હોય છે.
પ્રશ્ન 4 નો જવાબ.
ક્લોરિનના આઇસોટોપ્સ ગુણધર્મોમાં સમાન છે, કારણ કે ગુણધર્મો ન્યુક્લિયસના ચાર્જ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, અને તેના સાપેક્ષ સમૂહ દ્વારા નહીં, જ્યારે ક્લોરિન આઇસોટોપનો સંબંધિત અણુ સમૂહ 1 અથવા 2 એકમો દ્વારા બદલાય ત્યારે પણ, સમૂહ સહેજ બદલાય છે, હાઇડ્રોજન આઇસોટોપ્સથી વિપરીત, જ્યાં એક અથવા બે ન્યુટ્રોન ઉમેરવામાં આવે છે. , ન્યુક્લિયસનો સમૂહ 2 અથવા 3 વખત બદલાય છે.
પ્રશ્ન 5 નો જવાબ.
ડ્યુટેરિયમ (ભારે પાણી) - એક સંયોજન જ્યાં 1 ઓક્સિજન અણુ હાઇડ્રોજન આઇસોટોપ 2 1 D, સૂત્ર D2 O ના બે અણુઓ સાથે બંધાયેલ છે. D2 O અને H2 O ના ગુણધર્મોની સરખામણી
પ્રશ્ન 6 નો જવાબ.
મોટા સંબંધિત મૂલ્ય સાથેનું તત્વ પ્રથમ મૂકવામાં આવે છે
વરાળમાં અણુ સમૂહ:
Te-I (ટેલુરિયમ આયોડિન) 128 Te અને 127 I.
થ-પા (થોરિયમ-પ્રોટેક્ટીનિયમ) 232 90 મી અને 231 91 પા. U-Np (યુરેનિયમ-નેપ્ચ્યુનિયમ) 238 92 U અને 237 93 Np.
§ 8. અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનિક શેલોનું માળખું
પ્રશ્ન 1 નો જવાબ.
a) અલ +13 | b) પી | c) ઓ | |||||||
13 Al 2e– , 8e– , 3e– | 15 Р 2e–, 8e–, 5e– | 8 О 2e– , 6e– | |||||||
a) - એલ્યુમિનિયમ અણુની રચનાનું આકૃતિ; b) - ફોસ્ફરસ અણુની રચનાનું આકૃતિ; c) - ઓક્સિજન અણુની રચનાનું આકૃતિ.
પ્રશ્ન 2 નો જવાબ.
a) નાઇટ્રોજન અને ફોસ્ફરસ અણુઓની રચનાની તુલના કરો.
7 N 2e– , 5e– | 15 Р 2e–, 8e–, 5e– |
|||||
આ અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચના સમાન છે બંનેમાં છેલ્લા ઉર્જા સ્તરે 5 ઇલેક્ટ્રોન છે. જો કે, નાઇટ્રોજનમાં માત્ર 2 ઉર્જા સ્તર હોય છે, જ્યારે ફોસ્ફરસમાં 3 હોય છે.
b) ચાલો ફોસ્ફરસ અને સલ્ફર અણુઓની રચનાની તુલના કરીએ.
15 Р 2e–, 8e–, 5e– | 16 S 2e– , 8e– , 6e– | ||||||
ફોસ્ફરસ અને સલ્ફર પરમાણુમાં 3 ઉર્જા સ્તર હોય છે, દરેકમાં અપૂર્ણ છેલ્લા સ્તર હોય છે, પરંતુ ફોસ્ફરસમાં તેના છેલ્લા ઊર્જા સ્તરમાં 5 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, અને સલ્ફરમાં 6 હોય છે.
પ્રશ્ન 3 નો જવાબ.
સિલિકોન અણુ તેના ન્યુક્લિયસમાં 14 પ્રોટોન અને 14 ન્યુટ્રોન ધરાવે છે. ન્યુક્લિયસની આસપાસના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા, તેમજ પ્રોટોનની સંખ્યા, તત્વની અણુ સંખ્યા જેટલી છે. ઊર્જા સ્તરોની સંખ્યા પીરિયડ નંબર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે અને તે 3 ની બરાબર છે. બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા જૂથ નંબર દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે અને તે 4 ની બરાબર છે.
પ્રશ્ન 4 નો જવાબ.
સમયગાળામાં સમાવિષ્ટ તત્વોની સંખ્યા બાહ્ય ઉર્જા સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની મહત્તમ સંભવિત સંખ્યા જેટલી હોય છે અને આ સંખ્યા સૂત્ર 2n2 દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, જ્યાં n એ પીરિયડ નંબર છે.
તેથી, પ્રથમ અવધિમાં માત્ર 2 તત્વો (2 12) છે, અને બીજા સમયગાળામાં 8 તત્વો (2 22) છે.
પ્રશ્ન 5 નો જવાબ.
IN ખગોળશાસ્ત્ર - પૃથ્વીની તેની ધરીની આસપાસ પરિભ્રમણનો સમયગાળો 24 કલાકનો છે.
IN ભૂગોળ - 1 વર્ષના સમયગાળા સાથે ઋતુઓમાં ફેરફાર.
IN ભૌતિકશાસ્ત્ર - લોલકના સામયિક ઓસિલેશન.
IN બાયોલોજી - દરેક યીસ્ટ સેલ શ્રેષ્ઠ સ્થિતિમાં દર 20 મિનિટમાં એકવાર. શેર
પ્રશ્ન 6 નો જવાબ.
20મી સદીની શરૂઆતમાં ઇલેક્ટ્રોન અને અણુનું માળખું શોધી કાઢવામાં આવ્યું હતું, થોડા સમય પછી આ કવિતા લખવામાં આવી હતી, જે મોટાભાગે પરમાણુ, અથવા ગ્રહો, અણુની રચનાના સિદ્ધાંતને પ્રતિબિંબિત કરે છે, અને લેખક પણ તે શક્યતાને સ્વીકારે છે. ઇલેક્ટ્રોન પણ જટિલ કણો છે, જેનું માળખું આપણે હજી સુધી સમજી શક્યા નથી.
પ્રશ્ન 7 નો જવાબ.
પાઠ્યપુસ્તકમાં આપેલ 2 ક્વોટ્રેન વી. બ્રાયસોવની પ્રચંડ કાવ્યાત્મક પ્રતિભા અને લવચીક મનની વાત કરે છે, કારણ કે તે આ ક્ષેત્રમાં સમકાલીન વિજ્ઞાનની તમામ સિદ્ધિઓ, તેમજ દેખીતી રીતે, જ્ઞાન અને શિક્ષણને સરળતાથી સમજી અને સ્વીકારી શકે છે.
§ 9 રાસાયણિક તત્વોના અણુઓના બાહ્ય ઊર્જા સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યામાં ફેરફાર
પ્રશ્ન 1 નો જવાબ.
a) ચાલો કાર્બન અને સિલિકોન અણુઓની રચના અને ગુણધર્મોની તુલના કરીએ
6 C 2e–, 4e– | 14 Si 2e– , 8e– , 4e– | ||||
ઇલેક્ટ્રોનિક શેલની રચનાની દ્રષ્ટિએ, આ તત્વો સમાન છે: બંનેમાં છેલ્લા ઉર્જા સ્તરે 4 ઇલેક્ટ્રોન છે, પરંતુ કાર્બનમાં 2 ઊર્જા સ્તર છે, અને સિલિકોનમાં 3 છે. કારણ કે બાહ્ય સ્તર પર ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સમાન છે, પછી આ તત્વોના ગુણધર્મો સમાન હશે, પરંતુ સિલિકોન અણુની ત્રિજ્યા મોટી છે, તેથી, કાર્બનની તુલનામાં, તે વધુ ધાતુના ગુણધર્મો પ્રદર્શિત કરશે.
b) ચાલો સિલિકોન અને ફોસ્ફરસ અણુઓની રચના અને ગુણધર્મોની તુલના કરીએ:
14 Si 2e– , 8e– , 4e– | 15 Р 2e–, 8e–, 5e– | |||||
સિલિકોન અને ફોસ્ફરસ પરમાણુમાં 3 ઉર્જા સ્તર હોય છે, અને દરેકમાં અપૂર્ણ છેલ્લું સ્તર હોય છે, પરંતુ સિલિકોનમાં છેલ્લા ઊર્જા સ્તરે 4 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, અને ફોસ્ફરસમાં 5 હોય છે, તેથી ફોસ્ફરસ અણુની ત્રિજ્યા નાની હોય છે અને તે બિન-ધાતુના ગુણધર્મો દર્શાવે છે. સિલિકોન કરતાં મોટી હદ.
પ્રશ્ન 2 નો જવાબ.
a) એલ્યુમિનિયમ અને ઓક્સિજન વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો.
1. એલ્યુમિનિયમ એ જૂથ III ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. તેના પરમાણુ માટે ગુમ થયેલ ઇલેક્ટ્રોનને સ્વીકારવા કરતાં 3 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન છોડી દેવાનું સરળ છે
Al0 – 3e– → Al+ 3
2. ઓક્સિજન એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ. તેના અણુ માટે 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતા નથી, બાહ્ય સ્તરથી 6 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં.
O0 + 2e– → O− 2
3. પ્રથમ, ચાલો પરિણામી આયનોના ચાર્જ વચ્ચેનો સૌથી નાનો સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 6(3 2) ની બરાબર છે. અલ અણુઓને છોડી દેવા માટે 6
ઇલેક્ટ્રોન, તેમને 2(6:3) લેવાની જરૂર છે, જેથી ઓક્સિજન પરમાણુ 6 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારી શકે, તેમને 3(6:2) લેવાની જરૂર છે.
4. યોજનાકીય રીતે, એલ્યુમિનિયમ અને ઓક્સિજન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે:
2Al0 + 3O0 → Al2 +3 O3 –2 → Al2 O3
6e-
b) લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો.
1. લિથિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથના જૂથ Iનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 1 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
Li0 – 1e– → Li+ 1
2. ફોસ્ફરસ એ જૂથ V ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ. તેના અણુ માટે 5 ઇલેક્ટ્રોન આપવા કરતાં 3 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી:
Р0 + 3e– → Р− 3
3. ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 3(3 1) ની બરાબર છે; લિથિયમ અણુઓ દૂર આપવા માટે
3 ઇલેક્ટ્રોન, તમારે 3 (3:1) લેવાની જરૂર છે, જેથી ફોસ્ફરસ પરમાણુ 5 ઇલેક્ટ્રોન લઈ શકે, તમારે ફક્ત 1 અણુ (3:3) લેવાની જરૂર છે.
4. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે:
3Li0 – + P0 → Li3 +1 P–3 → Li3 P
c) મેગ્નેશિયમ અને ફ્લોરિન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો.
1. મેગ્નેશિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથના જૂથ II નું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. તેના પરમાણુ માટે ગુમ થયેલાને સ્વીકારવા કરતાં 2 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે
Mg0 – 2e– → Mg+ 2
2. ફ્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેના પરમાણુ માટે 7 ઇલેક્ટ્રોન આપવા કરતાં 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરની સમાપ્તિ સુધી ખૂટે છે:
F0 + 1e– → F− 1
3. ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચેનો સૌથી નાનો સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2 1) ની બરાબર છે. મેગ્નેશિયમ અણુઓ 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, ફ્લોરિન પરમાણુ 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારી શકે તે માટે માત્ર એક અણુની જરૂર છે, તેમને 2 (2: 1) લેવાની જરૂર છે.
4. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે:
Mg0 +– 2F0 → Mg+2 F2 –1 → MgF2
પ્રશ્ન 3 નો જવાબ.
સૌથી સામાન્ય ધાતુઓ સામયિક કોષ્ટકમાં ગોઠવવામાં આવે છે
વી સમયગાળાની શરૂઆતમાં અને જૂથોના અંતે, આમ સૌથી લાક્ષણિક ધાતુ ફ્રાન્સિયમ (Fr) છે. લાક્ષણિક નોનમેટલ્સ સ્થિત છે
વી સમયગાળાના અંતે અને જૂથોની શરૂઆતમાં. આમ, સૌથી લાક્ષણિક નોનમેટલ ફ્લોરિન (F) છે. (હિલિયમ દેખાતું નથીકોઈપણ રાસાયણિક ગુણધર્મો).
પ્રશ્ન 4 નો જવાબ.
નિષ્ક્રિય વાયુઓને ધાતુઓની જેમ જ ઉમદા વાયુઓ કહેવાનું શરૂ થયું, કારણ કે પ્રકૃતિમાં તેઓ સંપૂર્ણપણે મુક્ત સ્વરૂપમાં જોવા મળે છે અને ખૂબ જ મુશ્કેલી સાથે રાસાયણિક સંયોજનો બનાવે છે.
પ્રશ્ન 5 નો જવાબ.
"રાત્રે શહેરની શેરીઓ નિયોનથી છલકાઈ ગઈ હતી" અભિવ્યક્તિ રાસાયણિક રીતે ખોટી છે, કારણ કે... નિયોન એક નિષ્ક્રિય, દુર્લભ વાયુ છે; જો કે, નિયોન નિયોન લેમ્પ્સ અને ફ્લોરોસન્ટ લેમ્પ્સથી ભરેલું હોય છે, જેનો ઉપયોગ ઘણીવાર રાત્રે ચિહ્નો, પોસ્ટરો અને જાહેરાતોને પ્રકાશિત કરવા માટે થાય છે.
§ 10. બિન-ધાતુ તત્વોના અણુઓની એકબીજા સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા
પ્રશ્ન 1 નો જવાબ.
ડાયટોમિક હેલોજન પરમાણુની રચના માટેની ઇલેક્ટ્રોનિક યોજના આના જેવી દેખાશે:
a + a→ aa
માળખાકીય સૂત્ર
પ્રશ્ન 2 નો જવાબ.
a) AlCl3 માટે રાસાયણિક બોન્ડ રચનાની યોજના:
એલ્યુમિનિયમ એ જૂથ III તત્વ છે. ગુમ થયેલ 5 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 3 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે.
Al° - 3 e→ Al+3
ક્લોરિન એ જૂથ VII નું એક તત્વ છે. તેના અણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે 7 ઇલેક્ટ્રોન આપવા કરતાં બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી.
Сl° + 1 e → Сl–1
ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 3(3:1) ની બરાબર છે; એલ્યુમિનિયમના અણુઓ 3 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, તેમને માત્ર 1 અણુ (3:3) લેવાની જરૂર છે, જેથી ક્લોરિન પરમાણુ 3 ઇલેક્ટ્રોન લઈ શકે, તેમને 3 લેવાની જરૂર છે (3:1)
Al° + 3Сl° → Al+3 Cl–1 → AlСl3
3 e -
ધાતુ અને બિન-ધાતુના અણુઓ વચ્ચેનું બંધન પ્રકૃતિમાં આયનીય છે. b) Cl2 માટે રાસાયણિક બોન્ડ રચનાની યોજના:
ક્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના અણુઓમાં બાહ્ય સ્તરમાં 7 ઇલેક્ટ્રોન છે. અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે
→ Cl Cl |
|||||||||
સમાન તત્વના અણુઓ વચ્ચેનું બંધન સહસંયોજક છે.
પ્રશ્ન 3 નો જવાબ.
સલ્ફર એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના અણુઓમાં બાહ્ય સ્તરમાં 6 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા (8–6)2 છે. S2 પરમાણુઓમાં, અણુઓ બે વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી દ્વારા જોડાયેલા હોય છે, તેથી બોન્ડ ડબલ છે.
S2 પરમાણુ માટે રચના યોજના આના જેવી દેખાશે:
પ્રશ્ન 4 નો જવાબ.
S2 પરમાણુમાં ડબલ બોન્ડ છે, Cl પરમાણુમાં એક જ બોન્ડ છે, N2 પરમાણુમાં ટ્રિપલ બોન્ડ છે. તેથી, સૌથી મજબૂત પરમાણુ N2, ઓછા મજબૂત S2 અને નબળા Cl2 હશે.
N2 પરમાણુમાં બોન્ડની લંબાઈ સૌથી ટૂંકી હોય છે, S2 પરમાણુમાં લાંબી હોય છે અને Cl2 પરમાણુમાં પણ લાંબી હોય છે.
§ 11. સહસંયોજક ધ્રુવીય રાસાયણિક બંધન
પ્રશ્ન 1 નો જવાબ.
હાઇડ્રોજન અને ફોસ્ફરસના EO મૂલ્યો સમાન હોવાથી, PH3 પરમાણુમાં રાસાયણિક બંધન સહસંયોજક બિનધ્રુવીય હશે.
પ્રશ્ન 2 નો જવાબ.
1. a) S2 પરમાણુમાં બોન્ડ સહસંયોજક નોનપોલર છે, કારણ કે તે સમાન તત્વના અણુઓ દ્વારા રચાય છે. જોડાણ રચના યોજના નીચે મુજબ હશે:
સલ્ફર એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના અણુઓના બાહ્ય શેલમાં 6 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. ત્યાં અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન હશે: 8 – 6 = 2.
ચાલો આપણે બાહ્ય ઈલેક્ટ્રોન S ને સૂચિત કરીએ
b) K2 O પરમાણુમાં બોન્ડ આયનીય છે, કારણ કે તે ધાતુ અને બિન-ધાતુ તત્વોના અણુઓ દ્વારા રચાય છે.
પોટેશિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથના જૂથ Iનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
K0 – 1e– → K+ 1
ઓક્સિજન એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ. તેના અણુ માટે 6 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે સ્તર પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી:
O0 + 2e– → O− 2
ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2 1) ની બરાબર છે. પોટેશિયમ અણુઓને 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, તેમને 2 લેવાની જરૂર છે, જેથી ઓક્સિજન પરમાણુ 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારી શકે, ફક્ત 1 અણુની જરૂર છે:
2K2e 0 – + O0 → K2 +1 O–2 → K2 O
c) H2 S પરમાણુમાં બોન્ડ સહસંયોજક ધ્રુવીય છે, કારણ કે તે વિવિધ EO સાથે તત્વોના અણુઓ દ્વારા રચાય છે. જોડાણ રચના યોજના નીચે મુજબ હશે:
સલ્ફર એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના અણુઓના બાહ્ય શેલમાં 6 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. ત્યાં અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન હશે: 8– 6=2.
હાઇડ્રોજન એ જૂથ I ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના પરમાણુ બાહ્ય શેલમાં 1 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. એક ઇલેક્ટ્રોન જોડી વગરનું છે (હાઇડ્રોજન અણુ માટે, બે-ઇલેક્ટ્રોન સ્તર પૂર્ણ છે). ચાલો આપણે બાહ્ય ઈલેક્ટ્રોન સૂચવીએ:
H + S + H → H | |||
સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી સલ્ફર અણુમાં સ્થાનાંતરિત થાય છે, કારણ કે તે વધુ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ છે
H δ+→ S 2 δ−← H δ+
1. a) N2 પરમાણુમાં બોન્ડ સહસંયોજક નોનપોલર છે, કારણ કે તે સમાન તત્વના અણુઓ દ્વારા રચાય છે. કનેક્શન રચના યોજના નીચે મુજબ છે:
નાઇટ્રોજન એ જૂથ V ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના પરમાણુ બાહ્ય શેલમાં 5 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. જોડી વગરના ઇલેક્ટ્રોન: 8 – 5 = 3.
ચાલો બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સૂચવીએ: N
→ એન એન |
|||||||
N ≡ N
b) Li3 N પરમાણુમાં બોન્ડ આયનીય છે, કારણ કે તે ધાતુ અને બિન-ધાતુ તત્વોના અણુઓ દ્વારા રચાય છે.
લિથિયમ એ જૂથ I ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
Li0 – 1e– → Li+ 1
નાઇટ્રોજન એ જૂથ V ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ. તેના પરમાણુ માટે 3 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતા નથી, બાહ્ય સ્તરથી પાંચ ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં:
N0 + 3e– → N− 3
ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 3(3 1) ની બરાબર છે; લિથિયમ અણુઓને 3 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, 3 અણુઓની જરૂર છે, નાઇટ્રોજન પરમાણુને 3 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવા માટે, ફક્ત એક અણુની જરૂર છે:
3Li0 + N0 → Li3 +1 N–3 → Li3 N
3e-
c) NCl3 પરમાણુમાં બોન્ડ સહસંયોજક ધ્રુવીય છે, કારણ કે તે વિવિધ EO મૂલ્યો સાથે બિન-ધાતુ તત્વોના અણુઓ દ્વારા રચાય છે. કનેક્શન રચના યોજના નીચે મુજબ છે:
નાઇટ્રોજન એ જૂથ V ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના અણુઓના બાહ્ય શેલમાં 5 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. ત્યાં અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન હશે: 8– 5=3.
ક્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે. તેના પરમાણુ બાહ્ય શેલમાં 7 ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. અનપેયર્ડ રહે છે
જવાબ પકડો.
a) સોડિયમ અને વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો
ઓક્સિજન
1. સોડિયમ એ જૂથ I ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના અણુ માટે પ્રથમ બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
2. ઓક્સિજન એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ.
તેના અણુ માટે 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતા નથી, બાહ્ય સ્તરથી 6 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં. 
3. પ્રથમ, ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચે લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2∙1) ની બરાબર છે. Na અણુઓ 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, તેમને 2 (2:1) લેવાની જરૂર છે, જેથી ઓક્સિજન પરમાણુ 2 ઇલેક્ટ્રોન લઈ શકે, તેમને 1 લેવાની જરૂર છે.
4. યોજનાકીય રીતે, સોડિયમ અને ઓક્સિજન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે: 
b) લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો.
I. લિથિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથના જૂથ Iનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 1 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે: 
2. ક્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેમના
અણુ માટે 7 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવું સરળ છે: 
2. 1 નો લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક, એટલે કે. 1 લિથિયમ અણુ છોડવા માટે અને ક્લોરીન પરમાણુ 1 ઈલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરવા માટે, આપણે તેને એક સમયે એક લેવું જોઈએ.
3. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ક્લોરિન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે: 
c) અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો
મેગ્નેશિયમ અને ફ્લોરિન.
1. મેગ્નેશિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથ, ધાતુના જૂથ II નું એક તત્વ છે. તેમના
ગુમ થયેલ 6 સ્વીકારવા કરતાં અણુ માટે 2 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે: 
2. ફ્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેમના
અણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી, 7 ઇલેક્ટ્રોન આપવા કરતાં: 
2. ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચેનો સૌથી નાનો સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2∙1) ની બરાબર છે. મેગ્નેશિયમ અણુઓ 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, ફ્લોરિન પરમાણુ 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારી શકે તે માટે માત્ર એક અણુની જરૂર છે, તેમને 2 (2: 1) લેવાની જરૂર છે.
3. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે: 
ભાગ I
1. ધાતુના અણુઓ, બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન છોડીને, હકારાત્મક આયનોમાં ફેરવાય છે:
જ્યાં n એ અણુના બાહ્ય સ્તરમાં ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા છે, જે રાસાયણિક તત્વની જૂથ સંખ્યાને અનુરૂપ છે.
2. બિન-ધાતુના અણુઓ, બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તરને પૂર્ણ કરતા પહેલા ખૂટતા ઇલેક્ટ્રોનને લે છે, નકારાત્મક આયનોમાં ફેરવો:
3. વિરોધી ચાર્જ આયનો વચ્ચે એક બોન્ડ થાય છે, જેને કહેવાય છેઆયનીય
4. "આયોનિક બોન્ડિંગ" કોષ્ટક પૂર્ણ કરો.
ભાગ II
1. સકારાત્મક ચાર્જ આયનોની રચના માટે યોજનાઓ પૂર્ણ કરો. સાચા જવાબોને અનુરૂપ અક્ષરોમાંથી, તમે સૌથી જૂના કુદરતી રંગોમાંથી એકનું નામ બનાવશો: ઈન્ડિગો.
2. ટિક-ટેક-ટો વગાડો. આયનીય રાસાયણિક બોન્ડવાળા પદાર્થો માટેના સૂત્રોનો વિજેતા માર્ગ બતાવો.
3. શું નીચેના વિધાન સાચા છે?
3) માત્ર B સાચો છે
4. રાસાયણિક તત્વોની જોડીને રેખાંકિત કરો જેની વચ્ચે આયનીય રાસાયણિક બોન્ડ રચાય છે.
1) પોટેશિયમ અને ઓક્સિજન
3) એલ્યુમિનિયમ અને ફ્લોરિન
પસંદ કરેલા તત્વો વચ્ચે રાસાયણિક બોન્ડની રચનાની આકૃતિઓ બનાવો.
5. એક કોમિક-શૈલીનું ચિત્ર બનાવો જે આયનીય રાસાયણિક બોન્ડ બનાવવાની પ્રક્રિયાને દર્શાવે છે.
6. પરંપરાગત સંકેતનો ઉપયોગ કરીને આયનીય બોન્ડ સાથે બે રાસાયણિક સંયોજનોની રચનાનો આકૃતિ બનાવો:
નીચેની સૂચિમાંથી રાસાયણિક તત્વો "A" અને "B" પસંદ કરો:
કેલ્શિયમ, ક્લોરિન, પોટેશિયમ, ઓક્સિજન, નાઇટ્રોજન, એલ્યુમિનિયમ, મેગ્નેશિયમ, કાર્બન, બ્રોમિન.
આ યોજના માટે કેલ્શિયમ અને ક્લોરિન, મેગ્નેશિયમ અને ક્લોરિન, કેલ્શિયમ અને બ્રોમિન, મેગ્નેશિયમ અને બ્રોમિન યોગ્ય છે.
7. વ્યક્તિ રોજિંદા જીવનમાં અથવા કામ પર ઉપયોગ કરે છે તે આયનીય બોન્ડ સાથેના પદાર્થોમાંથી એક વિશે ટૂંકી સાહિત્યિક કૃતિ (નિબંધ, ટૂંકી વાર્તા અથવા કવિતા) લખો. કાર્ય પૂર્ણ કરવા માટે, ઇન્ટરનેટનો ઉપયોગ કરો.
સોડિયમ ક્લોરાઇડ એ આયનીય બોન્ડ સાથેનો પદાર્થ છે, તેના વિના કોઈ જીવન નથી, જો કે જ્યારે તેમાં ઘણું બધું હોય છે, ત્યારે આ પણ સારું નથી. એક લોકકથા પણ છે જે કહે છે કે રાજકુમારી તેના પિતા રાજાને મીઠા જેટલો પ્રેમ કરતી હતી, જેના માટે તેણીને રાજ્યમાંથી હાંકી કાઢવામાં આવી હતી. પરંતુ જ્યારે રાજાએ એક દિવસ મીઠા વગરનો ખોરાક અજમાવ્યો અને સમજાયું કે તે ખાવું અશક્ય છે, ત્યારે તેને સમજાયું કે તેની પુત્રી તેને ખૂબ પ્રેમ કરે છે. આનો અર્થ એ છે કે મીઠું જીવન છે, પરંતુ તેનો વપરાશ હોવો જોઈએ
માપ કારણ કે વધુ પડતા મીઠાનું સેવન સ્વાસ્થ્ય માટે ખૂબ જ નુકસાનકારક છે. શરીરમાં વધુ પડતું મીઠું કિડનીના રોગ તરફ દોરી જાય છે, ચામડીનો રંગ બદલાય છે, શરીરમાં વધારાનું પ્રવાહી જાળવી રાખે છે, જેનાથી હૃદય પર સોજો આવે છે અને તાણ આવે છે. તેથી, તમારે તમારા મીઠાના સેવનને નિયંત્રિત કરવાની જરૂર છે. 0.9% સોડિયમ ક્લોરાઇડ સોલ્યુશન એ ક્ષારયુક્ત સોલ્યુશન છે જેનો ઉપયોગ શરીરમાં દવાઓ દાખલ કરવા માટે થાય છે. તેથી, આ પ્રશ્નનો જવાબ આપવો ખૂબ જ મુશ્કેલ છે: મીઠું સારું છે કે ખરાબ? અમને તેની મધ્યસ્થતામાં જરૂર છે.
મદદ મળી રહી છે, આ રહ્યાં.
a) સોડિયમ અને વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો
ઓક્સિજન
1. સોડિયમ એ જૂથ I ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. તેના પરમાણુ માટે ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં I બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે:
1. ઓક્સિજન એ જૂથ VI ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, બિન-ધાતુ.
તેના અણુ માટે 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતા નથી, બાહ્ય સ્તરથી 6 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં. 
1. પ્રથમ, ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચેનો સૌથી નાનો સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2∙1) ની બરાબર છે. Na અણુઓ 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, તેમને 2 (2:1) લેવાની જરૂર છે, જેથી ઓક્સિજન પરમાણુ 2 ઇલેક્ટ્રોન લઈ શકે, તેમને 1 લેવાની જરૂર છે.
2. યોજનાકીય રીતે, સોડિયમ અને ઓક્સિજન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે:
b) લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો.
I. લિથિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથના જૂથ Iનું એક તત્વ છે, એક ધાતુ. ગુમ થયેલ 7 સ્વીકારવા કરતાં તેના પરમાણુ માટે 1 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે: 
2. ક્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેમના
અણુ માટે 7 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા કરતાં 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવું સરળ છે: 
2. 1 નો લઘુત્તમ સામાન્ય ગુણાંક, એટલે કે. 1 લિથિયમ પરમાણુ છોડવા માટે અને ક્લોરિન પરમાણુ 1 ઇલેક્ટ્રોન પ્રાપ્ત કરવા માટે, તમારે તેમને એક સમયે એક લેવાની જરૂર છે.
3. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ક્લોરિન અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે: 
c) અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના માટેની યોજનાનો વિચાર કરો
મેગ્નેશિયમ અને ફ્લોરિન.
1. મેગ્નેશિયમ એ મુખ્ય પેટાજૂથ, ધાતુના જૂથ II નું એક તત્વ છે. તેમના
ગુમ થયેલ 6 સ્વીકારવા કરતાં અણુ માટે 2 બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન આપવાનું સરળ છે: 
2. ફ્લોરિન એ જૂથ VII ના મુખ્ય પેટાજૂથનું એક તત્વ છે, જે બિન-ધાતુ છે. તેમના
અણુ માટે 1 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાનું સરળ છે, જે બાહ્ય સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે પૂરતું નથી, 7 ઇલેક્ટ્રોન આપવા કરતાં: 
2. ચાલો રચાયેલા આયનોના ચાર્જ વચ્ચેનો સૌથી નાનો સામાન્ય ગુણાંક શોધીએ તે 2(2∙1) ની બરાબર છે. મેગ્નેશિયમ અણુઓ 2 ઇલેક્ટ્રોન છોડવા માટે, ફ્લોરિન પરમાણુ 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારી શકે તે માટે માત્ર એક અણુની જરૂર છે, તેમને 2 (2: 1) લેવાની જરૂર છે.
3. યોજનાકીય રીતે, લિથિયમ અને ફોસ્ફરસ અણુઓ વચ્ચે આયનીય બોન્ડની રચના નીચે પ્રમાણે લખી શકાય છે: 
