Nh3 એક પ્રકારનું રાસાયણિક બંધન છે. NH3 પદાર્થના ગુણધર્મો અને નામ શું છે? મેટલ કનેક્શન

વ્યાખ્યા

એમોનિયા- હાઇડ્રોજન નાઇટ્રાઇડ.

ફોર્મ્યુલા - NH 3. મોલર માસ - 17 ગ્રામ/મોલ.

એમોનિયાના ભૌતિક ગુણધર્મો

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 વિશ્વભરની 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

3.3.1 સહસંયોજક બંધન બે-કેન્દ્ર, બે-ઇલેક્ટ્રોન બોન્ડ છે જે ઇલેક્ટ્રોન ક્લાઉડ્સના ઓવરલેપને કારણે બને છે જે એન્ટિસમાંતર સ્પિન સાથે અજોડ ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે. એક નિયમ તરીકે, તે એક રાસાયણિક તત્વના અણુઓ વચ્ચે રચાય છે.

તે માત્રાત્મક રીતે વેલેન્સી દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. તત્વની વેલેન્સી - અણુ સંયોજક બેન્ડમાં સ્થિત મુક્ત ઇલેક્ટ્રોનને કારણે ચોક્કસ સંખ્યામાં રાસાયણિક બોન્ડ બનાવવાની આ તેની ક્ષમતા છે.

એક સહસંયોજક બોન્ડ માત્ર અણુઓ વચ્ચે સ્થિત ઇલેક્ટ્રોનની જોડી દ્વારા રચાય છે. તેને વિભાજીત જોડી કહેવામાં આવે છે. ઇલેક્ટ્રોનની બાકીની જોડીને એકલ જોડી કહેવામાં આવે છે. તેઓ શેલો ભરે છે અને બંધનમાં ભાગ લેતા નથી.અણુઓ વચ્ચેનું જોડાણ ફક્ત એક જ નહીં, પણ બે અને ત્રણ વિભાજિત જોડી દ્વારા પણ થઈ શકે છે. આવા જોડાણો કહેવામાં આવે છે ડબલ વગેરે સ્વોર્મ - બહુવિધ જોડાણો.

3.3.1.1 સહસંયોજક બિનધ્રુવીય બંધન. બંને અણુઓ સાથે સમાન રીતે જોડાયેલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓની રચના દ્વારા પ્રાપ્ત થયેલ બોન્ડ કહેવામાં આવે છે સહસંયોજક બિનધ્રુવીય. તે વ્યવહારિક રીતે સમાન ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી (0.4 > ΔEO > 0) ધરાવતા અણુઓ વચ્ચે થાય છે અને તેથી, હોમોન્યુક્લિયર પરમાણુઓમાં પરમાણુના મધ્યવર્તી કેન્દ્ર વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાનું સમાન વિતરણ. ઉદાહરણ તરીકે, H 2, O 2, N 2, Cl 2, વગેરે. આવા બોન્ડની દ્વિધ્રુવી ક્ષણ શૂન્ય છે. સંતૃપ્ત હાઇડ્રોકાર્બનમાં CH બોન્ડ (ઉદાહરણ તરીકે, CH 4 માં) વ્યવહારીક રીતે બિનધ્રુવીય માનવામાં આવે છે, કારણ કે ΔEO = 2.5 (C) - 2.1 (H) = 0.4.

3.3.1.2 સહસંયોજક ધ્રુવીય બંધન.જો પરમાણુ બે જુદા જુદા અણુઓ દ્વારા રચાય છે, તો ઇલેક્ટ્રોન વાદળો (ઓર્બિટલ્સ) નો ઓવરલેપ ઝોન એક અણુ તરફ વળે છે, અને આવા બંધનને કહેવામાં આવે છે. ધ્રુવીય . આવા બોન્ડ સાથે, એક અણુના ન્યુક્લિયસની નજીક ઇલેક્ટ્રોન શોધવાની સંભાવના વધારે છે. ઉદાહરણ તરીકે, HCl, H 2 S, PH 3.

ધ્રુવીય (અસમપ્રમાણ) સહસંયોજક બંધન - વિવિધ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી (2 > ΔEO > 0.4) સાથે અણુઓ વચ્ચેનું બંધન અને સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીનું અસમપ્રમાણ વિતરણ. સામાન્ય રીતે, તે બે બિન-ધાતુઓ વચ્ચે રચાય છે.

આવા બોન્ડની ઈલેક્ટ્રોન ઘનતા વધુ ઈલેક્ટ્રોનગેટિવ અણુ તરફ ખસેડવામાં આવે છે, જે તેના પર આંશિક નકારાત્મક ચાર્જ (ડેલ્ટા માઈનસ) અને ઓછા પર આંશિક હકારાત્મક ચાર્જ (ડેલ્ટા વત્તા)ના દેખાવ તરફ દોરી જાય છે. ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ.

સી  ?

ઇલેક્ટ્રોન ડિસ્પ્લેસમેન્ટની દિશા પણ તીર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

બંધાયેલા અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીમાં જેટલો મોટો તફાવત, બોન્ડની ધ્રુવીયતા જેટલી વધારે છે અને તેની દ્વિધ્રુવી ક્ષણ વધારે છે. વધારાના આકર્ષક દળો વિરોધી ચિહ્નોના આંશિક શુલ્ક વચ્ચે કાર્ય કરે છે. તેથી, વધુ ધ્રુવીય બોન્ડ, તે મજબૂત છે.

સિવાય ધ્રુવીકરણક્ષમતા સહ સંયોજક બંધન મિલકત ધરાવે છે સંતૃપ્તિ - પરમાણુની ક્ષમતા તેટલા સહસંયોજક બોન્ડ્સ રચે છે કારણ કે તે ઊર્જાસભર રીતે સુલભ અણુ ભ્રમણકક્ષા ધરાવે છે. સહસંયોજક બોન્ડની ત્રીજી મિલકત તેની છે દિશા.

3.3.2 આયનીય બંધન. તેની રચના પાછળ ચાલક બળ ઓક્ટેટ શેલ માટે અણુઓની સમાન ઇચ્છા છે. પરંતુ કેટલાક કિસ્સાઓમાં, આવા "ઓક્ટેટ" શેલ ત્યારે જ ઉદ્ભવે છે જ્યારે ઇલેક્ટ્રોન એક અણુમાંથી બીજામાં સ્થાનાંતરિત થાય છે. તેથી, એક નિયમ તરીકે, ધાતુ અને બિન-ધાતુ વચ્ચે આયનીય બોન્ડ રચાય છે.

ઉદાહરણ તરીકે, સોડિયમ (3s 1) અને ફ્લોરિન (2s 2 3s 5) અણુઓ વચ્ચેની પ્રતિક્રિયાને ધ્યાનમાં લો. NaF સંયોજનમાં ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી તફાવત

EO = 4.0 - 0.93 = 3.07

સોડિયમ, ફ્લોરિનને તેનું 3s 1 ઇલેક્ટ્રોન આપ્યા પછી, Na + આયન બને છે અને ભરેલા 2s 2 2p 6 શેલ સાથે રહે છે, જે નિયોન અણુના ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાને અનુરૂપ છે. ફ્લોરિન સોડિયમ દ્વારા દાનમાં આપેલા એક ઇલેક્ટ્રોનને સ્વીકારીને બરાબર એ જ ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણી મેળવે છે. પરિણામે, વિપરિત ચાર્જ આયનો વચ્ચે ઈલેક્ટ્રોસ્ટેટિક આકર્ષક બળો ઉદ્ભવે છે.

આયોનિક બોન્ડ - આયનોના ઈલેક્ટ્રોસ્ટેટિક આકર્ષણ પર આધારિત ધ્રુવીય સહસંયોજક બંધનનો આત્યંતિક કેસ. આવા બોન્ડ ત્યારે થાય છે જ્યારે બોન્ડેડ અણુઓ (EO > 2) ની ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટીમાં મોટો તફાવત હોય છે, જ્યારે ઓછો ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ તેના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનને લગભગ સંપૂર્ણપણે છોડી દે છે અને કેશનમાં ફેરવાય છે, અને અન્ય, વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ, જોડે છે. આ ઇલેક્ટ્રોન અને આયન બને છે. વિપરીત ચિહ્નના આયનોની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દિશા પર આધારિત નથી, અને કુલોમ્બ દળો પાસે સંતૃપ્તિની મિલકત નથી. આ કારણે આયનીય બોન્ડ કોઈ અવકાશી નથી ફોકસ અને સંતૃપ્તિ , કારણ કે દરેક આયન ચોક્કસ સંખ્યાબંધ કાઉન્ટરિયન્સ (આયન સંકલન સંખ્યા) સાથે સંકળાયેલું છે. તેથી, આયનીય-બોન્ડેડ સંયોજનોમાં પરમાણુ માળખું હોતું નથી અને તે ઘન પદાર્થો છે જે આયનીય સ્ફટિક જાળી બનાવે છે, ઉચ્ચ ગલન અને ઉત્કલન બિંદુઓ સાથે, તે અત્યંત ધ્રુવીય, ઘણીવાર મીઠા જેવા અને જલીય દ્રાવણમાં વિદ્યુત વાહક હોય છે. ઉદાહરણ તરીકે, MgS, NaCl, A 2 O 3. શુદ્ધ આયનીય બોન્ડ્સ સાથે વ્યવહારીક રીતે કોઈ સંયોજનો નથી, કારણ કે એક ઇલેક્ટ્રોનનું બીજા અણુમાં સંપૂર્ણ સ્થાનાંતરણ જોવા મળતું નથી તે હકીકતને કારણે ચોક્કસ માત્રામાં સહસંયોજકતા હંમેશા રહે છે; મોટાભાગના "આયનીય" પદાર્થોમાં, બોન્ડ આયનીયતાનું પ્રમાણ 90% થી વધુ નથી. ઉદાહરણ તરીકે, NaF માં બોન્ડનું ધ્રુવીકરણ લગભગ 80% છે.

કાર્બનિક સંયોજનોમાં, આયનીય બોન્ડ તદ્દન દુર્લભ છે, કારણ કે કાર્બન અણુ આયનો બનાવવા માટે ન તો ગુમાવે છે કે ન તો ઈલેક્ટ્રોન મેળવે છે.

વેલેન્સ આયનીય બોન્ડ સાથે સંયોજનોમાં તત્વો ઘણી વાર લાક્ષણિકતા ધરાવે છે ઓક્સિડેશન સ્થિતિ , જે બદલામાં, આપેલ સંયોજનમાં તત્વ આયનના ચાર્જ મૂલ્યને અનુરૂપ છે.

ઓક્સિડેશન સ્થિતિ - આ એક પરંપરાગત ચાર્જ છે જે ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાના પુનઃવિતરણના પરિણામે અણુ મેળવે છે. જથ્થાત્મક રીતે, તે ઓછા ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વમાંથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવમાં વિસ્થાપિત ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. એક સકારાત્મક ચાર્જ આયન તે તત્વમાંથી બને છે જેણે તેના ઈલેક્ટ્રોનનો ત્યાગ કર્યો હતો અને આ ઈલેક્ટ્રોનને સ્વીકારનાર તત્વમાંથી નકારાત્મક આયન બને છે.

માં સ્થિત તત્વ સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ (મહત્તમ હકારાત્મક), એ AVZ માં સ્થિત તેના તમામ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને પહેલેથી જ છોડી દીધું છે. અને ત્યારથી તેમની સંખ્યા જૂથની સંખ્યા દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે જેમાં તત્વ સ્થિત છે, પછી સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ મોટાભાગના તત્વો માટે અને સમાન હશે જૂથ નંબર . સંબંધિત સૌથી ઓછી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ (મહત્તમ નકારાત્મક), પછી તે આઠ-ઇલેક્ટ્રોન શેલની રચના દરમિયાન દેખાય છે, એટલે કે, જ્યારે AVZ સંપૂર્ણપણે ભરાઈ જાય ત્યારે. માટે બિન-ધાતુઓ તે સૂત્ર દ્વારા ગણવામાં આવે છે જૂથ નંબર – 8 . માટે ધાતુઓ ની સમાન શૂન્ય , કારણ કે તેઓ ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારી શકતા નથી.

ઉદાહરણ તરીકે, સલ્ફરનું AVZ ફોર્મ ધરાવે છે: 3s 2 3p 4. જો અણુ તેના તમામ ઇલેક્ટ્રોન (છ) છોડી દે છે, તો તે સૌથી વધુ ઓક્સિડેશન સ્થિતિ પ્રાપ્ત કરશે +6 , જૂથ નંબરની બરાબર VI , જો તે સ્થિર શેલને પૂર્ણ કરવા માટે જરૂરી બે લે છે, તો તે સૌથી ઓછી ઓક્સિડેશન સ્થિતિ પ્રાપ્ત કરશે –2 , બરાબર જૂથ નંબર – 8 = 6 – 8 = –2.

3.3.3 મેટલ બોન્ડ.મોટાભાગની ધાતુઓમાં અસંખ્ય ગુણધર્મો હોય છે જે સામાન્ય પ્રકૃતિના હોય છે અને અન્ય પદાર્થોના ગુણધર્મોથી અલગ હોય છે. આવા ગુણધર્મો પ્રમાણમાં ઊંચા ગલન તાપમાન, પ્રકાશને પ્રતિબિંબિત કરવાની ક્ષમતા અને ઉચ્ચ થર્મલ અને વિદ્યુત વાહકતા છે. આ લક્ષણો ધાતુઓમાં વિશિષ્ટ પ્રકારની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના અસ્તિત્વ દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે – મેટલ કનેક્શન.

સામયિક કોષ્ટકમાં તેમની સ્થિતિ અનુસાર, ધાતુના અણુઓમાં સંયોજકતા ઇલેક્ટ્રોનની નાની સંખ્યા હોય છે, જે તેમના મધ્યવર્તી કેન્દ્ર સાથે નબળી રીતે બંધાયેલા હોય છે અને તે સરળતાથી તેમનાથી અલગ થઈ શકે છે. પરિણામે, ધાતુના સ્ફટિક જાળીમાં સકારાત્મક ચાર્જ આયનો દેખાય છે, સ્ફટિક જાળીની ચોક્કસ સ્થિતિમાં સ્થાનીકૃત થાય છે, અને મોટી સંખ્યામાં ડિલોકલાઈઝ્ડ (ફ્રી) ઇલેક્ટ્રોન, હકારાત્મક કેન્દ્રોના ક્ષેત્રમાં પ્રમાણમાં મુક્તપણે આગળ વધે છે અને તમામ ધાતુઓ વચ્ચે સંચાર કરે છે. ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક આકર્ષણને કારણે અણુઓ.

આ મેટાલિક બોન્ડ અને સહસંયોજક બોન્ડ્સ વચ્ચેનો એક મહત્વપૂર્ણ તફાવત છે, જે અવકાશમાં સખત અભિગમ ધરાવે છે. ધાતુઓમાં બોન્ડિંગ ફોર્સ સ્થાનિક અથવા નિર્દેશિત નથી, અને "ઇલેક્ટ્રોન ગેસ" ની રચના કરતા મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન ઉચ્ચ થર્મલ અને વિદ્યુત વાહકતાનું કારણ બને છે. તેથી, આ કિસ્સામાં બોન્ડની દિશા વિશે વાત કરવી અશક્ય છે, કારણ કે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન સમગ્ર સ્ફટિકમાં લગભગ સમાનરૂપે વિતરિત થાય છે. આ તે છે જે સમજાવે છે, ઉદાહરણ તરીકે, ધાતુઓની પ્લાસ્ટિસિટી, એટલે કે કોઈપણ દિશામાં આયનો અને અણુઓના વિસ્થાપનની શક્યતા

3.3.4 દાતા-સ્વીકાર બોન્ડ. સહસંયોજક બંધનની રચનાની પદ્ધતિ ઉપરાંત, જે મુજબ બે ઇલેક્ટ્રોનની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાથી એક વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી ઉદભવે છે, ત્યાં એક વિશિષ્ટ પણ છે. દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ . તે એ હકીકતમાં રહેલું છે કે પહેલેથી અસ્તિત્વમાં રહેલા (એકલા) ઇલેક્ટ્રોન જોડીના સંક્રમણના પરિણામે સહસંયોજક બંધન રચાય છે. દાતા (ઇલેક્ટ્રોન સપ્લાયર) દાતાના સામાન્ય ઉપયોગ માટે અને સ્વીકારનાર (મુક્ત અણુ ભ્રમણકક્ષાના સપ્લાયર).

એકવાર રચના થઈ જાય, તે સહસંયોજકથી અલગ નથી. એમોનિયમ આયન (આકૃતિ 9) (ફૂદડી નાઇટ્રોજન અણુના બાહ્ય સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન સૂચવે છે) ની રચના માટેની યોજના દ્વારા દાતા-સ્વીકારક પદ્ધતિ સારી રીતે દર્શાવવામાં આવી છે:

આકૃતિ 9 - એમોનિયમ આયન રચનાની યોજના

નાઈટ્રોજન અણુના ABZ નું ઈલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર 2s 2 2p 3 છે, એટલે કે, તેમાં ત્રણ બિનજોડાયેલા ઈલેક્ટ્રોન છે જે ત્રણ હાઈડ્રોજન અણુઓ (1s 1) સાથે સહસંયોજક બંધનમાં પ્રવેશે છે, જેમાંના દરેકમાં એક સંયોજક ઈલેક્ટ્રોન છે. આ કિસ્સામાં, એક એમોનિયા પરમાણુ NH 3 રચાય છે, જેમાં નાઇટ્રોજનની એકમાત્ર ઇલેક્ટ્રોન જોડી જાળવી રાખવામાં આવે છે. જો હાઈડ્રોજન પ્રોટોન (1s 0), જેમાં કોઈ ઈલેક્ટ્રોન નથી, તે આ પરમાણુની નજીક આવે છે, તો નાઈટ્રોજન તેના ઈલેક્ટ્રોન (દાતા)ની જોડીને આ હાઈડ્રોજન અણુ ભ્રમણકક્ષા (સ્વીકારનાર)માં સ્થાનાંતરિત કરશે, પરિણામે એમોનિયમ આયનની રચના થશે. તેમાં, દરેક હાઇડ્રોજન અણુ એક સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી દ્વારા નાઇટ્રોજન અણુ સાથે જોડાયેલ છે, જેમાંથી એક દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમ દ્વારા લાગુ કરવામાં આવે છે. એ નોંધવું અગત્યનું છે કે વિવિધ મિકેનિઝમ્સ દ્વારા રચાયેલા H-N બોન્ડમાં ગુણધર્મોમાં કોઈ તફાવત નથી. આ ઘટના એ હકીકતને કારણે છે કે બોન્ડની રચનાની ક્ષણે, નાઇટ્રોજન અણુના 2s અને 2p ઇલેક્ટ્રોનની ભ્રમણકક્ષાઓ તેમના આકારમાં ફેરફાર કરે છે. પરિણામે, બરાબર સમાન આકારના ચાર ભ્રમણકક્ષાઓ દેખાય છે.

દાતાઓ સામાન્ય રીતે મોટી સંખ્યામાં ઇલેક્ટ્રોન સાથેના અણુઓ હોય છે, પરંતુ અસંખ્ય ઇલેક્ટ્રોન સાથે. સમયગાળા II ના તત્વો માટે, નાઇટ્રોજન અણુ ઉપરાંત, આવી શક્યતા ઓક્સિજન (બે એકલા જોડી) અને ફ્લોરિન (ત્રણ એકલા જોડી) માટે ઉપલબ્ધ છે. ઉદાહરણ તરીકે, જલીય દ્રાવણમાં હાઇડ્રોજન આયન H + ક્યારેય મુક્ત સ્થિતિમાં હોતું નથી, કારણ કે હાઇડ્રોનિયમ આયન H 3 O + હંમેશા પાણીના અણુઓ H 2 Oમાંથી બને છે અને H + આયન તમામ જલીય દ્રાવણમાં હાજર હોય છે , જો કે લખવામાં સરળતા માટે તે H+ ચિહ્ન સાચવેલ છે.

3.3.5 હાઇડ્રોજન બંધન. મજબૂત ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ તત્વ (નાઇટ્રોજન, ઓક્સિજન, ફ્લોરિન, વગેરે) સાથે સંકળાયેલ હાઇડ્રોજન અણુ, જે સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીને "ખેંચે છે", ઇલેક્ટ્રોનનો અભાવ અનુભવે છે અને અસરકારક હકારાત્મક ચાર્જ મેળવે છે. તેથી, તે સમાન (ઇન્ટ્રામોલેક્યુલર બોન્ડ) અથવા અન્ય પરમાણુ (ઇન્ટરમોલેક્યુલર બોન્ડ) ના અન્ય ઇલેક્ટ્રોનગેટિવ અણુ (જે અસરકારક નકારાત્મક ચાર્જ મેળવે છે) ના ઇલેક્ટ્રોનની એકલ જોડી સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરવામાં સક્ષમ છે. પરિણામે, ત્યાં છે હાઇડ્રોજન બોન્ડ , જે ગ્રાફિકલી બિંદુઓ દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે:

આ બોન્ડ અન્ય રાસાયણિક બોન્ડ કરતાં ઘણું નબળું છે (તેની રચનાની ઊર્જા 10 છે – 40 kJ/mol) અને મુખ્યત્વે અંશતઃ ઈલેક્ટ્રોસ્ટેટિક, આંશિક રીતે દાતા-સ્વીકારી પાત્ર ધરાવે છે.

હાઇડ્રોજન બોન્ડ જૈવિક મેક્રોમોલેક્યુલ્સ, જેમ કે H 2 O, H 2 F 2, NH 3 જેવા અકાર્બનિક સંયોજનોમાં અત્યંત મહત્વપૂર્ણ ભૂમિકા ભજવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, H2O માં O-H બોન્ડ નોંધપાત્ર રીતે ધ્રુવીય પ્રકૃતિના હોય છે, જેમાં ઓક્સિજન અણુ પર નકારાત્મક ચાર્જ – વધુ હોય છે. હાઇડ્રોજન અણુ, તેનાથી વિપરિત, એક નાનો હકારાત્મક ચાર્જ  + મેળવે છે અને પડોશી પાણીના અણુના ઓક્સિજન અણુના ઇલેક્ટ્રોનની એકલ જોડી સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરી શકે છે.

પાણીના અણુઓ વચ્ચેની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા એકદમ મજબૂત હોવાનું બહાર આવ્યું છે, જેમ કે પાણીની વરાળમાં પણ રચના (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, વગેરેના ડાઇમર્સ અને ટ્રીમર હોય છે. ઉકેલોમાં, સહયોગીઓની લાંબી સાંકળો આ પ્રકાર દેખાઈ શકે છે:

કારણ કે ઓક્સિજન પરમાણુમાં ઇલેક્ટ્રોનની બે એકલ જોડી હોય છે.

હાઇડ્રોજન બોન્ડની હાજરી પાણી, આલ્કોહોલ અને કાર્બોક્સિલિક એસિડના ઊંચા ઉકળતા તાપમાનને સમજાવે છે. હાઇડ્રોજન બોન્ડને લીધે, પાણી H 2 E (E = S, Se, Te) ની સરખામણીમાં આવા ઊંચા ગલન અને ઉકળતા તાપમાન દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. જો ત્યાં કોઈ હાઇડ્રોજન બોન્ડ ન હોત, તો પાણી -100 °C પર ઓગળી જશે અને -80 °C પર ઉકળશે. આલ્કોહોલ અને કાર્બનિક એસિડ માટે જોડાણના લાક્ષણિક કિસ્સાઓ જોવા મળે છે.

હાઇડ્રોજન બોન્ડ વિવિધ અણુઓ વચ્ચે અને પરમાણુની અંદર બંને થઈ શકે છે જો આ પરમાણુ દાતા અને સ્વીકારવાની ક્ષમતા ધરાવતા જૂથો ધરાવે છે. ઉદાહરણ તરીકે, તે ઇન્ટ્રામોલેક્યુલર હાઇડ્રોજન બોન્ડ્સ છે જે પેપ્ટાઇડ સાંકળોના નિર્માણમાં મુખ્ય ભૂમિકા ભજવે છે, જે પ્રોટીનની રચના નક્કી કરે છે. H-બોન્ડ પદાર્થના ભૌતિક અને રાસાયણિક ગુણધર્મોને અસર કરે છે.

અન્ય તત્વોના અણુઓ હાઇડ્રોજન બોન્ડ બનાવતા નથી , કારણ કે ધ્રુવીય બંધનો (O-H, N-H, વગેરે) ના દ્વિધ્રુવોના વિરુદ્ધ છેડાના ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક આકર્ષણના દળો તેના બદલે નબળા છે અને માત્ર ટૂંકા અંતર પર કાર્ય કરે છે. હાઇડ્રોજન, સૌથી નાનો અણુ ત્રિજ્યા ધરાવતો, આવા દ્વિધ્રુવોને એટલા નજીક આવવા દે છે કે આકર્ષક દળો ધ્યાનપાત્ર બને છે. મોટા અણુ ત્રિજ્યા સાથે અન્ય કોઈ તત્વ આવા બોન્ડ બનાવવા માટે સક્ષમ નથી.

3.3.6 આંતરપરમાણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દળો (વાન ડેર વાલ્સ દળો). 1873 માં, ડચ વૈજ્ઞાનિક I. વાન ડેર વાલ્સે સૂચવ્યું હતું કે પરમાણુઓ વચ્ચે આકર્ષણનું કારણ બને તેવા પરિબળો છે. આ દળોને પાછળથી વાન ડેર વાલ્સ દળો કહેવામાં આવ્યાં – ઇન્ટરમોલેક્યુલર બોન્ડનો સૌથી સાર્વત્રિક પ્રકાર. વાન ડેર વાલ્સ બોન્ડની ઉર્જા હાઇડ્રોજન બોન્ડ કરતા ઓછી છે અને તે 2-20 kJ/∙mol જેટલી છે.

ઘટનાની પદ્ધતિના આધારે, દળોને વિભાજિત કરવામાં આવે છે:

1) ઓરિએન્ટેશનલ (દ્વિધ્રુવ-દ્વિધ્રુવ અથવા આયન-દ્વિધ્રુવ) - ધ્રુવીય અણુઓ વચ્ચે અથવા આયનો અને ધ્રુવીય અણુઓ વચ્ચે થાય છે. જેમ જેમ ધ્રુવીય અણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે, તેમ તેમ તેઓ પોતાની જાતને દિશામાન કરે છે જેથી એક દ્વિધ્રુવની સકારાત્મક બાજુ બીજા દ્વિધ્રુવની નકારાત્મક બાજુ તરફ લક્ષી હોય (આકૃતિ 10).

2) ઇન્ડક્શન (દ્વિધ્રુવ - પ્રેરિત દ્વિધ્રુવ અથવા આયન - પ્રેરિત દ્વિધ્રુવ) - ધ્રુવીય અણુઓ અથવા આયન અને બિન-ધ્રુવીય અણુઓ વચ્ચે ઉદ્ભવે છે, પરંતુ ધ્રુવીકરણ માટે સક્ષમ છે. દ્વિધ્રુવો બિન-ધ્રુવીય પરમાણુઓને અસર કરી શકે છે, તેમને સંકેતિત (પ્રેરિત) દ્વિધ્રુવોમાં ફેરવી શકે છે. (આકૃતિ 11).

3) વિખેરી નાખનાર (પ્રેરિત દ્વિધ્રુવ - પ્રેરિત દ્વિધ્રુવ) - ધ્રુવીકરણ માટે સક્ષમ બિન-ધ્રુવીય અણુઓ વચ્ચે ઉદ્ભવે છે. ઉમદા ગેસના કોઈપણ પરમાણુ અથવા અણુમાં, વિદ્યુત ઘનતામાં વધઘટ થાય છે, જેના પરિણામે તાત્કાલિક દ્વિધ્રુવો દેખાય છે, જે બદલામાં પડોશી અણુઓમાં તાત્કાલિક દ્વિધ્રુવોને પ્રેરિત કરે છે. ત્વરિત દ્વિધ્રુવોની હિલચાલ સુસંગત બને છે, તેમનો દેખાવ અને સડો સુમેળમાં થાય છે. ત્વરિત ડીપોલ્સની ક્રિયાપ્રતિક્રિયાના પરિણામે, સિસ્ટમની ઊર્જા ઘટે છે (આકૃતિ 12).

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 સૌથી અજ્ઞાન વ્યક્તિ 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. એ 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 જૂથના મુખ્ય પેટાજૂથો I અને II ની ધાતુઓ (એટલે ​​​​કે, આલ્કલી અને આલ્કલાઇન પૃથ્વીની ધાતુઓ), તેમજ મેગ્નેશિયમ, એલ્યુમિનિયમ, યુરોપિયમ. અને યટરબિયમ. પાણીથી વિપરીત, પ્રવાહી એમોનિયા ઉપરોક્ત તત્વો સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતું નથી, પરંતુ દ્રાવક તરીકે ચોક્કસપણે કાર્ય કરે છે. આ ગુણધર્મ દ્રાવક (NH 3) ના બાષ્પીભવન દ્વારા 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 નીચેનું 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 બંધનકર્તા ઉત્પાદનો દર્શાવે છે.

તેથી, સંક્ષિપ્તમાં કહીએ તો, એમોનિયા પેશાબમાં ઉત્સર્જન દ્વારા, પેશીઓમાં તેના પરિવહન સ્વરૂપોની રચના દ્વારા તટસ્થ થાય છે, યુરિયા બાયોસિન્થેસિસનો ઉપયોગ કરીને, જે માનવ શરીરમાં NH 3 ને નિષ્ક્રિય કરવાની મુખ્ય કુદરતી રીત છે.

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 પ્રવાહી એમોનિયા જમીનમાં ઉમેરવામાં આવે છે, ત્યારે સુક્ષ્મસજીવોની સંખ્યામાં વધારો થાય છે, પરંતુ કોઈ નકારાત્મક પરિણામો નથી, જેમ કે, 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 બધી ગરમી શોષી લે છે અને ઠંડકનું કારણ બને છે. નાશવંત ખાદ્ય ઉત્પાદનોનો સંગ્રહ કરતી વખતે કૃત્રિમ બરફ બનાવવા માટે આ ગુણધર્મનો ઉપયોગ રેફ્રિજરેશન એકમોમાં 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.

સૌ પ્રથમ, ચાલો એમોનિયા પરમાણુ NH 3 ની રચનાને ધ્યાનમાં લઈએ. જેમ તમે પહેલાથી જ જાણો છો, બાહ્ય ઉર્જા સ્તરે, નાઇટ્રોજન અણુઓમાં પાંચ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે, જેમાંથી ત્રણ ઇલેક્ટ્રોન જોડી વગરના હોય છે. તે તેઓ છે જે એમોનિયા પરમાણુ NH 3 ની રચના દરમિયાન ત્રણ હાઇડ્રોજન અણુઓ સાથે ત્રણ સહસંયોજક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લે છે.

ત્રણ સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડીને વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ નાઇટ્રોજન અણુ તરફ ખસેડવામાં આવે છે, અને કારણ કે એમોનિયા પરમાણુ ત્રિકોણાકાર પિરામિડ (ફિગ. 128) નો આકાર ધરાવે છે, ઇલેક્ટ્રોન જોડીના વિસ્થાપનના પરિણામે, એક દ્વિધ્રુવ દેખાય છે, એટલે કે એક પરમાણુ જેમાં બે હોય છે. ધ્રુવો

ચોખા. 128.
એમોનિયા પરમાણુની રચના

એમોનિયાના પરમાણુઓ (પ્રવાહી એમોનિયામાં) એકબીજા સાથે બંધન દ્વારા ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે:

આ ખાસ પ્રકારના કેમિકલ ઇન્ટરમોલેક્યુલર બોન્ડ, જેમ તમે પહેલાથી જ જાણો છો, તેને હાઇડ્રોજન બોન્ડ કહેવામાં આવે છે.

એમોનિયા એ તીખી ગંધ સાથેનો રંગહીન વાયુ છે, જે હવા કરતા લગભગ બમણો પ્રકાશ છે. એમોનિયાને લાંબા સમય સુધી શ્વાસમાં ન લેવો જોઈએ કારણ કે તે ઝેરી છે. આ ગેસ સામાન્ય દબાણ અને -33.4 °C તાપમાને સરળતાથી લિક્વિફાય થાય છે. જ્યારે પ્રવાહી એમોનિયા પર્યાવરણમાંથી બાષ્પીભવન થાય છે, ત્યારે ઘણી બધી ગરમી શોષાય છે, તેથી જ એમોનિયાનો ઉપયોગ રેફ્રિજરેશન એકમોમાં થાય છે.

એમોનિયા પાણીમાં અત્યંત દ્રાવ્ય છે: 20 °C પર, લગભગ 710 એમોનિયા 1 વોલ્યુમ પાણીમાં ઓગળી જાય છે (ફિગ. 129). એમોનિયાના એકાગ્ર (વજન દ્વારા 25%) જલીય દ્રાવણને જલીય એમોનિયા અથવા એમોનિયા પાણી કહેવામાં આવે છે, અને દવામાં ઉપયોગમાં લેવાતા 10% એમોનિયા દ્રાવણને એમોનિયા તરીકે ઓળખવામાં આવે છે. એમોનિયાના જલીય દ્રાવણમાં, એક નબળું સંયોજન રચાય છે - એમોનિયા હાઇડ્રેટ NH 3 H 2 O.

ચોખા. 129.
"એમોનિયા ફુવારો" (પાણીમાં એમોનિયા ઓગાળીને)

જો તમે એમોનિયાના દ્રાવણમાં ફિનોલ્ફથાલિનના થોડા ટીપાં ઉમેરો છો, તો સોલ્યુશન કિરમજી રંગનું થઈ જશે, જે આલ્કલાઇન વાતાવરણ સૂચવે છે. એમોનિયાના જલીય દ્રાવણની આલ્કલાઇન પ્રતિક્રિયા હાઇડ્રોક્સાઇડ આયન OH - ની હાજરી દ્વારા સમજાવવામાં આવે છે:

જો ફેનોલ્ફથાલીન સાથે રંગીન એમોનિયા સોલ્યુશન ગરમ કરવામાં આવે, તો રંગ અદૃશ્ય થઈ જશે (શા માટે?).

લેબોરેટરી પ્રયોગ નંબર 30
એમોનિયાના ગુણધર્મોનો અભ્યાસ

એમોનિયા એસિડ સાથે પ્રતિક્રિયા કરીને એમોનિયમ ક્ષાર બનાવે છે. આ ક્રિયાપ્રતિક્રિયા નીચેના પ્રયોગમાં જોઈ શકાય છે: કાચની સળિયા અથવા એમોનિયાના દ્રાવણથી ભીના કરેલા કાચને બીજા સળિયા પર લાવો અથવા હાઈડ્રોક્લોરિક એસિડથી ભીના કાચને લાવો - જાડો સફેદ ધુમાડો દેખાશે (ફિગ. 130):

ચોખા. 130.
"આગ વગરનો ધુમાડો"

તો આ કહેવત પછી વિશ્વાસ કરો કે અગ્નિ વિના ધુમાડો નથી.

એમોનિયા અને એમોનિયમ ક્ષારના જલીય દ્રાવણમાં ખાસ આયન હોય છે - એમોનિયમ કેશન NH + 4, જે મેટલ કેશનની ભૂમિકા ભજવે છે. એમોનિયમ આયન મુક્ત (એકલા) ઈલેક્ટ્રોન જોડી અને હાઈડ્રોજન કેશન ધરાવતા નાઈટ્રોજન અણુ વચ્ચેના સહસંયોજક બોન્ડની રચનાના પરિણામે રચાય છે, જે એસિડ અથવા પાણીના અણુઓમાંથી એમોનિયામાં જાય છે:

જ્યારે એમોનિયમ આયન રચાય છે, ત્યારે મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન જોડીનો દાતા એમોનિયામાં નાઇટ્રોજન અણુ છે, અને સ્વીકારનાર એસિડ અથવા પાણીનું હાઇડ્રોજન કેશન છે.

જો તમે તેમાં નાઇટ્રોજન અણુઓની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ પર ધ્યાન આપો તો તમે એમોનિયાના અન્ય રાસાયણિક ગુણધર્મની જાતે આગાહી કરી શકો છો, એટલે કે -3. અલબત્ત, એમોનિયા એ સૌથી મજબૂત ઘટાડનાર એજન્ટ છે, એટલે કે, તેના નાઇટ્રોજન અણુઓ ફક્ત ઇલેક્ટ્રોન છોડી શકે છે, પરંતુ તેમને સ્વીકારતા નથી. આમ, એમોનિયાને ક્યાં તો મુક્ત નાઇટ્રોજન માટે ઓક્સિડાઇઝ કરી શકાય છે (ઉત્પ્રેરકની ભાગીદારી વિના):

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

અથવા નાઇટ્રોજન ઓક્સાઇડ (II) (ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં):

ઉદ્યોગમાં, એમોનિયા નાઇટ્રોજન અને હાઇડ્રોજન (ફિગ. 131) ના સંશ્લેષણ દ્વારા ઉત્પન્ન થાય છે.

ચોખા. 131.
ઔદ્યોગિક સ્થાપન (a) અને એમોનિયાના ઔદ્યોગિક ઉત્પાદન માટેની યોજના (b)

પ્રયોગશાળામાં, એમોનિયા એમોનિયમ ક્ષાર પર સ્લેક્ડ લાઈમ Ca(OH) 2 ની ક્રિયા દ્વારા મેળવવામાં આવે છે, મોટેભાગે એમોનિયમ ક્લોરાઈડ:

વાયુને ઊંધા વાળેલા વાસણમાં એકત્ર કરવામાં આવે છે, અને તે ગંધ દ્વારા અથવા ભીના લાલ લિટમસ પેપરના વાદળીપણું દ્વારા અથવા જ્યારે હાઇડ્રોક્લોરિક એસિડથી ભેજવાળી લાકડી દાખલ કરવામાં આવે ત્યારે સફેદ ધુમાડાના દેખાવ દ્વારા ઓળખાય છે.

એમોનિયા અને તેના ક્ષારનો વ્યાપકપણે ઉદ્યોગ અને ટેકનોલોજી, કૃષિ અને રોજિંદા જીવનમાં ઉપયોગ થાય છે. તેમના ઉપયોગના મુખ્ય ક્ષેત્રો આકૃતિ 132 માં દર્શાવવામાં આવ્યા છે.

ચોખા. 132.
એમોનિયા અને એમોનિયમ ક્ષારનો ઉપયોગ:
1.2 - રેફ્રિજરેશન એકમોમાં; 3 - ખનિજ ખાતરોનું ઉત્પાદન; 4 - નાઈટ્રિક એસિડનું ઉત્પાદન; 5 - સોલ્ડરિંગ માટે; 6 - વિસ્ફોટકોનું ઉત્પાદન; 7 - દવા અને રોજિંદા જીવનમાં (એમોનિયા)

નવા શબ્દો અને વિભાવનાઓ

1. એમોનિયા પરમાણુની રચના.
2. હાઇડ્રોજન બોન્ડ.
3. એમોનિયાના ગુણધર્મો: પાણી, એસિડ અને ઓક્સિજન સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા.
4. એમોનિયમ આયનની રચના માટે દાતા-સ્વીકારક પદ્ધતિ.
5. એમોનિયા પ્રાપ્ત કરવું, એકત્રિત કરવું અને ઓળખવું.

.

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 કેસ 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 બોન્ડ સાથેના પરમાણુઓ રચાય છે.આવા બોન્ડ 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 ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી 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 જે બોન્ડ રચાય છે તેને ધાતુના બંધન 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. પ્રમાણમાં મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન, અણુથી અલગ, હકારાત્મક મેટલ 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 પરમાણુઓ 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 હેલિક્સનું માળખું, એટલે કે પૂરકતાની ઘટનાને સમજાવે છે.