લેવિસ ડોટ સ્ટ્રક્ચર્સનું નિરૂપણ (જેને લેવિસ સ્ટ્રક્ચર્સ અથવા લેવિસ ડાયાગ્રામ તરીકે પણ ઓળખવામાં આવે છે) લાગે છે પડકારરૂપ કાર્ય, ખાસ કરીને જેઓ હમણાં જ રસાયણશાસ્ત્રનો અભ્યાસ કરવાનું શરૂ કરે છે. જો કે, આ રચનાઓ બોન્ડ અને વેલેન્સ ઈલેક્ટ્રોનની ગોઠવણીને સમજવામાં મદદ કરે છે વિવિધ અણુઓઅને પરમાણુઓ. ડાયાગ્રામની જટિલતા તેના પર નિર્ભર કરે છે કે શું તમે ડાયટોમિક સહસંયોજક પરમાણુ, વધુ જટિલ સહસંયોજક પરમાણુ અથવા આયનીય બોન્ડ સાથેના પરમાણુઓ માટે લેવિસ ડોટ માળખું દોરી રહ્યા છો.

પગલાં

ડાયટોમિક સહસંયોજક અણુઓ

દરેક તત્વ માટે પ્રતીક લખો.બે અણુઓના ચિહ્નો બાજુમાં લખો. આ રીતે તમે સહસંયોજક બોન્ડ દ્વારા જોડાયેલા અણુઓની કલ્પના કરશો. ઇલેક્ટ્રોન અને બોન્ડ સૂચવવા માટે પ્રતીકો વચ્ચે પૂરતી જગ્યા છોડો.

• સહસંયોજક બોન્ડમાં, ઇલેક્ટ્રોન બે અણુઓ વચ્ચે વહેંચાયેલા છે. સામાન્ય રીતે, સહસંયોજક બોન્ડ બે બિન-ધાતુ તત્વો વચ્ચે થાય છે.

1. બે અણુઓ વચ્ચેના બોન્ડની ગુણાકાર નક્કી કરો.અણુઓને સિંગલ, ડબલ અથવા ટ્રિપલ બોન્ડ દ્વારા જોડી શકાય છે. આ સામાન્ય રીતે ઓક્ટેટ નિયમ અથવા દરેક અણુના "વૃત્તિ" દ્વારા તેના સંયોજક શેલને 8 ઇલેક્ટ્રોન (અને હાઇડ્રોજનના કિસ્સામાં, બે ઇલેક્ટ્રોન) સાથે ભરવાની "વૃત્તિ" દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. દરેક અણુમાં કેટલા ઇલેક્ટ્રોન હશે તે શોધવા માટે, પરમાણુમાં વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા નક્કી કરો, પછી તેને 2 વડે ગુણાકાર કરો (દરેક બોન્ડમાં 2 ઇલેક્ટ્રોન શામેલ છે) અને એકલા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા ઉમેરો.

   • ઉદાહરણ તરીકે, O2 (ઓક્સિજન ગેસ) માં 6 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે. 6 ને 2 વડે ગુણાકાર કરો અને 12 મેળવો.
   • ઓક્ટેટ નિયમ પૂર્ણ થાય છે કે કેમ તે નિર્ધારિત કરવા માટે, દરેક અણુની આસપાસના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનનું પ્રતિનિધિત્વ કરવા માટે બિંદુઓનો ઉપયોગ કરો. O 2 ના કિસ્સામાં, એક ઓક્સિજન અણુમાં 8 ઇલેક્ટ્રોન હોય છે (આમ, ઓક્ટેટ નિયમ મળે છે), અને બીજો માત્ર 6 (એટલે ​​​​કે, ઓક્ટેટ નિયમ મળતો નથી). આનો અર્થ એ છે કે બે ઓક્સિજન અણુઓ વચ્ચે એક કરતાં વધુ બોન્ડ જરૂરી છે. તેથી, અણુઓ વચ્ચેના ડબલ બોન્ડને બંને અણુઓ માટે ઓક્ટેટ નિયમ માટે બે ઇલેક્ટ્રોનની જરૂર પડે છે.

2. જોડાણો દોરો.દરેક બોન્ડને બે અણુઓ વચ્ચેની રેખા દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે. એક બોન્ડ માટે, તમે ફક્ત બે અણુઓને એક રેખા સાથે જોડો છો. ડબલ અથવા ટ્રિપલ બોન્ડના કિસ્સામાં, અનુક્રમે બે અથવા ત્રણ રેખાઓ દોરવી આવશ્યક છે.

   • ઉદાહરણ તરીકે, N 2 માં ( નાઇટ્રોજન ગેસ) બે અણુઓ ટ્રિપલ બોન્ડ દ્વારા જોડાયેલા છે. આમ, લેવિસ ડાયાગ્રામ પર, આ પરમાણુ 2 N અણુઓને જોડતી 3 સમાંતર રેખાઓ તરીકે દર્શાવવામાં આવશે.

3. અનબોન્ડેડ ઇલેક્ટ્રોનને લેબલ કરો.એક અથવા બંને અણુઓના કેટલાક ઈલેક્ટ્રોન અનબોન્ડેડ રહી શકે છે. આ કિસ્સામાં, તેમને અનુરૂપ અણુઓની આસપાસના બિંદુઓ દ્વારા નિયુક્ત કરવા જોઈએ. એક નિયમ તરીકે, અણુઓમાં 8 થી વધુ નથી મફત ઇલેક્ટ્રોન. પરિણામ તપાસો: દરેક બિંદુને 1 ઇલેક્ટ્રોન તરીકે અને દરેક રેખાને 2 ઇલેક્ટ્રોન તરીકે ગણો.

   • ઉદાહરણ તરીકે, O 2 માં ( ઓક્સિજન ગેસ) અણુઓ બે દ્વારા જોડાયેલા છે સમાંતર રેખાઓ, અને દરેક અણુની નજીક બિંદુઓની બે જોડી છે જે મુક્ત ઇલેક્ટ્રોનનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે.

4. નિરૂપણ ઇલેક્ટ્રોનિક માળખુંકેન્દ્રીય અણુ.ઇલેક્ટ્રોનની દરેક અનબોન્ડેડ જોડી માટે, કેન્દ્રિય અણુની આસપાસ 2 નાના બિંદુઓ મૂકો. અણુમાંથી વિસ્તરેલી રેખા સાથે દરેક બોન્ડ દોરો. અનુક્રમે બે અથવા ત્રણ રેખાઓ સાથે ડબલ અને ટ્રિપલ બોન્ડ દર્શાવો. આ રીતે તમે બતાવશો કે અન્ય અણુઓ કેન્દ્રિય સાથે કેવી રીતે જોડાયેલા છે.

   બાકીના અણુઓ ઉમેરો.દરેક અણુ કેન્દ્રિય એક સાથે જોડાશે. તમે કેન્દ્રિય અણુમાંથી દોરેલી રેખાઓના છેડે દરેક અણુ માટે પ્રતીકો લખો. આ સૂચવે છે કે ઇલેક્ટ્રોન કેન્દ્રિય અણુ અને આ અણુઓ વચ્ચે વિતરિત થાય છે.

5. બાકીના ઇલેક્ટ્રોનને લેબલ કરો.દરેક બોન્ડને અનુક્રમે બે ઈલેક્ટ્રોન અને ડબલ કે ટ્રિપલ બોન્ડને ચાર કે છ ઈલેક્ટ્રોન તરીકે ગણો. પછી દરેક અણુની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોન જોડી ઉમેરો જેથી ઓક્ટેટ નિયમ અનુસરવામાં આવે. બધું બરાબર છે કે કેમ તે તપાસો: દરેક બિંદુ એક ઇલેક્ટ્રોનને અનુરૂપ છે, અને રેખા બે ઇલેક્ટ્રોનને અનુરૂપ છે. કુલ 8 હોવું જોઈએ.

   • અલબત્ત, અપવાદો એવા અણુઓ છે જે ઓક્ટેટ નિયમ કરતાં વધી જાય છે, તેમજ હાઇડ્રોજન અણુ, જેમાં માત્ર 0 અથવા 2 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન હોઈ શકે છે.
   • જ્યારે હાઇડ્રોજન પરમાણુ રચાય છે, ત્યારે બે હાઇડ્રોજન પરમાણુ સહસંયોજક બોન્ડ દ્વારા જોડાય છે, તેથી પરમાણુમાં કોઈ મુક્ત ઇલેક્ટ્રોન નથી.

સહસંયોજક બોન્ડ સિદ્ધાંત પર આધારિત છે ઇલેક્ટ્રોન શેરિંગ, સંયોજકતા ઊર્જા સ્તરો ભરવાની ઇચ્છા તરીકે.

1. હાઇડ્રોજન - H2

હાઇડ્રોજન સામાન્ય રીતે સ્વરૂપમાં પ્રકૃતિમાં જોવા મળતું નથી વ્યક્તિગત અણુ, અને રજૂ કરે છે ડાયટોમિક પરમાણુ- એન 2.

હાઇડ્રોજનમાં એક વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન હોય છે અને પ્રથમ ઉર્જા સ્તરને ભરવા માટે બીજાની જરૂર હોય છે (હાઇડ્રોજન અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્ર = 1s 1; જુઓ અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચના). હાઇડ્રોજન અણુ બીજા હાઇડ્રોજન અણુમાંથી ગુમ થયેલ ઇલેક્ટ્રોનને "ઉધાર" લઈ શકે છે. પરંતુ, આ કિસ્સામાં, હાઇડ્રોજન અણુ, જેણે તેનું એકમાત્ર ઇલેક્ટ્રોન છોડી દીધું, તે વધુ અસ્થિર બનશે. તેથી, આ વિકલ્પ શક્ય નથી.

માત્ર શક્ય વિકલ્પ H2 સંયોજનો જ હોઈ શકે છે શેરિંગઇલેક્ટ્રોન બે ઇલેક્ટ્રોન બંને હાઇડ્રોજન પરમાણુના "સંબંધિત" હોય તેવું લાગે છે. હાઇડ્રોજન અણુઓ વચ્ચે રાસાયણિક બોન્ડની રચના એ ઇલેક્ટ્રોનિક ઓર્બિટલ્સના ઓવરલેપનું પરિણામ છે, જે ત્યારે થાય છે જ્યારે અણુઓ એકબીજાની નજીક આવે છે. આ પ્રકારના સંચાર કહેવામાં આવે છે સહસંયોજક બંધન.

ઇલેક્ટ્રોન ડોટ ફોર્મ્યુલા: એચ + · એચ → H: H

માળખાકીય સૂત્રલેવિસ: એચ + · એચ → એચ-એચ

પરમાણુમાં દરેક હાઇડ્રોજન અણુ હિલીયમ અણુનું રૂપરેખા બનાવે છે (જુઓ ઇલેક્ટ્રોનિક વેલેન્સ થિયરી).

હાઇડ્રોજન પરમાણુમાં મજબૂત રાસાયણિક બોન્ડની રચના અણુઓના એસ-ઓર્બિટલ્સના ઓવરલેપને કારણે હાથ ધરવામાં આવે છે, જેના કારણે હાઇડ્રોજન પરમાણુના ન્યુક્લી વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતા વધે છે, જેના કારણે હાઇડ્રોજનના ઇલેક્ટ્રોન પરમાણુ એક જ સમયે બે ન્યુક્લી વચ્ચે આકર્ષણ અનુભવે છે.

અણુઓ, અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનિક રચનાના સિદ્ધાંત અનુસાર રાસાયણિક તત્વોપરમાણુઓમાં તેઓ નજીકના નિષ્ક્રિય ગેસનું સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન મેળવવાનો પ્રયત્ન કરે છે. ઉદાહરણ તરીકે, જ્યારે ફ્લોરિન અણુઓ પરમાણુમાં ફ્યુઝ થાય છે, ત્યારે નિયોન રૂપરેખાંકન રચાય છે:

હાઇડ્રોજન ઉપરાંત, પ્રકૃતિમાં 6 વધુ તત્વો છે ( સરળ પદાર્થો), જેમાં ડાયટોમિક પરમાણુ હોય છે: O 2, N 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2.

એક આયનીય બોન્ડ (IC) ધાતુ અને બિન-ધાતુ વચ્ચે રચાય છે.

સહસંયોજક બોન્ડ(KS) બે બિન-ધાતુઓ વચ્ચે રચાય છે.

આ જોડાણોમાં વિવિધ ગુણધર્મો છે:

• ઓરડાના તાપમાને IC સાથે જોડાણો સામાન્ય રીતે હોય છે ઘન; CS સાથેના સંયોજનો ઘન, પ્રવાહી અને વાયુયુક્ત સ્થિતિમાં હોઈ શકે છે;
• માટે ગલનબિંદુ આયનીય સંયોજનોસામાન્ય રીતે સહસંયોજક રાશિઓ કરતાં ઘણી વધારે;
• IS - ઇલેક્ટ્રોલાઇટ્સ (આચાર વિદ્યુત પ્રવાહ); CS - બિન-ઇલેક્ટ્રોલાઇટ્સ.

એવું કહેવું જોઈએ કે સહસંયોજક બોન્ડ્સ વચ્ચે પણ ઊભી થઈ શકે છે વિવિધ અણુઓ. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન ફ્લોરાઇડ (HF) પરમાણુમાં, s ભ્રમણકક્ષામાં સ્થિત એક જ હાઇડ્રોજન અણુ એક અનપેયર્ડ ફ્લોરિન અણુ સાથે ઓવરલેપ થાય છે, જે p ઓર્બિટલમાં સ્થિત છે, આમ HF પરમાણુમાં હાઇડ્રોજન અણુ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન મેળવે છે અને ફ્લોરિન અણુ Ne રૂપરેખાંકન મેળવે છે.

ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરતા હાઇડ્રોજન અને ફ્લોરિન અણુઓ અલગ અલગ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ ચાર્જ ધરાવતા હોવાથી, પરિણામી વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ ફ્લોરિન પરમાણુમાં સ્થાનાંતરિત થાય છે. સહસંયોજક ધ્રુવીય જોડાણ (સરળ પદાર્થોના પરમાણુઓમાં સહસંયોજક બંધન બિનધ્રુવીય હોય છે).

બે અણુઓની વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડીને કારણે સહસંયોજક બોન્ડની રચના ઉપર ચર્ચા કરવામાં આવી હતી. સહસંયોજક બોન્ડની રચના માટે બીજી પદ્ધતિ છે, જેને કહેવામાં આવે છે સંકલનઅથવા દાતા-સ્વીકારનાર.

મુ દાતા-સ્વીકાર મિકેનિઝમસહસંયોજક બોન્ડની રચનામાં, એક અણુ (દાતા) દ્વારા પૂરા પાડવામાં આવેલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી (ઇલેક્ટ્રોનની એકલ જોડી)ને કારણે રાસાયણિક બોન્ડ રચાય છે, જ્યારે અન્ય અણુ (સ્વીકારનાર) આ ઇલેક્ટ્રોન જોડી માટે તેનું મફત ભ્રમણકક્ષા પ્રદાન કરે છે.

2. બહુવિધ જોડાણો

ઉપર આપણે સહસંયોજક બોન્ડની ચર્ચા કરી જે એક ઇલેક્ટ્રોન - સિંગલ બોન્ડનો ઉપયોગ કરે છે. એવા પરમાણુઓ છે જેમાં ઘણા સામાન્ય છે ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓ, બહુવિધ બોન્ડ બનાવે છે.

ઓક્સિજન (O2) VIA જૂથમાં છે અને તેમાં 6 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે. બાહ્ય ઊર્જા સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે, તેને 2 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાની જરૂર છે. ઓક્સિજન અણુ તેના બે ઇલેક્ટ્રોનને બીજા ઓક્સિજન અણુના બે ઇલેક્ટ્રોન સાથે વહેંચે છે, જે બનાવે છે ડબલ બોન્ડ.

નાઇટ્રોજન (N 2) VA જૂથમાં છે અને તેમાં 5 વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન છે. બાહ્ય ઊર્જા સ્તરને પૂર્ણ કરવા માટે, તેને 3 ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારવાની જરૂર છે. એક નાઈટ્રોજન અણુ તેના ત્રણ ઈલેક્ટ્રોનને બીજા નાઈટ્રોજન અણુના ત્રણ ઈલેક્ટ્રોન સાથે વહેંચે છે, જે ટ્રિપલ બોન્ડ બનાવે છે.

આવા ટ્રિપલ બોન્ડ એક બોન્ડ કરતાં વધુ મજબૂત હોય છે - તેથી નાઇટ્રોજનમાં ખૂબ જ મજબૂત પરમાણુ હોય છે, તેથી નાઇટ્રોજનની ઓછી પ્રવૃત્તિ રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓ.

અમે જોયું:

• ધાતુઓ અને બિન-ધાતુઓ વચ્ચે રચાયેલા આયનીય બોન્ડ્સ;
• બિનધાતુઓ વચ્ચે બનેલા સહસંયોજક બંધનો.

શું ધાતુ અને ધાતુ વચ્ચે બોન્ડ બની શકે છે? અરે, ધાતુ સાથે ધાતુ જ રચના કરી શકે છે એલોય- બીજી ધાતુમાં એક ધાતુનો ઉકેલ.

લેવિસ સૂત્રોમાં ઈલેક્ટ્રોનની બંધન જોડી માળખાકીય સૂત્રોમાં એક ડૅશ સમાન છે.

ડબલ અને ટ્રિપલ બોન્ડ હોય છે સામાન્ય નામ - ગુણાંકસંચાર નાઇટ્રોજન પરમાણુ હોવાનું કહેવાય છે સંદેશાવ્યવહારનો ક્રમ, ત્રણ બરાબર. ઓક્સિજન પરમાણુમાં, બોન્ડ ઓર્ડર બે છે. હાઇડ્રોજન અને ક્લોરિન પરમાણુઓમાં બોન્ડ ઓર્ડર સમાન છે. હાઇડ્રોજન અને ક્લોરિન હવે બહુવિધ બોન્ડ ધરાવતા નથી, પરંતુ એક સરળ છે.

સંદેશાવ્યવહારનો ક્રમ એ બે વચ્ચે સામાજિક વિભાજિત જોડીની સંખ્યા છે બંધાયેલા અણુઓ. ત્રણ કરતા વધારે કનેક્શન ઓર્ડર થતો નથી.

કોષ્ટક 3-1. વિવિધ સંયોજનોમાં નાઇટ્રોજન અણુઓ વચ્ચેના બોન્ડની લંબાઈ અને તાકાત.

** ચાલો આપણે તેના વિવિધ સંયોજનોમાં નાઇટ્રોજન અણુઓ વચ્ચેના બોન્ડની લંબાઈ અને શક્તિ પરના ડેટાને ધ્યાનમાં લઈએ. કોષ્ટક 3-1 માં, બોન્ડની લંબાઈ ખાસ એકમોમાં આપવામાં આવી છે - એંગસ્ટ્રોમ્સ (1A = 10 -8 સે.મી.). વિવિધ સંયોજનોમાં નાઇટ્રોજન અણુઓ વચ્ચેના બોન્ડને તોડવા માટે જરૂરી ઊર્જા દ્વારા બોન્ડની સંબંધિત શક્તિનો અંદાજ લગાવી શકાય છે. આ ઊર્જા માટે આપવામાં આવે છે સમાન નંબરઆવા સંયોજનોના પરમાણુઓ. બોન્ડની ગુણાકાર જેટલી વધારે છે, તેટલી ટૂંકી અને મજબૂત છે.

બોન્ડ ઓર્ડર જેટલો ઊંચો, અણુઓ એકબીજા સાથે વધુ ચુસ્ત રીતે જોડાયેલા હોય છે અને બોન્ડ પોતે ટૂંકા હોય છે.

કાર્યો.

3.1. અણુઓની રચના 6 C, 1 H અને ઓક્ટેટ નિયમના આધારે, આ બે તત્વોના સંયોજન માટે લેવિસ સૂત્ર બનાવો, જેમાં 1 કાર્બન અણુ છે. તેના માટે માળખાકીય સૂત્ર દોરો.

3.2. સોડિયમ, ઓક્સિજન, ફ્લોરિન, મેગ્નેશિયમ, એલ્યુમિનિયમ, ઇલેક્ટ્રોનિક શેલોજે તેના જેવા જ છે ઉમદા ગેસનિયોન

3.3. લખો ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રો 13 Al અને 17 Cl અણુઓના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તરો. એલ્યુમિનિયમનો એક અણુ અને ક્લોરિનનો ત્રણ અણુ એક સંયોજન આપે છે જેમાં આ તત્વોના અણુઓ નિષ્ક્રિય વાયુઓના સંપૂર્ણ શેલ મેળવે છે. આ નિષ્ક્રિય વાયુઓ શું છે? એલ્યુમિનિયમ અને ક્લોરિન વચ્ચેના સંયોજન માટે લેવિસ સૂત્ર લખો. તેના માટે માળખાકીય સૂત્ર દોરો.

3.4. એક 20 Ca અણુ અને બે 9 F પરમાણુ ધરાવતા સંયોજન માટે લુઈસ સૂત્ર બનાવો આ સંયોજનમાં કેટલા બંધન (શેર કરેલ) અને બિન-બંધન (એકલા) ઈલેક્ટ્રોન જોડીઓ છે? તેનું માળખાકીય સૂત્ર શું છે?

3.5. થી આવે છે ઇલેક્ટ્રોનિક માળખુંઅણુઓ અને ઓક્ટેટ નિયમો, સમાવિષ્ટ સંયોજનો માટે લેવિસ સૂત્રો બનાવો: a) બે 6 C અણુ અને ચાર 1 H અણુ; b) બે 6 C અણુઓ અને બે 1 H પરમાણુઓમાંથી આ બે સંયોજનોમાં કાર્બન પરમાણુઓ વચ્ચેના બંધનો શું છે? તેમના માળખાકીય સૂત્રો દોરો (તેમાંના પ્રથમને ઇથિલિન કહેવામાં આવે છે, બીજાને એસિટિલીન કહેવાય છે).

3.6. માળખાકીય સૂત્રોનો ઉપયોગ કરીને, તમામ એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીને દર્શાવતા લેવિસ સૂત્રો બનાવો.

વ્યાખ્યાન નં. 4

કેમિકલ બોન્ડ. ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા પુનઃવિતરણની પદ્ધતિઓ.

વ્યાખ્યાન રૂપરેખા

1. સામાન્ય જોગવાઈઓ. ઓક્ટેટ નિયમ. લેવિસ સૂત્રો.

2. માં ઇલેક્ટ્રોનિક અસરો કાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્ર

2.1. પ્રેરક અસર

2.2. મિશ્રણ અસરો

2.3. પડઘો

3. આધુનિક સિદ્ધાંતરાસાયણિક બંધન

3.1. વેલેન્સ સર્કિટ પદ્ધતિ (VMS)

1. સામાન્ય જોગવાઈઓ. ઓક્ટેટ નિયમ. લેવિસ સૂત્રો.

માળખાકીય સૂત્ર - માત્ર પ્રતીક પરમાણુ માળખું. આધુનિક સિસ્ટમમાળખાકીય સૂત્રો મોટાભાગે 19મી સદીના ઉત્તરાર્ધમાં ઉદ્ભવ્યા હતા. નિરંકુશ વિશ્લેષણ, વિવિધ સંયોજનોનો સંબંધ અને વ્યવસ્થિત સંશોધનવિવિધ ની પ્રતિક્રિયાશીલતા " કાર્યાત્મક જૂથો"રસાયણશાસ્ત્રીઓને પરમાણુઓની રચના વિશે ઘણી વિશ્વસનીય માહિતી કાઢવાની મંજૂરી આપી. પરમાણુઓ માટે કાર્બનિક સંયોજનોકયા અણુઓ એકબીજા સાથે સીધા જોડાયેલા છે તે નક્કી કરવાનું શક્ય બન્યું. અણુઓને જોડતી રેખાઓ તેમના સીધા જોડાણને દર્શાવવા માટે વપરાય છે, એટલે કે, બોન્ડ્સ. જો કે, પરમાણુઓને એકસાથે બાંધતા દળોના સ્વભાવ વિશે કંઈ જાણી શકાયું ન હતું.

રચનાના સિદ્ધાંતનો વધુ વિકાસ એ રસાયણશાસ્ત્રમાં ઇલેક્ટ્રોનિક ખ્યાલો હતા, ખાસ કરીને, રાસાયણિક બોન્ડની પ્રકૃતિ સમજાવવા. ઉત્કૃષ્ટ અમેરિકન રસાયણશાસ્ત્રી જે. લુઈસે સૂચન કર્યું હતું કે તત્વોની ઈલેક્ટ્રોનિક રચના અને તેમની સ્થિતિ વચ્ચે જોડાણ છે. સામયિક કોષ્ટક, તેમના આયનોનો ચાર્જ અને કાર્બનિક અણુઓમાં તત્વો દ્વારા રચાયેલા બોન્ડની સંખ્યા. લેવિસના મતે, અણુને "કોર" અને બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા રજૂ કરી શકાય છે; કોર એક ન્યુક્લિયસ અને આંતરિક ઇલેક્ટ્રોન ધરાવે છે અને તમામ રાસાયણિક ફેરફારો દ્વારા યથાવત રહે છે. રાસાયણિક ફેરફારોલેવિસ અનુસાર તેઓ માત્ર અસર કરે છે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન(તેઓને સામાન્ય રીતે વેલેન્સ કહેવામાં આવે છે). રાસાયણિક બોન્ડ ઇલેક્ટ્રોનની જોડી (સહસંયોજક બોન્ડ) વહેંચતા બે અણુઓમાંથી પરિણમે છે. લેવિસ સ્ટ્રક્ચર્સમાં, તત્વ પ્રતીક બેકબોનનો સંદર્ભ આપે છે આ તત્વની. વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન બિંદુઓ દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે. આઠ ઇલેક્ટ્રોન (સંયોજકતા) નું સંયોજન ખૂબ જ સ્થિર માનવામાં આવે છે. તેથી, લેવિસ સૂત્રોમાં, તમામ તત્વો (હાઈડ્રોજન સિવાય)માં આઠ વેલેન્સ ઈલેક્ટ્રોન હોવા જોઈએ.

કાર્બન હાઇડ્રોજન

C એ કોર છે, એટલે કે, કાર્બન અણુનું ન્યુક્લિયસ અને પ્રથમ મુખ્ય ક્વોન્ટમ સ્તરે 2 ઇલેક્ટ્રોન, કાર્બનની આસપાસના બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન શેલમાં 8 ઇલેક્ટ્રોન અલગથી બતાવવામાં આવે છે (એટલે ​​​​કે, બીજા મુખ્ય ક્વોન્ટમ સ્તરે). તે ઉમદા ગેસ નિયોનનું ઇલેક્ટ્રોનિક માળખું અપનાવે છે અને તદ્દન સ્થિર હોવાનું બહાર આવ્યું છે.

હાઇડ્રોજન તેના બાહ્ય શેલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન સાથે બતાવવામાં આવે છે, અનુરૂપ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનહિલીયમ

કેટલાક પરમાણુ ઇલેક્ટ્રોનની એક કરતાં વધુ જોડી દ્વારા જોડાયેલા હોઇ શકે છે, પરંતુ દરેક અણુની આસપાસ ઇલેક્ટ્રોનની કુલ સંખ્યા આઠ હોવી જોઈએ:

તેમાં, અણુઓ વચ્ચેના બોન્ડની ઇલેક્ટ્રોન જોડી રેખાઓ દ્વારા દર્શાવવામાં આવી છે. બાકીના વેલેન્સ ઈલેક્ટ્રોન-જેને એકલા જોડી ઈલેક્ટ્રોન અથવા નોનબોન્ડિંગ ઈલેક્ટ્રોન કહેવાય છે-બિંદુ તરીકે દર્શાવવામાં આવે છે.

તેઓ વિવિધ રીતે રચના કરી શકાય છે:

1. દરેક અણુ બોન્ડ બનાવવા માટે એક ઇલેક્ટ્રોન આપે છે:

2. બોન્ડ બનાવવા માટે, એક રેડિકલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી આપે છે અને બીજી ફ્રી ઓર્બિટલ. તેને દાતા-સ્વીકારની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કહેવામાં આવે છે:

જો બોન્ડ એક તત્વના અણુઓ દ્વારા રચાય છે, તો બોન્ડ હોમોલિટીક છે, ઇલેક્ટ્રોન જોડી બંને અણુઓની હશે. ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતા સમાન રીતે વિતરિત કરવામાં આવે છે - બોન્ડને બિન-ધ્રુવીય કહેવામાં આવે છે.

જો બે વચ્ચે જોડાણ રચાય છે વિવિધ તત્વો, તો આ એક હેટરોલિટીક બોન્ડ છે. ઇલેક્ટ્રોન જોડી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ તરફ ખસેડવામાં આવે છે. ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વનો અણુ આંશિક રીતે નકારાત્મક ચાર્જ મેળવે છે. અને ઓછા ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ કણ હકારાત્મક બને છે. આવા સહસંયોજક બંધનને ધ્રુવીય કહેવામાં આવે છે.

N અને O વચ્ચે ડબલ બોન્ડ રચી શકાતું નથી, કારણ કે N+ પાસે ફ્રી ઓર્બિટલ નથી. આવા રાસાયણિક બંધનને અર્ધધ્રુવીય કહેવાય છે.

પૉલિંગે તત્વો માટે ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીના સ્કેલની દરખાસ્ત કરી. તત્વોની સંબંધિત ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી ત્યાં આપવામાં આવે છે. આ સ્કેલનો ઉપયોગ કરીને, તમે વિવિધ સંયોજનોમાં ધ્રુવીયતા બતાવી શકો છો.

2. કાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્રમાં ઇલેક્ટ્રોનિક અસરો

રાસાયણિક ગુણધર્મો કાર્બનિક પદાર્થ વિવિધ પંક્તિઓઅને વર્ગો આ ​​પદાર્થોના પરમાણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાના વિતરણની લાક્ષણિકતાઓ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે, જે બદલામાં પરમાણુઓની રચના અને કાર્યાત્મક જૂથોની હાજરી દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે. કાર્યાત્મક જૂથોની રચના અને અણુઓની પ્રકૃતિ જે તેમને બનાવે છે તે કહેવાતા ઇલેક્ટ્રોનિક અસરોમાં પ્રતિબિંબિત થાય છે. ઇલેક્ટ્રોનિક અસરોમાં નીચેનાનો સમાવેશ થાય છે: પ્રેરક અસર, ક્ષેત્ર અસર (ઇલેક્ટ્રૉસ્ટેટિક માધ્યમો દ્વારા અવકાશમાં પ્રભાવનું પ્રસારણ), જોડાણ અસર અને ભ્રમણકક્ષાની પ્રતિકૂળ અસર. અમે ઇન્ડક્ટિવ ઇફેક્ટ અને કપ્લિંગ ઇફેક્ટ જોઈશું.

2.1 પ્રેરક અસર

સહસંયોજક બોન્ડના ગુણધર્મોમાં, ધ્રુવીયતાની મિલકત નોંધવામાં આવી હતી, જે વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ તરફ બોન્ડ બનાવતા ઇલેક્ટ્રોનની જોડીના વિસ્થાપનમાં વ્યક્ત થાય છે. સહસંયોજક બોન્ડની ધ્રુવીયતાનું માપ એ દ્વિધ્રુવ ક્ષણ છે. દ્વિધ્રુવ ક્ષણજોડાણ પડોશી જોડાણને અસર કરે છે. આ બોન્ડ, બદલામાં, પડોશી બોન્ડ વગેરેને અસર કરે છે. પરિણામે, રાસાયણિક બોન્ડના ઈલેક્ટ્રોન વાદળો અણુઓના ઈલેક્ટ્રોનગેટિવિટી મૂલ્યોમાં તફાવતને કારણે σ બોન્ડની રેખા સાથે બદલાય છે. આ વિસ્થાપનની ઘટનાને પ્રેરક અસર કહેવામાં આવે છે.

પ્રેરક અસર એ અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી મૂલ્યોમાં તફાવતને કારણે બોન્ડ રેખા સાથે σ બોન્ડની ઇલેક્ટ્રોન ઘનતામાં ફેરફાર છે.

તે ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ અથવા અણુઓના જૂથના પ્રભાવ હેઠળ સિંગલ (σ) બોન્ડના ક્રમિક ધ્રુવીકરણને કારણે ઉદ્ભવે છે. પ્રેરક અસર ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક પ્રકૃતિની છે. તે સંચાર રેખા પર પ્રસારિત થાય છે અને અપૂર્ણાંકના દેખાવ તરફ દોરી જાય છે ઇલેક્ટ્રિક શુલ્કઅણુઓ પર. શુલ્ક δ+ અને δ- ચિહ્નો દ્વારા નિયુક્ત કરવામાં આવે છે. ઇલેક્ટ્રોન ડેન્સિટી શિફ્ટની ડિગ્રી અનુરૂપ અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટીમાં તફાવત પર આધારિત છે. પ્રેરક અસરની નિશાની પ્રમાણભૂત તરીકે લેવામાં આવેલા અણુ અથવા અણુઓના જૂથને સંબંધિત નક્કી કરવામાં આવે છે. IN ગુણાત્મક મૂલ્યાંકનતે ઘણીવાર હાઇડ્રોજન અણુની તુલનામાં વ્યાખ્યાયિત કરવામાં આવે છે. માત્રાત્મક વિશ્લેષણમાં, CH3- જૂથને ધોરણ તરીકે લેવામાં આવ્યું હતું. પ્રેરક અસર σ બોન્ડ સાથે તીર દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે. તીર ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા શિફ્ટની દિશા સૂચવે છે.

પ્રેરક અસર એટેન્યુએશન સાથે σ-બોન્ડની સાંકળ દ્વારા પ્રસારિત થાય છે. α-કાર્બન અણુ પ્રેરક અસર માટે સૌથી વધુ સંવેદનશીલ છે.

ઇલેક્ટ્રોનને આકર્ષિત કરતા અવેજીઓ નકારાત્મક પ્રેરક અસર દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. તેમને ઈલેક્ટ્રોન-ઉપાડતા અવેજીઓ કહેવામાં આવે છે. નકારાત્મક પ્રેરક અસર (-I-ઇફેક્ટ) ધરાવતા ઇલેક્ટ્રોન-ઉપાડેલા અવેજીના ઉદાહરણો. છે:

F-; Cl-; Br-; - ઓહ; - અથવા; - COOH; - CHO; - COOR; -સીએન; - NO2; - NH2; CH2=CH-; C6H5-; СНºС-

આ કાર્યાત્મક જૂથોમાં મિથાઈલ રેડિકલમાં કાર્બન અણુની ઈલેક્ટ્રોનગેટિવિટી કરતાં વધુ ઈલેક્ટ્રોનગેટિવિટી ધરાવતા અણુઓનો સમાવેશ થાય છે.

અવેજીઓ જે ઇલેક્ટ્રોનને પોતાની જાતમાંથી ભગાડે છે તે હકારાત્મક પ્રેરક અસર (+I-ઇફેક્ટ) દર્શાવે છે. આવા અવેજીને ઇલેક્ટ્રોન-દાન કહેવામાં આવે છે. મિથાઈલ જૂથની તુલનામાં હકારાત્મક પ્રેરક અસર પણ નક્કી કરવામાં આવે છે. ધાતુના અણુઓ, તેમજ ડાળીઓવાળું આલ્કિલ જૂથો, હકારાત્મક પ્રેરક અસર ધરાવે છે:

sp2-સંકરીકરણ અને sp-સંકરીકરણ અવસ્થામાં કાર્બન અણુ ધરાવતા અવેજીઓ sp3-સંકરીકરણ અવસ્થામાં કાર્બન અણુની તુલનામાં ઇલેક્ટ્રોએસેપ્ટર્સ છે અને તે મુજબ, નકારાત્મક પ્રેરક અસર ધરાવે છે.

અવિભાજ્ય નકારાત્મક ચાર્જ સાથેના અણુઓની હકારાત્મક પ્રેરક અસર હોય છે:

પૂર્ણાંક હકારાત્મક ચાર્જ ધરાવતા અણુઓ નકારાત્મક પ્રેરક અસર ધરાવે છે.

2.2 સમાગમની અસરો

પરમાણુમાં ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાના વિતરણ પર અણુઓની પ્રકૃતિનો પ્રભાવ પ્રેરક અસર દ્વારા σ-બોન્ડની સિસ્ટમ દ્વારા અને π-બોન્ડની સિસ્ટમ દ્વારા બંને શક્ય છે. π-ઇલેક્ટ્રોનની શિફ્ટ કરવાની ક્ષમતા ખાસ કરીને એવા સંયોજનોમાં ઉચ્ચારવામાં આવે છે જેમાં વૈકલ્પિક ગુણાંકની સિસ્ટમ હોય છે અને સરળ જોડાણો, એટલે કે જોડાણ પ્રણાલીઓમાં:

આવા સંયોજનો ફક્ત sp2 વર્ણસંકરીકરણની સ્થિતિમાં અણુઓમાંથી બનાવવામાં આવે છે. અને આવી પ્રણાલીઓને પોતાને સંયોજક કહેવામાં આવે છે. ભૌતિક આધારજોડાણ એ પડોશી ડબલ બોન્ડના પી-ઓર્બિટલ્સની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા (ઓવરલેપ) છે:

સંયુક્ત પ્રણાલી એ સતત π બોન્ડ છે, જેમાં માત્ર ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતા કેન્દ્રિત છે વધુ હદ સુધીડબલ બોન્ડ પર અને ઓછા અંશે, સિંગલ બોન્ડ પર. એટલે કે, સંયોજક પ્રણાલીના કિસ્સામાં, σ-કોરના કિસ્સામાં બોન્ડની સાંકળમાં કોઈ વિરામ નથી. તદનુસાર, જો એક અણુ સંયોજિત પ્રણાલીમાં દેખાય છે, જેની ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી sp2 હાઇબ્રિડાઇઝેશનની સ્થિતિમાં કાર્બન અણુની ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટીથી અલગ છે, તો પછી, કાર્યાત્મક જૂથ દાતા છે કે સ્વીકારનાર છે તેના આધારે, ઇલેક્ટ્રોન ઘનતામાં ફેરફાર સમગ્ર જોડાણ સાંકળ સાથે થશે. જોડાણ સાંકળ સાથે ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાના સ્થળાંતરની અસરને મેસોમેરિક અસર કહેવામાં આવે છે (અક્ષર "M" દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે). ઈલેક્ટ્રોન ઘનતા માંથી અથવા અવેજીમાં શિફ્ટની દિશાના આધારે, હકારાત્મક મેસોમેરિક અસર (+M) અને નકારાત્મક મેસોમેરિક અસર (-M) ને અલગ પાડવામાં આવે છે. ગ્રાફિકલી, મેસોમેરિક અસરો વક્ર તીર દ્વારા સૂચવવામાં આવે છે ઘણીવાર "મેસોમેરિક અસર" શબ્દ "સંયોજન અસર" દ્વારા બદલવામાં આવે છે. પરંતુ જોડાણ એટલે ઓવરલેપિંગ ઓર્બિટલ્સ પડોશી જોડાણો, અને મેસોમેરિઝમનો અર્થ છે સંયોજિત બોન્ડની સાંકળ સાથે પ્રભાવનું ટ્રાન્સફર:

માળખાકીય સૂત્ર અનુસાર વક્ર તીરોનું સંયોજન જોડાણ સાંકળમાં ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાના પુનઃવિતરણને પ્રતિબિંબિત કરે છે. આ પુનઃવિતરણને ડિલોકલાઈઝેશન "સ્મીયરિંગ" કહેવામાં આવે છે. કેટલીકવાર ડિલોકલાઈઝેશનને માળખાકીય સૂત્ર અનુસાર ડોટેડ લાઇન સાથે ગ્રાફિકલી દર્શાવવામાં આવે છે:

Delocalization છે મહાન પ્રભાવસંયુક્ત પરમાણુઓના ગુણધર્મો પર. ડિલોકલાઈઝેશનની ડિગ્રી જેટલી વધારે છે, સંયોજિત સિસ્ટમની થર્મોડાયનેમિક સ્થિરતા વધારે છે. ડિલોકલાઈઝેશનનો એક ખાસ કિસ્સો સુપરકંજ્યુગેશન છે, જે એલ્કાઈલના સ્થિરીકરણમાં ફાળો આપે છે. મુક્ત રેડિકલઅને કાર્બોકેશન.

જોડાણ અસરો બહુવિધ બોન્ડ્સ (ડબલ, ટ્રિપલ) સાથેના સંયોજનોની લાક્ષણિકતા છે, બહુવિધ બોન્ડ દ્વારા જોડાયેલા અણુઓની પ્રકૃતિને ધ્યાનમાં લીધા વિના, તેમજ કાર્યાત્મક જૂથો માટે કે જેમાં એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડી સાથે હેટરોએટોમ્સનો સમાવેશ થાય છે.

2.3 રેઝોનન્સ.

કન્જુગેટેડ સિસ્ટમ્સમાં ડિલોકલાઈઝેશન દર્શાવવાની એક અનુકૂળ રીત એ રેઝોનન્સ સ્ટ્રક્ચર્સનો ઉપયોગ કરીને તેનું નિરૂપણ કરવું છે.

રેઝોનન્ટ સ્ટ્રક્ચર્સ લખતી વખતે, નીચેના નિયમોનું પાલન કરવું જોઈએ:

1. અણુઓ અને પરમાણુઓ તેમની સ્થિતિ બદલતા નથી; બહુવિધ બોન્ડના NEP અને π-ઇલેક્ટ્રોનની સ્થિતિ બદલાય છે.

2. આપેલ સંયોજનને સોંપેલ પ્રત્યેક રેઝોનન્સ સ્ટ્રક્ચરમાં π બોન્ડ્સ અને LEPs સહિત π ઇલેક્ટ્રોનનો સમાન સરવાળો હોવો જોઈએ.

3. રેઝોનન્ટ સ્ટ્રક્ચર્સ વચ્ચે રેઝોનન્ટ એરો “↔” મૂકો.

4. રેઝોનન્ટ સ્ટ્રક્ચર્સમાં, સીધા અને વળાંકવાળા તીરોનો ઉપયોગ કરીને ઇલેક્ટ્રોનિક અસરોને નિયુક્ત કરવાનો રિવાજ નથી.

5. પરમાણુ, આયન અથવા રેડિકલના રેઝોનન્સ સ્ટ્રક્ચરનો સમૂહ ચોરસ કૌંસમાં બંધ હોવો જોઈએ.

ઉદાહરણ તરીકે:

જ્યારે પરમાણુઓ અને કણોના પ્રતિધ્વનિ સ્થિરીકરણનું મૂલ્યાંકન કરતી વખતે, તેમજ વિવિધ રેઝોનન્ટ રચનાઓની સંબંધિત શક્તિઓની તુલના કરતી વખતે, નીચેના નિયમો દ્વારા માર્ગદર્શન આપવું જરૂરી છે:

1. વાસ્તવિક પરમાણુની ઊર્જા કોઈપણ પ્રતિધ્વનિ રચનાની ઊર્જા કરતાં ઓછી હોય છે;

2. આપેલ પરમાણુ અથવા કણ માટે વધુ રેઝોનન્સ સ્ટ્રક્ચર્સ લખી શકાય છે, તે વધુ સ્થિર છે;

3. અન્ય સમાન શરતોસૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ પર નકારાત્મક ચાર્જ સાથે અને સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોપોઝિટિવ અણુ પર હકારાત્મક ચાર્જ સાથે રેઝોનન્સ સ્ટ્રક્ચર્સ વધુ સ્થિર છે.

4. રેઝોનન્ટ સ્ટ્રક્ચર કે જેમાં તમામ અણુઓમાં ઇલેક્ટ્રોનનો ઓક્ટેટ હોય છે તે વધુ સ્થિર હોય છે.

5. કણો કે જેના માટે રેઝોનન્સ સ્ટ્રક્ચર્સ સમકક્ષ હોય છે અને તે મુજબ, સમાન ઊર્જા હોય છે તે મહત્તમ સ્થિરતા ધરાવે છે.

3. રાસાયણિક બંધનનો આધુનિક સિદ્ધાંત

જો કે, લુઈસના ઈલેક્ટ્રોનિક માળખાકીય સૂત્રોમાંથી આપણે જોઈ શકતા નથી કે આ ઈલેક્ટ્રોન જોડી કેવી રીતે રાસાયણિક બંધન કરે છે. સિદ્ધિઓ એપ્લિકેશન માટે આભાર ક્વોન્ટમ મિકેનિક્સરસાયણશાસ્ત્રની સમસ્યાઓના નિરાકરણમાં, રાસાયણિક બોન્ડના વર્ણન માટે બે સિદ્ધાંતો વિકસાવવામાં આવ્યા હતા: વેલેન્સ સ્કીમ્સની પદ્ધતિ (MVS) અને પદ્ધતિ મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ્સ(MO પદ્ધતિ). બાહ્ય રીતે તેમની પાસે ઘણું છે સામાન્ય લક્ષણો: 1. બંને પદ્ધતિઓ એ હકીકત પર આધારિત છે કે અણુ ભ્રમણકક્ષા રાસાયણિક બોન્ડની રચનામાં ભાગ લે છે: s – ઓર્બિટલ (દરેક મુખ્ય ક્વોન્ટમ સ્તરે ત્રણ, ગોળાકાર સમપ્રમાણતા), p – ઓર્બિટલ (દરેક મુખ્ય ક્વોન્ટમ સ્તરે ત્રણ, નોડ અને ડમ્બબેલ ​​આકાર ધરાવે છે), d – ઓર્બિટલ (દરેક મુખ્ય ક્વોન્ટમ સ્તરે પાંચ, ગાંઠો અને જટિલ આકાર). 2. બંને પદ્ધતિઓ સ્થાનિક (બે ઈલેક્ટ્રોન તત્વોના માત્ર બે ન્યુક્લીઓ સેવા આપે છે) અને ડિલોકલાઈઝ્ડ (બે ઈલેક્ટ્રોન તત્વોના ત્રણ કે તેથી વધુ ન્યુક્લીઓ સેવા આપે છે) રાસાયણિક બંધનનું વર્ણન કરે છે. 3. વેવ ફંક્શન સમીકરણોની સંપૂર્ણ બાહ્ય સમાનતા.

હવે આ દરેક પદ્ધતિઓ વિશે વધુ વિગતવાર

3.1 વેલેન્સ સર્કિટ પદ્ધતિ (VMS)

MBC મુજબ, બોન્ડ બનાવતા અણુઓના દરેક ભ્રમણકક્ષા માટે એક ઇલેક્ટ્રોન હોય છે. નીચે આપણે બધાને ધ્યાનમાં લઈએ છીએ શક્ય પ્લેસમેન્ટઅણુ ભ્રમણકક્ષામાં બે ઇલેક્ટ્રોન (યાદ રાખો, દરેક બોન્ડ બે લુઇસ ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા સેવા આપે છે). આના પરિણામે કેનોનિકલ સ્વરૂપો તરીકે ઓળખાતા પરમાણુના વિવિધ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો થાય છે. આગળ, લઘુત્તમ ઉર્જા પ્રાપ્ત ન થાય ત્યાં સુધી આ તમામ સ્વરૂપો (ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો) મિશ્રણ કરીને ગણતરી હાથ ધરવામાં આવે છે. તે. પરમાણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન અથવા પ્રમાણભૂત સ્વરૂપ, જે લઘુત્તમ ઊર્જાને અનુરૂપ છે, તે કેટલીક પ્રારંભિક ઇલેક્ટ્રોનિક ગોઠવણીઓ (પરમાણુના રેઝોનન્ટ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો)નું મિશ્રણ (સંકર) છે. તેને રેઝોનન્ટ હાઇબ્રિડ કહેવામાં આવે છે.

ઉદાહરણ તરીકે, C-H બોન્ડની રચનાનો વિચાર કરો.

ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 1 ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 2

2 સી - એચ

ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 3 ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન 4

એટલે કે ≡ H+δ – C-δ

વધુ મહત્વપૂર્ણ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો 1 અને 2 છે, તે હાઇબ્રિડ ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનમાં મુખ્ય ફાળો આપનાર છે. રૂપરેખાંકનો 3 અને 4 ઓછા મહત્વના છે કારણ કે ઇલેક્ટ્રોન કાં તો H ન્યુક્લિયસ અથવા C ન્યુક્લિયસ (વધુ ચાર્જ અલગ) પર કેન્દ્રિત છે.

સૂર્ય સિદ્ધાંતના ફેરફારો પૈકી એક રેઝોનન્સ સિદ્ધાંત છે. તે એવા પરમાણુઓને લાગુ પડે છે કે જેના માટે એક કરતાં વધુ લુઈસ સ્ટ્રક્ચર લખી શકાય છે, અને ડિલોકલાઈઝ્ડ બોન્ડ્સ (જ્યાં બે ઈલેક્ટ્રોન બે કરતાં વધુ ન્યુક્લીઓ સેવા આપે છે)નું વર્ણન કરવા માટે ખૂબ જ ઉપયોગી છે. કાર્બનિક રસાયણશાસ્ત્રમાં આ સિદ્ધાંત ઉપયોગી છે અનુકૂળ રીતઇલેક્ટ્રોન ડિલોકલાઈઝેશનનું વર્ણન, ખાસ કરીને પ્રતિક્રિયા મધ્યવર્તીઓમાં.

પડઘોના સિદ્ધાંતની મૂળભૂત જોગવાઈઓ: 1. જો વૈકલ્પિક લેવિસ સ્ટ્રક્ચર્સ પરમાણુ અથવા તેના ટુકડા માટે લખી શકાય છે, જે ફક્ત ઇલેક્ટ્રોનના વિતરણમાં અલગ છે, તો વાસ્તવિક પરમાણુ કોઈપણ એક લેવિસ માળખું દ્વારા પર્યાપ્ત રીતે રજૂ કરી શકાતું નથી, પરંતુ તેના ગુણધર્મો ધરાવે છે. આ બધી રચનાઓમાંથી. બીજા શબ્દોમાં કહીએ તો, જો આપણે સંયોજન માટે બે કે તેથી વધુ લુઈસ સ્ટ્રક્ચર્સ દોરી શકીએ, તો ઈલેક્ટ્રોનનું વાસ્તવિક વિતરણ તેમાંના કોઈપણને અનુરૂપ નથી, પરંતુ તેમની વચ્ચે કંઈક મધ્યવર્તી છે. વાસ્તવિક પરમાણુને રચનાઓના સંકર તરીકે રજૂ કરવામાં આવે છે જે દોરવામાં આવી શકે છે પરંતુ વાસ્તવમાં તેમના પોતાના પર અસ્તિત્વમાં નથી. અનુમાનિત રચનાઓને રેઝોનન્ટ પણ કહેવામાં આવે છે.

2. વાસ્તવિક પરમાણુની સૌથી નજીકની રચનાઓ તે છે જેની પાસે છે નીચેના લક્ષણો: મહત્તમ સંખ્યાસહસંયોજક બોન્ડ્સ; વિપરીત શુલ્કનું ન્યૂનતમ વિભાજન; પ્લેસમેન્ટ નકારાત્મક ચાર્જસૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ અણુ પર અથવા સૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોપોઝિટિવ અણુ પર હકારાત્મક ચાર્જ.

ચાલો થોડા ઉદાહરણો જોઈએ.

એક્રોલિન એ અસંતૃપ્ત એલ્ડીહાઇડ છે.

ફેનોક્સાઇડ આયન:

σ - ફિનોલના નાઈટ્રેશન દરમિયાન રચાયેલ જટિલ:

હાલમાં, રેઝોનન્ટ હાઇબ્રિડની રચના નીચે મુજબ દર્શાવવામાં આવી છે:

, , https://pandia.ru/text/78/163/images/image036_8.gif" width="144" height="53 src=">.gif" width="45"> - ડિલોકલાઈઝ્ડ π - ઇલેક્ટ્રોન,

સાઇન +, - અથવા. વિચારણા હેઠળની સમગ્ર સિસ્ટમમાં ચાર્જ અથવા અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોનનું ડિલોકલાઈઝેશન સૂચવે છે.

π – ઇલેક્ટ્રોન સમગ્ર π – સિસ્ટમમાં ડિલોકલાઈઝ થાય છે, અને હકારાત્મક ચાર્જમુખ્યત્વે ટર્મિનલ કાર્બન અણુઓ પર સ્થાનીકૃત. એલિલ કેશન સપાટ ભૂમિતિ અપનાવે છે, કારણ કે આ કિસ્સામાં ત્રણ p ઓર્બિટલ્સનો ઓવરલેપ ન્યૂનતમ છે.

વ્યાખ્યાન નં. 5

કેમિકલ બોન્ડ. ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા પુનઃવિતરણની મિકેનિઝમ્સ (અંત)

વ્યાખ્યાન રૂપરેખા:

3.2 મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ (MO) પદ્ધતિ

ML પદ્ધતિ એ ધારણા પર આધારિત છે કે જોડાણ ઓવરલેપને કારણે થાય છે અણુ ભ્રમણકક્ષા. જો અણુ ભ્રમણકક્ષાઓની n સંખ્યા ઓવરલેપ થાય, તો તેના બદલે તે દેખાય છે સમાન સંખ્યા(n) મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ્સ તરીકે ઓળખાતી નવી ઓર્બિટલ્સ. તેઓ અણુ ભ્રમણકક્ષાથી અલગ છે કે ઇલેક્ટ્રોન વાદળો હવે એક અણુના ન્યુક્લિયસને ઘેરી લેતા નથી, પરંતુ બે અથવા વધુ અણુઓના ન્યુક્લિયસ (બે ઇલેક્ટ્રોન બે અથવા વધુ ન્યુક્લિયસને સેવા આપે છે). સ્થાનિક બંધનમાં, ઓવરલેપ થતા અણુ ભ્રમણકક્ષાની સંખ્યા બે છે (દરેકમાં એક ઇલેક્ટ્રોન હોય છે), તેથી બે MOs બને છે. તેમાંથી એક, જેને બોન્ડિંગ ઓર્બિટલ કહેવાય છે, તે મૂળ અણુ ભ્રમણકક્ષા કરતા ઓછી ઉર્જા ધરાવે છે, બીજી, જેને એન્ટિબોન્ડિંગ ઓર્બિટલ કહેવાય છે, તેમાં વધુ ઊર્જા હોય છે. ઉચ્ચ ઊર્જા. નીચલા ઉર્જા ભ્રમણકક્ષાઓ પહેલા ભરવામાં આવે છે. કોઈપણ MO બે ઇલેક્ટ્રોન સમાવી શકે છે. ગ્રાઉન્ડ એન્ટિબોન્ડિંગ સ્થિતિમાં, ભ્રમણકક્ષા અપૂર્ણ રહે છે. ઉદાહરણ તરીકે, MO ની રચના સમાન અને વિવિધ ઊર્જા સ્તરો ધરાવતા AO ની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દરમિયાન આપવામાં આવે છે:

https://pandia.ru/text/78/163/images/image041_8.gif" width="590 height=47" height="47"> σs-s σ*s-s

π અને π* બોન્ડ

જો અણુ ભ્રમણકક્ષા અણુ બંધનની રેખાની બંને બાજુએ ઓવરલેપ થાય છે (બાજુમાં ઓવરલેપ થાય છે), તો પછી π બોન્ડ થાય છે.

અથવા https://pandia.ru/text/78/163/images/image046_6.gif" width="539 height=84" height="84">

તે પહેલેથી જ ઉપર નોંધ્યું હતું કે MO પદ્ધતિનો ઉપયોગ કરીને ગાણિતિક ગણતરીઓ તરંગ કાર્યઓવરલેપિંગ અણુ ભ્રમણકક્ષાના રેખીય સંયોજન દ્વારા રજૂ થાય છે. આ પદ્ધતિને અણુ ભ્રમણકક્ષાનું લીનિયર કોમ્બિનેશન (LCAO) કહેવામાં આવે છે.

ψ ને શ્રોડિન્જર સમીકરણમાં બદલીને અને તેને ઉકેલવાથી, આપણે ભ્રમણકક્ષા (E), અણુ ભ્રમણકક્ષાના વજનના અપૂર્ણાંકો અથવા મૂલ્યો મેળવીએ છીએ. eigenvectors(c), જેનો ચોરસ ભ્રમણકક્ષાના ઇલેક્ટ્રોનની ઘનતા દર્શાવે છે. મૂલ્યો (C) ના આધારે, નીચેના કરો મહત્વપૂર્ણ લાક્ષણિકતાઓઅણુઓ q, બોન્ડ ઓર્ડર P, ફ્રી વેલેન્સી F પરના શુલ્ક તરીકે. અસંતૃપ્ત સંયોજનોને ધ્યાનમાં લેતી વખતે આ જથ્થાઓ કેવી રીતે હાથ ધરવામાં આવે છે અને તેનો ઉપયોગ કેવી રીતે કરવામાં આવે છે તે અમે વધુ વિગતવાર જાણીશું. એ નોંધવું જોઈએ કે એલસીએઓ પદ્ધતિમાં વપરાતા અણુ ભ્રમણકક્ષા કાં તો શુદ્ધ અણુ ભ્રમણકક્ષા હોઈ શકે છે (જેમ કે પહેલાથી જ ધ્યાનમાં લેવાયેલા કિસ્સાઓમાં) અથવા સંકર અણુ ભ્રમણકક્ષા હોઈ શકે છે. તો ચાલો વધુ બે સાથે પરિચિત થઈએ મહત્વપૂર્ણ ખ્યાલોરસાયણશાસ્ત્રમાં: ઇલેક્ટ્રોન જોડી રિસ્પ્લેશન અને હાઇબ્રિડાઇઝેશનનો ખ્યાલ. આ વિભાવનાઓ સીધા પરમાણુની ભૂમિતિ સાથે સંબંધિત છે, જે બદલામાં તેમાં હાજર બોન્ડ્સ દ્વારા નક્કી કરવામાં આવે છે.

સામાન્ય વિચાર એ છે કે અણુના વેલેન્સ શેલમાં ઇલેક્ટ્રોનની જોડી એકબીજાને ભગાડે છે, અને અણુઓ આ વિકારને ઘટાડવા માટે ગોઠવાયેલા છે. વેલેન્સ શેલના ઇલેક્ટ્રોન જોડી વચ્ચેના વિકારને નબળું પાડવું આ ઇલેક્ટ્રોન જોડીને એકબીજાથી શક્ય હોય ત્યાં સુધી ખસેડીને પ્રાપ્ત થાય છે. ઉદાહરણ તરીકે, જો પરમાણુમાંના અણુમાં તેના સંયોજક શેલમાં ઇલેક્ટ્રોનની બે જોડી હોય, તો પછી જોડી વચ્ચે 180 ડિગ્રીના ખૂણા પર તેમનું વિસર્જન ન્યૂનતમ છે:

DIV_ADBLOCK25">

નીચેના ક્રમમાં ઇલેક્ટ્રોન ઘટે છે: >

જ્યાં, np - ઇલેક્ટ્રોનની એકલ જોડી

sp - ઇલેક્ટ્રોનની બંધન જોડી

હવે ચાલો કાર્બન અને નાઈટ્રોજનના વેલેન્સ શેલના ઈલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાને ઉલટાવીએ:

2s22p2 સાથે અથવા ઉત્તેજિત કાર્બન 2s12p3 માટે

કાર્બન અને નાઇટ્રોજન બંનેની અસમાન પ્રારંભિક ભ્રમણકક્ષાઓ જ્યારે બીજા અણુના ભ્રમણકક્ષા સાથે ઓવરલેપ થાય ત્યારે અસમાન રાસાયણિક બંધનો બનાવવો જોઈએ, ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન (CH4, NH3). તદુપરાંત, p-ઓર્બિટલ્સ દ્વારા રચાયેલા બોન્ડના બોન્ડ એંગલ આદર્શ રીતે 90 ડિગ્રી હોવા જોઈએ. જો કે, તફાવત બોન્ડ્સ (ઊર્જા, લંબાઈ) અને બોન્ડ એંગલની લાક્ષણિકતાઓ દ્વારા નક્કી કરી શકાય છે, જેણે નીચેના પરિણામો આપ્યા છે: તાકાત અને લંબાઈની દ્રષ્ટિએ, બધા C – H અથવા N – N બોન્ડ સમાન છે, બોન્ડના ખૂણા 90 ડિગ્રીથી અલગ: HCH - 109°28', HNH - 107°.

તદુપરાંત, વેલેન્સ શેલમાં બે ઇલેક્ટ્રોન જોડીવાળા અણુ માટે મળેલ બોન્ડ એંગલ લગભગ 180 ડિગ્રી છે, અને ત્રણ જોડી સાથે 120 ડિગ્રી છે, એટલે કે, ઇલેક્ટ્રોન જોડી રિસ્પ્લેશનની વિભાવના દ્વારા અનુમાનિત મૂલ્યોની નજીક છે. ઉપરોક્ત હકીકતોને સમજાવવા માટે, અન્ય ખ્યાલ પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવ્યો હતો - વર્ણસંકરીકરણનો ખ્યાલ. આ ખ્યાલ મુજબ, રાસાયણિક બંધનો ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા બનાવવામાં આવે છે "શુદ્ધ" નહીં, પરંતુ "મિશ્રિત", કહેવાતા હાઇબ્રિડ ઓર્બિટલ્સ. બાદમાં અણુ ભ્રમણકક્ષાના મિશ્રણનું પરિણામ છે.

વર્ણસંકરીકરણ દરમિયાન, ભ્રમણકક્ષાનો મૂળ આકાર અને ઊર્જા પરસ્પર બદલાય છે અને નવા ભ્રમણકક્ષા દ્વારા રચાય છે, પરંતુ પહેલાથી જ સમાન આકારઅને સમાન ઊર્જા. કાર્બન માટે:

વર્ણસંકર sp3 ભ્રમણકક્ષા બીજકની એક બાજુ બીજી બાજુ કરતાં વધુ વિસ્તરેલ છે. પરિણામે, હાઇબ્રિડ ઓર્બિટલના ઇલેક્ટ્રોનની ભાગીદારી સાથે રચાયેલ રાસાયણિક બોન્ડ વ્યક્તિગત s - અને p - ઓર્બિટલ્સના ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા રચાયેલા એક કરતા વધુ મજબૂત હોવું જોઈએ. જ્યારે કાર્બન ન્યુક્લિયસ ટેટ્રેહેડ્રોનના કેન્દ્રમાં હોય ત્યારે કાર્બનના ચાર sp3 હાઇબ્રિડ ઓર્બિટલ્સ ટેટ્રેહેડ્રોનના શિરોબિંદુઓ તરફ નિર્દેશિત થાય છે. HSN કોણ 109°28’ છે. બધા CH બોન્ડની તાકાત ≈ 102 kcal/mol છે.

અસંતૃપ્ત કાર્બન સંયોજનો ડબલ અથવા ટ્રિપલ બોન્ડ ધરાવે છે. કાર્બન અણુઓ

ત્રણ અને બે લિગાન્ડ્સ અનુક્રમે અસંતૃપ્ત બોન્ડ ધરાવે છે. પ્રથમ કિસ્સામાં, બોન્ડના ખૂણો ≈ 120° અને બીજામાં, 180° છે. આ પરિસ્થિતિને સમજાવવા માટે, અણુ ભ્રમણકક્ષાના sp2 - અને sp - વર્ણસંકરીકરણની વિભાવનાઓનો ઉપયોગ કરવામાં આવે છે. (ત્રિકોણ અને રેખીય વર્ણસંકરીકરણ).

sp2 ઓર્બિટલ આકારમાં sp3 ઓર્બિટલ જેવું જ છે, પરંતુ કદમાં થોડું અલગ છે. એક અથવા બે પી-ઇલેક્ટ્રોન વર્ણસંકરીકરણથી મુક્ત રહે છે. બે કાર્બન અણુઓના p-ઓર્બિટલ્સના બાજુના ઓવરલેપને કારણે, π-બોન્ડ રચાય છે. તે. ડબલ બોન્ડને σ - અને π - બોન્ડના સંયોજન તરીકે ગણી શકાય અને ટ્રિપલ બોન્ડને σ - અને બે π - બોન્ડના સંયોજન તરીકે ગણી શકાય.

રાસાયણિક બોન્ડ માત્ર અણુ ભ્રમણકક્ષાને ઓવરલેપ કરીને જ નહીં, પણ પરમાણુ ભ્રમણકક્ષાને ઓવરલેપ કરીને પણ બનાવી શકાય છે. આવા બોન્ડ અસંતૃપ્ત સંયોજનો સાથે સંક્રમણ ધાતુના સંયોજનો (Pt, Rh, Co, વગેરે) ની ક્રિયાપ્રતિક્રિયા દ્વારા રચાય છે, ઉદાહરણ તરીકે, ઇથિલિન અથવા કાર્બન મોનોક્સાઇડ.

જો કે, એ યાદ રાખવું જ જોઇએ કે વર્ણસંકરીકરણની વિભાવના, અન્ય ઘણા લોકોની જેમ, પ્રાયોગિક રીતે મેળવેલા વાસ્તવિક પરમાણુની લાક્ષણિકતાઓને સમજાવવા માટે માણસ દ્વારા શોધ કરવામાં આવી હતી: વેલેન્સ ઓર્બિટલ્સ અને બોન્ડ એન્ગલની દિશા, બોન્ડની સમાનતા, ઉદાહરણ તરીકે, સીએચ બોન્ડ્સ CH4 માં. શું આ ખરેખર સાચું છે? NMR અને IR સ્પેક્ટ્રોસ્કોપી જેવી કાર્બનિક પરમાણુઓનો અભ્યાસ કરવાની આવી પદ્ધતિઓનો ઉપયોગ કરીને, મિથેનના આઠ વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોનને અલગ પાડવાનું ખરેખર શક્ય ન હતું. પરંતુ જ્યારે ફોટોઈલેક્ટ્રોન સ્પેક્ટ્રોસ્કોપી (PS) અને ઈલેક્ટ્રોન ટ્રાન્સમિશન સ્પેક્ટ્રોસ્કોપી (ETS) દેખાયા, જે MOs ની શક્તિઓને સીધી રીતે માપવાનું શક્ય બનાવે છે, ત્યારે તે પુષ્ટિ કરવી શક્ય હતું કે મિથેનના વેલેન્સ શેલમાં હજુ પણ બે છે. વિવિધ પ્રકારો MOs જે ઊર્જામાં ભિન્ન હોય છે. પ્રથમ, ફોટોઈલેક્ટ્રોન સ્પેક્ટ્રોસ્કોપીના સાર વિશે થોડાક શબ્દો: ફોટોઈલેક્ટ્રોન સ્પેક્ટ્રોસ્કોપી, ફોટોઈલેક્ટ્રોન ઉત્સર્જન દરમિયાન ઉત્સર્જિત ઈલેક્ટ્રોનના ઉર્જા સ્પેક્ટ્રાને માપવા પર આધારિત પદાર્થની રચનાનો અભ્યાસ કરવાની પદ્ધતિ. પરમાણુ અથવા મુક્ત પરમાણુ યુવી પ્રકાશ સાથે શૂન્યાવકાશમાં ઇરેડિયેટ થાય છે, જેના કારણે ઇલેક્ટ્રોનનું પ્રકાશન થાય છે, જેની ઊર્જા માપવામાં આવે છે. બહાર નીકળેલા ઇલેક્ટ્રોનની ઊર્જા અને વપરાયેલ રેડિયેશનની ઊર્જા વચ્ચેનો તફાવત એ ઇલેક્ટ્રોનની આયનીકરણ સંભવિતતા છે. મોટાભાગના પરમાણુઓ માટે તે ખૂબ વધારે છે (200 kcal/mol). વિવિધ ઊર્જાના અનેક ઈલેક્ટ્રોન ધરાવતો પરમાણુ કોઈપણ ઈલેક્ટ્રોન ગુમાવી શકે છે જેની ઊર્જા વપરાયેલી રેડિયેશનની ઊર્જા કરતાં ઓછી હોય છે (દરેક અણુ માત્ર એક ઈલેક્ટ્રોન ગુમાવે છે). ફોટોઈલેક્ટ્રોન સ્પેક્ટ્રમ બેન્ડ્સની શ્રેણી ધરાવે છે, જેમાંથી દરેક ચોક્કસ ઊર્જાના ભ્રમણકક્ષાને અનુરૂપ છે. સ્પેક્ટ્રમમાં બ્રોડ બેન્ડ સામાન્ય રીતે મજબૂત રીતે બંધાયેલા ઇલેક્ટ્રોનને અનુરૂપ હોય છે, અને સાંકડા બેન્ડ નબળા રીતે બંધાયેલા અથવા અનબાઉન્ડ ઇલેક્ટ્રોનને અનુરૂપ હોય છે (ઉદાહરણ તરીકે, LEP). મિથેનના ફોટોઈલેક્ટ્રોન સ્પેક્ટ્રમમાં બે બેન્ડ હોય છે વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન, 12.7 અને 23.0 eV પર, 291 eV પર આંતરિક ઇલેક્ટ્રોન બેન્ડ ઉપરાંત.

ઇલેક્ટ્રોન સ્પેક્ટ્રમમાંથી, અભ્યાસ હેઠળના પદાર્થમાં ઇલેક્ટ્રોનની બંધનકર્તા ઊર્જા અને તેમના ઊર્જા સ્તરો નક્કી કરવાનું શક્ય છે. ફોટોઈલેક્ટ્રોન સ્પેક્ટ્રોસ્કોપી મોનોક્રોમેટિક એક્સ-રેનો ઉપયોગ કરે છે અથવા અલ્ટ્રાવાયોલેટ કિરણોત્સર્ગહજારોથી દસ eV સુધીની ફોટોન ઊર્જા સાથે. ઇલેક્ટ્રોનિક સ્પેક્ટ્રોમીટરનો ઉપયોગ કરીને ફોટોઇલેક્ટ્રોનના સ્પેક્ટ્રમનો અભ્યાસ કરવામાં આવે છે ઉચ્ચ રીઝોલ્યુશન(એક્સ-રે પ્રદેશમાં eV ના દસમા ભાગ સુધી અને અલ્ટ્રાવાયોલેટ પ્રદેશમાં eV ના સોમા ભાગ સુધીનું રીઝોલ્યુશન પ્રાપ્ત થયું છે). પદ્ધતિ F. s. વાયુયુક્ત, પ્રવાહી અને દ્રવ્યને લાગુ પડે છે નક્કર સ્થિતિઓઅને તમને અણુઓ અને પરમાણુઓના બાહ્ય અને આંતરિક બંને ઇલેક્ટ્રોનિક શેલોનો અભ્યાસ કરવાની મંજૂરી આપે છે, જેમાં ઇલેક્ટ્રોનનું ઊર્જા સ્તર નક્કર શરીર(ખાસ કરીને, વહન બેન્ડમાં ઇલેક્ટ્રોનનું વિતરણ). પરમાણુઓ માટે, અણુઓના આંતરિક શેલમાં ઇલેક્ટ્રોનની બંધનકર્તા ઊર્જા જે તેમને બનાવે છે તે રાસાયણિક બંધનના પ્રકાર (રાસાયણિક પાળી) પર આધાર રાખે છે.

તે પર ભાર મૂકવો જોઈએ કે આ મૂલ્યો વિવિધ ઊર્જાના ત્રણ ભ્રમણકક્ષામાં બંધન ઇલેક્ટ્રોનની બંધનકર્તા ઊર્જાનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે, અને પ્રથમ, બીજા અને પછી ત્રીજા ઇલેક્ટ્રોનને ક્રમિક રીતે બહાર કાઢવા માટે જરૂરી ઊર્જાને નહીં. તીવ્રતાનો ભ્રમણકક્ષાની સંખ્યા અથવા ઇલેક્ટ્રોનની સંખ્યા સાથે કોઈ સંબંધ નથી.

તે. CH4 સાથેનું એક સરળ ઉદાહરણ સૂચવે છે કે પોલીઆટોમિક સંયોજનોમાં રાસાયણિક બોન્ડનું સ્થાનિકીકૃત બોન્ડ (બે ઈલેક્ટ્રોન બે અણુઓના માત્ર બે ન્યુક્લીઓનું કામ કરે છે) તરીકેનું વર્ણન સંપૂર્ણપણે સાચું નથી, જોકે આવા સરળીકરણ રસાયણશાસ્ત્રીને કાર્બનિકની રચના અને પ્રતિક્રિયાશીલતામાં ઘણું સમજવામાં મદદ કરે છે. પરમાણુ વાસ્તવમાં, પોલિએટોમિક (બે કરતાં વધુ અણુઓ) પરમાણુઓમાં બોન્ડ્સ ડિલોકલાઈઝ થાય છે, એટલે કે, બે ઇલેક્ટ્રોન ત્રણ અથવા વધુ અણુઓને સેવા આપે છે. MO પદ્ધતિ તમને ડિલોકલાઈઝ્ડ બોન્ડ્સના ઓર્બિટલ્સની ગણતરી કરવાની મંજૂરી આપે છે. ઉદાહરણ તરીકે, CH4 ના કિસ્સામાં, કાર્બનના 2s ભ્રમણકક્ષાને હાઇડ્રોજન અણુઓના ચાર 1s ભ્રમણકક્ષા સાથે જોડીને એક બંધન ભ્રમણકક્ષા મેળવવામાં આવે છે. આ ભ્રમણકક્ષા સમગ્ર પરમાણુને ફેલાવે છે અને તેમાં કોઈ ગાંઠો નથી. કાર્બનના 2p ઓર્બિટલ્સ અને હાઇડ્રોજનના ચાર 1s ઓર્બિટલ્સમાંથી બનેલા દરેક MO, કાર્બન પર એક સાઇટ ધરાવે છે. આ ત્રણેય સંયોજનો સમકક્ષ છે પરંતુ નોડલેસ MO કરતાં ઊર્જામાં વધારે છે. ચાર એન્ટિબોન્ડિંગ (એન્ટીબોન્ડિંગ) ઓર્બિટલ્સ સમાન સંયોજનોમાંથી મેળવવામાં આવે છે, જેમાં કાર્બન અને હાઇડ્રોજન ઓર્બિટલ્સ હોય છે. વિવિધ ચિહ્નોઓવરલેપ વિસ્તારમાં. હાલમાં, ડિલોકલાઈઝ્ડ કનેક્શન્સના MO ની ચિત્ર છબીઓ વ્યાપકપણે ઉપયોગમાં લેવાઈ છે. તેઓ તદ્દન જટિલ છે, ખાસ કરીને σ–MO ઈમેજીસ. π – MO એકદમ સરળતાથી દોરી શકાય છે. અસંતૃપ્ત સંયોજનોમાં પ્રતિક્રિયાશીલતા મુખ્યત્વે π – MO ના ગુણધર્મો દ્વારા નક્કી કરવામાં આવતી હોવાથી, ભવિષ્યમાં આપણે વારંવાર π – MO ના ચિત્રોનો ઉપયોગ કરીશું.

નીચે CH4 ના મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ્સના ઉર્જા આકૃતિઓ છે, જ્યાં રાસાયણિક બોન્ડને સ્થાનિક અથવા ડિલોકલાઈઝ ગણવામાં આવે છે.

MO ની ગ્રાફિક રજૂઆત:

DIV_ADBLOCK30">

ઢીલું કરવું (એન્ટિ-બાઈન્ડિંગ) MO (RMO) રાસાયણિક બંધન કરતું નથી. તે મોટાભાગે અવ્યવસ્થિત હોય છે (એટલે ​​​​કે, પરમાણુની જમીનની સ્થિતિમાં હંમેશા અવ્યવસ્થિત). જ્યારે ઊર્જા શોષી લે છે (યુવી ઇરેડિયેશન). RMO OZMO બની શકે છે. RMO ની ઉર્જા અણુ ભ્રમણકક્ષાની ઉર્જા કરતા વધારે છે જેમાંથી તે બને છે.

ખૂબ મહાન મૂલ્યરાસાયણિક પ્રતિક્રિયા દરમિયાન સૌથી વધુ કબજે કરેલ અને સૌથી ઓછું મફત MO હોય છે. HOMO એ સૌથી વધુ ઉર્જા ધરાવતું MOs છે. LUMO એ મુક્ત (અવ્યવસ્થિત) પૈકીનું એક છે જેની ઊર્જા સૌથી ઓછી છે. રાસાયણિક પ્રતિક્રિયાઓમાં, ઇલેક્ટ્રોન LUMO થી LUMO માં સ્થાનાંતરિત થાય છે. તદુપરાંત, આ ભ્રમણકક્ષાઓ સંબંધિત હોઈ શકે છે વિવિધ કણો (આંતરપરમાણુ ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓ) અથવા એક કણ (ઇન્ટ્રામોલેક્યુલર ક્રિયાપ્રતિક્રિયાઓ).

આયોનાઇઝેશન પોટેન્શિયલ એ પરમાણુમાંથી ઇલેક્ટ્રોનને દૂર કરવા માટે જરૂરી ઊર્જા છે: કૂપમેન્સના પ્રમેય અનુસાર, આયનીકરણ સંભવિતનું મૂલ્ય વિપરીત ચિહ્ન સાથે લેવામાં આવેલા અનુરૂપ ઓક્યુપેડ MO ના ઊર્જા મૂલ્ય જેટલું છે.